Примеры научно-исследовательских работ

1. Прямая потенциометрия

Метод основан на измерении э.д.с. селективного электрода в нескольких стандартных растворах с известной активностью определяемого иона. С этой целью из исходного 1М раствора определяемого иона путем последовательного разведения готовят растворы с концентрацией от 0,1 до 10^-5М. Измеряют э.д.с. для полученных растворов и по результатам измерений строят график зависимости Е от lga_i(pa_i). Такие графики, как правило, линейны, угловой коэффициент соответствует электродной функции по Нернсту (2,3 RT/nF на единицу ра_i). В тех же условиях определяют э.д.с. в исследуемом растворе и по графику находят соответствующую ей активность анализируемого иона.

По стандартному раствору соляной кислоты с концентрацией от 0,1 до 10^-5 М построить калибровочный график Е – ра_i. По заданию преподавателя определить активность ионов водорода в растворах минеральных и органических кислот при различной ионной силе раствора. Экспериментальные данные сопоставить с теоретическими расчетами, выполненными на основании уравнения Дебая-Гюккеля.

2. Определение серной и фосфорной кислот при их совместном присутствии.

Количественное определение серной и фосфорной кислот при их совместном присутствии основано на измерении рН этого раствора в процессе титрования щелочью со стеклянным электродом. Полученные кривые имеют две точки эквивалентности, определяемые по изменению хода кривых титрования. Первая точка эквивалентности соответствует нейтрализации всей серной и фосфорной кислоты до дегидрофосфата натрия.

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2 H₂O

H₃PO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O

Вторая точка эквивалентности соответствует нейтрализации второго иона водорода фосфорной кислоты с образованием гидрофосфата натрия.

NaH₂PO₄ + NaOH = Na₂HPO₄ + H₂O

Раздельное титрование первого и второго ионов водорода фосфорной кислоты возможно в связи с большой разницей в величине констант диссоциации фосфорной кислоты и по первой и по второй ступени (рК₁ = 2,12; рК₂ = 7,21; рК₃ = 12,36). Так как в результате титрования получается однозамещенная, а затем двухзамещенная соль фосфата натрия, то рН точек эквивалентности может быть определена по формулам:

Ход определения.

Пробу полученную для анализа раствора смеси кислот (~0,5н) 10 см³ количественно переносят в мерную колбу на 100 см³ и доводят в колбе до метки водой. Пробу 20 см³ переносят в стакан емкостью 150-200 см³ и разбавляют водой до 70-100 см³. При перемешивании фиксируют начальное значение рН. Затем начинают приливать из бюретки щелочь, записывая показания прибора после прибавления первой порции по 0,5 см³. В области первого скачка титрования (рН 4-6) и второго скачка (рН 9-11) объем добавляемой порции раствора уменьшают до 0,1-0,2 см³. Титрование повторяют четыре раза. По окончании работы электроды промывают дистиллированной водой. По данным строят график зависимости ΔpH/ΔV-V.

По максимуму на кривой титрования определяют объем едкого натра (V₁), затраченного на титрование серной кислоты и фосфорной кислоты по первой ступени диссоциации, и объем едкого натра (V₂), затраченный на титрование фосфорной кислоты по второй ступени (рис. 2). Расчет содержания кислот в анализируемом растворе проводят по формуле:

Рисунок 2. – Кривая титрования

3. Определение смеси сильной и слабой кислоты при совместном присутствии (на примере HCl и H₃BO₃)

Константа диссоциации борной кислоты по первой ступени очень мала ( ). Это не дает возможности получить четкий скачек потенциала. Прибавление многоатомных спиртов (глицерин, глюкоза, пропиленгликоль и др.) приводит к образованию сложных кислот, например глицерино-борной H{BO₂[C₃H₅(OH)₅]} с К_дисс= 3·10^-3. Повышение константы диссоциации способствует получению четкого скачка и возможности фиксирования эквивалентной точки.

Ход определения

Предварительно устанавливают значение рН раствора в конечных точках для титрования соляной и борной кислот. С этой целью в сосуд для титрования помещают 5-10 см³ 0,1 н. борной кислоты и разбавляют водой так, чтобы покрыть рабочую часть электродов. Измеряют величину рН раствора борной кислоты (рН₁). Затем в этот раствор вносят 10 см³ глицерина и титруют раствором гидроксида натрия порциями по 0,5 см³, измеряют величину рН раствора после каждой порции титранта. Строят график в координатах ΔpH/ΔV-V . Максимальное значение величины ΔpH/ΔV соответствует значению рН конечной точки титрования глицерино-борной кислоты (рН₂).

Затем, промыв электроды, в стакан для титрования помещают заданное количество смеси HCl и H₃BO₃ и доливают водой, чтобы покрыть рабочую часть электродов. Титруют 0,1 н. раствором NaOH до достижения значения рН (порции титранта вблизи этого значения уменьшают до 0,1 см³) и записывают объем титранта V₁. Затем в раствор вводят глицерин (10-20 см³) и титруют до достижения значения рН₂. Записывают объем титранта V₂. Разность (V₂-V₁) дает объем титранта, эквивалентный содержанию борной кислоты. Содержание HCl и H₃BO₃ рассчитывают по формуле:

4. Определение Fe²⁺ титрованием бихроматом калия

Определение основано на окислительно-восстановительной реакции

6 Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- + 14H⁺ 6Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 7H₂O

до достижения эквивалентной точки:

;

после эквивалентной точки:

В качестве индикаторного используют платиновый электрод.

Ход определения

В ячейку для титрования помещают 5-20 см³ испытуемого раствора и 0,1 н серной кислоты в количестве, чтобы закрывать рабочую поверхность электродов. Титрант прибавляют порциями по 0,5 см³, вблизи точки эквивалентности титрант прибавляют по 0,1-0,2 см³. Строят график в координатах Е-V_{титранта}, концентрацию Fe²⁺ рассчитывают по формуле:

.

5. Определение Fe³⁺ комплексонометрическим методом

В кислой среде (рН=3-4) Fe³⁺ образует с комплексоном III (H₂R^2-) прочное комплексное соединение (FeR^-), вследствие чего потенциал платинного электрода понижается. Как только все ионы Fe³⁺ окажутся связанными в комплекс, наступит резкий скачек потенциала из-за практического исчезновения окисленной формы Fe³⁺ системы Fe³⁺/ Fe²⁺. Дальнейшее добавление титранта не изменяет потенциал электрода.

Ход определения

В стакан для титрования помещают 5-20 см³ раствора определяемого вещества, 50 см³ дистиллированной воды и по каплям 10-процентный раствор ацетата аммония (или натрия) до тех пор пока раствор не окрасится в желто-оранжевый цвет (гидролиз соли трехвалентного железа). Добавляют 5-10 капель 1% раствора соли Мора (не содержащей Fe²⁺) и титруют раствором комплексона III. Следует иметь в виду, что вблизи эквивалентной точки потенциал устанавливается медленно. Строят график зависимости Е-V_{титранта}. Содержание Fe³⁺ рассчитывают по формуле:

.