С.К. Пискарёва - Аналитическая химия (1110124), страница 57
Текст из файла (страница 57)
Второй продукт правой части равенства реакции нейтрализации — соль может в водных растворах не только быть нейтральной, но и проявлять как кислотные, так и основные свойства. Например, азСОз ведет себя как основание, а )заНБО5 — как кислота. Эти противоречия исключаются теорией Бренстеда (см. гл. 1, 8 13). З 355. 559 252 В качестве титрантов предпочитают использовать для получения лучших результатов либо сильные кислоты, либо сильные основания. С учетом этого можно выделить следующие системы. 1. Титроваиие силыюй кислотой сильного основания. 2. Титрование сильным основанием сильной кислоты. Обе эти системы основываются на уравнении Н О +ОН»-2нгО 3. Титрование сильным основанием слабой кислоты.
Оно основывается на уравнении Нлпд-ОН ~Н,О ЪАп 4. Тнтроиание сильной кислотой слабого основания. Оно основывается на уравнении Н»О +КгОН~ФКг~+2Н»О Титрование сильным электролитом слабого электролита в анализе не находит применения. Метод кислотно-основного титрования нашел широкое применение для определения разнообразных веществ: сильных и слабых кислот и оснований, многих солей, оксидов. Проводят также определение азота, фосфора, бора. Возможносгн метода кислотно- основного титрования были значительно расширены использованием неводных сред. На кислотно-основных реакциях основано определение многих органических функциональных групп (например, алкилиминной, аминной, ацильной, гидразинной, карбоксильной, сульфоксидной, эпоксидной и др.). Сульфамидную группу БОг[х[Нг определяют тнтрованием хлорной кислотой в неводных средах, а определение ацильных групп проводят в водной среде.
8 2. СТАНДАРТНЫЕ РАСТВОРЪ| В практике кислотно-основного титрования из кислот чаще всего используют стандартные растворы хлороводородной, серной и хлорной кислот. В большинстве случаев используют растворы НС1. Серную и хлорную кислоты применяют тогда, когда прибегают к кипячению концегггрированных растворов. Азотная кислота относительно нестойкая, но находит применение при определении фосфора. Исходными веществами для установки Титра НС1 служат карбонат натрия, тетраборат натрия и окснд ртути. Титрованные растворы НС1 в склянках с притертыми пробками хранятся неограниченно долгое время. Растворы НС1, Н[х[Оз и НгВОд с точной концентрацией можно' получить, если взять точную навеску соответствующей соли ([х[аС[, К[ЧОз, КгЯОд), растворить в воде и пропустить в подготовленную колонку с катионитом в Н+-форме.
Из колонки вытекает эквивалентное количество НС1, Н[х[Оз нли НгЯОд, которые 258 собирают в мерную колбу и разбавляют водой до метки. Разработана методика получения стандартного раствора НС! путем растворения навески хлороводородной кислоты, кипящец при постоянной температуре. Из титрованных растворов щелочей чаще всего применяют раствор [х[аОН, реже — КОН.
Эти растворы часто содержат карбонат-ионы и всегда пошющают из воздуха СО,. Различие между [х[аОН и КОН состоит в том, что когщентрированные растворы [х[аОН не растворяют [х[агСОз, тогда как когщентрированные растворы КОН сравнителыю хорошо растворяют К СОз. Титр раствора едкой щелочи можно установить по гитрованному раствору кислоты или же по установочным (исходным) веществам. Основными исходными веществами для установки титра оснований являются днфталат калия С Нд(СООН)СООК, щавелевая кислота НгСгОд 2НгО, оксалат натрия [х[агСгОд, бензойпая кислота С„Н,-- СООН, янтарная кислота НгСдНдОд, сульфаминовая кислота [ [Нг — БОзН (в растворе Нз[х[ — ЯОз).
Последняя является сильной кислотой. $ 3. ВЫЧИСЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ ВОДОРОДНЫХ И ГИДРОКСИДНЫХ ИОНОВ, РН И пОН В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Вопрос о водородном и гидроксидном показателе (рН и рОН) н вычислении концентрации водородных и гндроксидных ионов, а также о вычислении рН и рОН был рассмотрен ранее (см. гл. 5, 8 2). В аналитической практике кислотно-основного титрования эти вопросы имеют особое значение, поэтому расширим наши представления и систематизируем их. Если говорится о концентрации водородных ионов Н», то следует .учитывать, что свободных водородных ионов в растворах нет.
