Кислотно-основное титрование.

Метод кислотно-основного титрования широко применяется в клинических анализах, санитарно-гигиенических и токсикологических исследованиях, в фармации, при анализе лекарственных препаратов и т.д.

В основе кислотно-основного метода титрования лежат реакции между кислотами и основаниями, поэтому этот метод подразделяется в свою очередь на ацидиметрический и алкалиметрический.

В ацидиметрии в качестве титрантов применяют 0,01-0,1 N растворы сильных кислот (HCl и H₂SO₄) для определения оснований, солей слабых кислот, аминов и их производных.

 

 

 

Рис. 3. Способ титрования неизвестного основания стандартным раствором H₂SO₄:

а - известное количество основания помещают в колбу; б - к основанию добавляют кислотно-основный индикатор, а затем из бюретки медленно приливают стандартный раствор H₂SO₄; в - точку эквивалентности устанавливают по изменению окраски индикатора.

В ацидиметрии в качестве титрантов применяют 0,01-0,1 N растворы сильных кислот (HCl и H₂SO₄) для определения оснований, солей слабых кислот, аминов и их производных. Так как серная кислота гигроскопична, а соляная летуча, то установку точной концентрации этих веществ проводят по стандартным растворам (первичный стандарт), например, тетраборат натрия - бура (Na₂B₄O_{7 *} 10 H₂O).

Алкалиметрию применяют для определения сильных и слабых кислот (H₂BO₃, HCl, CH₃COOH), а так же фенолов и солей слабых оснований, например, хлорида аммония NH₄Cl.

Титрантами в данном случае являются 0,01-0,1 N растворы сильных оснований (NaOH, KOH). Стандартным титрантом в данном случае является раствор щавелевой кислоты - H₂ С₂O₄ * 5 Н₂О.

В основе метода кислотно-основного титрования лежит реакция нейтрализации, сущность которой заключается в следующем уравнении:

 

H₃О⁺ + OH^- → 2Н₂О

 

простейшем виде: Н ⁺ + ОН ^- →Н₂О

 

При этом ионы водорода H⁺ кислоты связываются ионами OH ^- оснований, т.е. при титровании (прибавления малых порций из бюретки) кислоты к щелочи происходит постепенное уменьшение концентрации ионов Н⁺, а количество ионов ОН^- увеличивается. Таким образом, уменьшение концентрации кислоты можно отслеживать по изменению концентрации ионов водорода. В точке эквивалентности, т.е. в конце титрования, концентрация ионов водорода [H⁺] практически должна быть равна концентрации гидроксид - ионов [OH^-]. Как показали исследования, величина концентрации ионов водорода, в данном случае, равна 10 ^-7 г-ион/л.

На практике вместо концентрации водородных ионов используют понятие «водородный показатель», обозначаемый – рН и равный отрицательному десятичному логарифму из концентрации водородных ионов, т.е. рН = - lg [H⁺]

Значит, если [H⁺] =10^-7 г-ион/л, то рН = - lg10^-7= 7. Такое значение рН обозначает нейтральную среду. Это значит, что в этом случае и [OH^-]=10^-7, а рОН = 7.Таким образом в нейтральной среде сумма рН + рОН = 14.. При рН > 7 среда раствора будет щелочной, при рН < 7 кислой. Величина рН в точке эквивалентности зависит от природы кислоты или основания, вступающих в реакцию нейтрализации.

Различают четыре типа кислотно-основных реакций, в результате которых образуется соль и вода.

1) Реакция между сильной кислотой и сильным основанием:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

В ионном виде:

H ⁺ + Cl ^- + Na⁺ + OH^- → Na⁺ + Cl^- + H₂O

Сокращённое ионное уравнение:

H ⁺ + ОН ^- → H₂О

В точке эквивалентности будет нейтральная среда и рН = 7. Соль NaCl не подвергается гидролизу и реакция необратима.

 

2) Реакция между слабой кислотой и сильным основанием:

CH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O

В ионном уравнении не диссоциирует слабая уксусная кислота, так как в растворе присутствуют сильные электролиты - основание и соль.

CH₃COOH + Na⁺ + OH^- → CH₃COO^- + Na⁺ + H₂O

И сокращенное уравнение показывает, что в точке эквивалентности образуется избыток ОН^- ионов, т.е. рН > 7.

