КИСЛОТНО-ОСНОВНЕ ТИТРУВАННЯ.  ПРИГОТУВАННЯ І СТАНДАРТИЗАЦІЯ ТИТРАНТІВ.

 

Титриметричний аналіз: основні поняття, суть методу і класифікація.

 

Титриметричним методом аналіз називають метод кількісного аналізу, який базується на вимірюванні кількості реагента, яка вимагається для завершення реакції з даною кількістю визначувальної речовини.

В титриметричному аналізі вимірюють об’єм розчину реактиву відомої концентрації, який витрачено на взаємодію з розчином визначуваної речовини, і за рівнянням хімічної реакції обчислюють кількість речовини.

Хімічний елемент, прості або складну речовину, вміст якої визначають в даному зразку аналізованого продукту, називають визначуваною речовиною і позначають А.

Метод титриметрії полягає в тому, що до розчину визначуваної речовини А поступово додають розчин реактиву В відомої концентрації.

Тверду, рідку чи газоподібну речовину, яка вступає в реакцію з визначуваною речовиною А, називають реагентом і позначають В. Слід розрізняти поняття “реагент” і “реактив”. Реагентом називають речовину, яка безпосередньо вступає в реакцію, а реактивом – хімічний препарат, який може представляти собою складну суміш різних речовин, яка містить поряд з власне реагентом допоміжні речовини і розчинник. Наприклад, реактив Чугайова представляє собою суміш диметилгліоксиму із спиртом і водним розчином аміаку (реагентом є власне диметилгліоксим).

Кількісне визначення речовини А титриметричним методом, при якому до розчину досліджуваного продукту повільно доливають розчин реагенту точно відомої концентрації в кількості, яка відповідає вмістові визначуваної  речовини А, називають титруванням. Слово “титрування” походить від слова “титр”. Іноді до титрованої речовини додають реагент в твердому, рідкому або газоподібному стані. Тому в широкому розумінні титруванням називають процес неперервного контрольованого поступового змішування виміряної кількості твердої, рідкої чи газоподібної речовини, або частіше, точно виміряного об’єму стандартного розчину реагенту В з досліджуваною речовиною. При цьому кількість реагента відповідає вмістові визначуваного компонента А, який реагує з реагентом А в строго еквівалентних кількостях.

Розчини реагента В точно відомої концентрації, який застосовується для титрування в методах титриметричного аналізу, називають стандартним або титрованим розчином або титрантом.

Головним розчином в титриметричному аналізі є стандартний (титрований) розчин, при титруванні яким визначають вміст речовини в аналізованій пробі.

Приготування розчинів точно відомої концентрації вимагає дотримання особливих правил, виняткової точності і акуратності в роботі. Недотримання цих вимог обов’язково відображається на точності всіх об’ємних визначень, виконаних за допомогою виготовленого стандартного розчину, і дуже часто приводить не лише до необхідності переробляти аналіз, але і встановлювати знову титр вихідного розчину.

Існують різні способи приготування титрованих розчинів:

1.                за точною наважкою вихідної речовини;

2.                за допомогою стандартної речовини або стандартного розчину;

3.                за допомогою “фіксаналу”.

 

Приготування титрованого розчину за точною наважкою вихідної речовини (первинний стандарт).

Найпростішим, на перший погляд, способом виготовлення розчину точно відомої концентрації, тобто який характеризується певним титром, є розчинення точної наважки вихідної хімічно чистої речовини у воді або іншому розчиннику і розведення отриманого розчину до необхідного об’єму.

Знаючи масу (a) розчиненої у воді хімічно чистої речовини і об’єм (V) отриманого розчину легко розрахувати титр Т_В виготовленого реактиву в г/мл:

Цим способом готують титровані розчини таких речовин, які можна легко отримати в чистому вигляді і склад яких відповідає точно визначеній формулі і не змінюється в процесі зберігання.

Зважування речовини проводять в пробірці з притертим корком, на годинниковому склі або в бюксі. З погляду на те що деякі речовини дуже важко. А інколи практично неможливо отримати в чистому вигляді або важко зважити на аналітичних вагах, прямий метод приготування титрованих розчинів застосовують лише в окремих випадках. Таким шляхом не можна виготовити титровані розчини речовин, які відрізняються великою гігроскопічністю, легко втрачають кристалізаційну воду, піддаються дії двооксиду вуглецю і т.д.

 

Встановлення титру розчину за допомогою стандартної речовини (вторинний стандарт або розчин із встановленим титром).

Готується розчин приблизно необхідної концентрації, точна його концентрація встановлюється.

Титр або нормальність виготовленого розчину визначають, титруючи ним розчини так званих стандартних речовин.

Стандартною речовиною називають хімічно чисту сполуку точно відомого складу, яку застосовують для встановлення титру розчину іншої речовини.

На основі даних титрування стандартної речовини розраховують точний титр або нормальність виготовленого розчину.