Водородный ноп соединен в водных растворах по меньшей мере с одной молекулой воды. Поэтому, когда говорят о Н~, имеют в виду гидратнровапные ионы НзО+, а рН, соответственно, следует понимать как рН О„т. е. гидроксонневый показатель. Эти представления по аналогии можно перенести и на неводные растворы. Если в воде протон гидратирован, то в других растворителях сольватирован, т. е. связан с молекулой растворителя. В спиртах будет сольватированный протон ВОНг~, в аминах В[х[Нз, в органических кислотах КСООНг~ и т. д.
Так как мы ограничиваемся водными растворами, то для них будут справедливы следующие соотношения: к„= 1н' Цон 1; [Н+1= — [ОН 1 —— » Кнгп, — Кнгп [ОН 1 [Н»1 ч» где Ки о — ионное произведение воды; [Н+1 и [ОН 1 — концен- трации Н+- и ОН -ионов. Для комнатной температуры данные соотношения можно представить формулами: [н'1[он 1=ю ", Юсы - Ю-" [н+]= —; 1он-1= —,; [он-]1 [н'11 рН+ рОН = 14. При комнатной температуре рН нейтральной точки составляет 7, при 0' С вЂ” 7,5 при 60" С вЂ” 6,5. Это связано с тем, что Кн „меняется с изменением температуры, а диапазон шкалы Н2О рй зависит от Ки о. Концентрация водородных и гидроксидных ионов редко достйгает 1 моль/л, поэтому диапазон шкалы рН при обычных условиях находится в интервале от 0 до 14.
В дальнейшем в наших формулах будут фигурировать наряду с водородным и гидроксндным показателями следующие обозначения: с„„„— концентрация кислоты, с „—.концентрация основания, К„„.„ †констан кислотной диссоциации, К„„ †констан основной диссоциации, рс„„ †показате концентрации кислоты, т. е. отрицательный логарифм концентрации кислоты, рс„„— показатель концентрации основания, т. е. отрицательный логарифм концентрации основания, НАп — кислота, КпОН вЂ” основание. Вычисление [Н+1, [ОН 1, а следовательно, рН и рОН ведут по формулам, которые определяются характером и силой электролита.
Растворы сильных кислот [н|+ =с„„ Концентрация ионов водорода равна общей концентрации кислоты, следовательно, рН = —.1Вс,„= — !Вс„„„=рс„„ Данные формулы применимы для сильных однопротонных кислот [НС], НВг, Н1, Н]чОз, НС[О4). Самой сильной кислотой является трифторметансульфокислота СГзБОзН. Серная кислота является сильной по первой ступени диссоциации: н,зо.
н +нзо, В более концентрированных растворах она не полностью диссоциирована по второй ступени. Для аналитических концентраций можно считать, что она полностью диссоциирует по уравнению Новос-+2Н++ЗО~ т, е. Н+ в 2 раза превышает общую концентрацию кислоты. Растворы сильных оснований [ОН ]=с =с„ Концентрация ОН -ионов равна концентрации основания, следовательно, рон=-[яс = — [я [К1ОН] рс 1а-" [н+]= —; рн= 14 — рон. [он-11 К числу сильных оснований,' кроме ХаОН, КОН, К[зОН, СзОН, относится зтилат натрия СзНзОХа и Ва(ОН)2.
Концентрация ОН -ионов в растворах Ва[ОН)х в 2 раза выше, чем общая концентрация щелочи. ОН -ионы в Ва[ОН)„как и у других сильных гидроксидов, прямо присутствуют в молекулах растворяемых оснований. В случае зтилата натрия ОН -ионы образуются за счет связывания основанием Н -ионов. Эквивалентная масса С~НхОМа соответствует 1 моль ОН -ионов. Указанные выше формулы неприменимы для концентрированных растворов и для сильно разбавленных растворов, когда с<10 моль1л.
Растворы слабых кислот. Для вычисления концентрации ионов Н+ и рН слабых кислот необходимо знать их общую концентрацию и константу диссоциации [Х,„.,). Основное уравнение диссоциации таких кислот НАп+Н~О~Н~О" +Ап К слабым кислотам относится НСХ, НзБ, НзСОз, НзВОз, СН,,СООН, НС10. Если степень диссоциации меньше 5%, то концентрацию ионов Н+ можно вычислить по формуле [Н+]=. ~К, с а значение рН вЂ” по формуле рн='[,рк „вЂ” 11,[в 2 Растворы слабых оснований. Основное уравнение диссоциации слабых оснонаиий по Бренстеду: К1ОН~К1++ ОН К слабым основаниям относятся МНсОН, Си[ОН)„В[(ОН)з, апилин, пиридин, метил амин. Для очень слабых оснований вычисления ОН и рОН можно вести по формулам: [он-]=,/к „с рон — р "" К вЂ” 1 с 2 261 рн= М вЂ” РОН.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