СH₃COOH + OН^- → CH₃COO^- + H₂O

Кроме того, происходит гидролиз соли CH₃COONa, что еще увеличивает число ОН^- ионов. Гидролиз идет по следующему уравнению:

CH₃COO^- + Na⁺ + H₂O ↔ CH ₃COOН + Na⁺ + ОН^- т.е. идет обратимый процесс.

3) Реакция между сильной кислотой и слабым основанием:

HCl + NH ₄OH ↔ NH ₄Cl + H₂O

Гидроксид аммония

Слабое основание

 

в ионном виде: H⁺ + Cl^- + NH ₄OH ↔ NH₄⁺ + Cl^- + H₂O или сокращенно: Н⁺ + NH₄ OH ↔ NH⁺₄ + H ₂O

Эта реакция так же обратима, т.к. соль NH ₄Cl подвергается гидролизу по уравнению:

NH⁺₄ + Cl^- + H ₂O ↔ NH ₄OH + H⁺ + Cl^-

В точке эквивалентности реакция среды будет кислой, т.е. рН < 7

 

4) Реакция между слабой кислотой и слабым основанием:

CH ₃COOH + NH ₄OH → CH ₃COONH₄ + H ₂O.

При данной реакции изменение рН происходит очень медленно, и момент эквивалентности определить невозможно, поэтому такие реакции не имеют для объемного анализа значения.

Фиксирование точки эквивалентности по изменению рН в процессе титрования проводят с помощью кислотно-основных индикаторов.

Кислотно – основные индикаторы – это сложные органические вещества, которые изменяют свою окраску в зависимости от рН среды. Они являются либо слабыми кислотами HJnd, либо слабыми основаниями – JndOH. В водных растворах кислотные индикаторы диссоциируют по схеме:

 

HJnd ↔ H⁺ + Jnd ^-

Заряженные частицы Jnd ^- - сложные органические ионы, имеющие окраску, отличающуюся от окраски молекулярной, неионизированной формы.

Если к водному раствору HJnd добавить немного NaOH, то гидроксидные ионы ОН ^- будут соединяться с ионами Н ⁺, образуя H₂O. Вследствие принципа Ле-Шателье равновесие диссоциации индикатора сдвигается вправо и раствор меняет окраску на окраску свободных ионов Jnd^-

Если к тому же раствору прибавить HCl, то есть Н⁺, то равновесие сдвинется в сторону образования HJnd и появится окраска недиссоциированных молекул. Известны одноцветные и двухцветные индикаторы. К одноцветным относится фенолфталеин, который в кислой и нейтральной среде – бесцветный, а в щелочной среде имеет малиновый цвет.

К двухцветным индикаторам относится метиловый оранжевый. В кислой среде этот индикатор имеет розовую окраску, в щелочной – жёлтую, а в нейтральной среде – более насыщенную оранжевую окраску.

Каждый индикатор имеет определённый интервал перехода окраски, представляющий собой тот промежуток между двумя значениями рН, в котором изменяется окраска. Величина интервала перехода – рН, обычно не превышает двух единиц. Так у фенолфталеина рН = 8 - 10, а у метилоранжа рН = 3,1 – 4,4. В целом рН = рКа ± 1, где рКа – так называемый силовой показатель кислоты, равный рКа = - lg Кд (НА), где Кд константа диссоциации кислоты – НА.

Среднее значение рН в интервале перехода окраски называется точкой перехода индикатора или показателем титрования. На практике, при титровании, показатель титрования есть конец реакции между кислотой и основанием. Значит точка перехода индикатора – есть точка конца титрования.

Значения рН для различных индикаторов представлено в таблице 2.

 

 

Таблица 2.

 

Название индикатора	интервал перехода		Окраска		Показатель
кислая	щелочная	нейтральная	рН
1.	фенолфталеин	8.0-10.0	бесцветн	малин.	бесцветн.	9.00
2.	метиловый	3.1-4.4	розовый	желтый	оранжевый	3,75
	оранжевый
3.	метиловый	4.4-6.2	красный	желтый	желтый	5,00
	красный
4.	нейтральный	6.8-8.0	красный	желтый		7, 4
	красный
5.	лакмус	5.0-8.0	красный	синий