Для приготування титрованого розчину розчиняють у воді наважку на технічних вагах наважку або змішують з водою певний об’єм розчину даної речовини приблизно відомої концентрації, розводять отриманий розчин до необхідного об’єму і встановлюють його концентрацію по розчину іншої (стандартної) речовини. Концентрація якого точно відома. Розчин хімічно чистої стандартної речовини готують розчиненням у воді розрахованої її кількості (зваженої на аналітичній вазі) і наступним доведенням об’єму розчину до певної величини в мірній колбі. Окремі (аліквотні) частини виготовленого таким чином розчину відбирають з мірної колби піпеткою і титрують їх розчину, титр якого встановлюють. Титрування проводять декілька разів і беруть середній результат. Цей спосіб встановлення точної концентрації вторинного стандартного за первинним стандартним розчином називається піпетуванням.

Інколи замість відбору аліквот них частин розчину беруть окремі точні наважки стандартної речовини. Які розраховані на одне титрування (на 20-25мл 0,1 н розчину), розчиняють їх у воді і отриманий розчин титрують. Такий спосіб встановлення точної концентрації вторинного стандарту називається методом окремих наважок.

Розрахунок нормальності по методу піпетування проводять за формулою:

де N₁ і V₁  – нормальність і аліквота (мл) первинного стандарту;

N₁, V₂ – нормальність і об’єм, який пішов на титрування вторинного стандарту.

В методі окремих наважок розрахунок нормальності проводять за формулою:

де m і m_е – маса та еквівалентна маса стандартної речовини. Взятої для стандартизації вторинного стандарту.

N, V – нормальність і об’єм розчину вторинного стандарту.

 

Вимоги до стандартних речовин.

Не кожна речовина може застосовуватись як вихідна або стандартна. До неї висувають наступні вимоги:

1.                Вона повинна мати кристалічну структуру і відповідати певній хімічній формулі.

2.                Хімічний склад речовини повинен відповідати формулі.

3.                Не містити сторонніх домішок більше, ніж допустимі межі для речовин марки “х.ч.”.

4.                Способи очистки стандартної речовини від супутніх домішок (кристалізація, екстракція, сублімація і т.д.) повинні бути доступними в аналітичній лабораторії.

5.                Хімічно стандартна речовина не повинна бути гігроскопічною, але повинно порівняно добре розчинятися.

6.                Розчини стандартної речовини не повинні змінювати свого титру при зберіганні і зіткненні з повітрям.

7.                Стандартна речовина повинна вирізнятись якомога більшою еквівалентною масою. Чим більша еквівалентна маса речовини, тим більша точність встановлення титру розчину, так як при зважуванні речовини з більшою молекулярною масою зважування виявиться незначною.

 

Виготовлення титрованих розчинів по “фіксаналу”.

Дуже часто на практиці для виготовлення титрованих розчинів використовують виготовлені на хімічних заводах або в спеціальних лабораторіях точно зважені кількості твердих хімічно чистих сполук або точно виміряні об’єми їх розчинів, які необхідні для виготовлення титрованих розчинів визначеної нормальності.

Вказані речовини поміщають в спеціальні скляні ампули і запаюють. Ампули поступають в продаж з вміщеною у них певною кількістю речовини. І називають їх фіксанали.

Для виготовлення необхідного титрованого розчині ампулу розбивають над спеціальною лійкою, яка має бойок, зверху ампулу пробивають ще одним бойком, вміст колби кількісно переносять в мірну колбу і доводять об’єм водою до мітки.

Частіше всього в ампулі міститься 0,1 моль (екв) речовини, тобто стільки скільки необхідно для приготування 0,1н розчину.

Правила, які необхідні дотримуватися при приготуванні титрованих розчинів і визначенні їх титрів.

1.                Вихідна речовина, яка застосовується для виготовлення стандартного розчину повинна бути хімічно чистою.

2.                Вихідна речовина повинна легко і швидко реагувати з титрованими речовинами.

3.                Розчин вихідної речовини повинен зберігатися довгий час без змін.

4.                Реакції, які проходять між вихідною і визначуваною речовиною, повинні проводитись по можливості методами прямого титрування.

5.                Процес титрування повинен закінчуватися швидко і чітко. Кінцева точка титрування повинна визначатися легко і точно.

6.                Встановлювати титри бажано або методом окремих наважок або розчиненням наважки вихідної речовини у певному об’ємі.

7.                Для попередження похибок при титруванні необхідно так вибирати об’єм аліквоти первинного стандарту чи наважку стандартної речовини, щоб об’єм вторинного стандарту йде для титрування був не менше 20мл (бюретка на 25мл) або 40мл (бюретка на 50мл). При менших об’ємах використовуваних реактивів і використані мікробюреток відносна похибка буде перевищувати допустиму похибку через зниження точності вимірювання.

8.                Не слід обмежуватися одним або двома паралельними визначеннями. Титрування слід проводити до тих пір поки не буде отримано по крайній мірі три результати, які збігаються.

9.                Виготовлені титровані розчини повинні зберігатися в умовах, які виключають їх поглинання вологи повітря, а також випаровування. Титри не повинні змінюватися при стоянні в часі.

10.           Посуд і вимірювальні прилади, які застосовуються в титриметрії, повинні бути вимиті, прокалібровані, підготовлені до титрування повинні зберігатися в чистому місці.

11.           Точність, з якою виконують титрування, вимірювання об’ємів і наступні обрахунки. Повинна відповідати точності зважування. Тому неможливо зважувати наважку вихідних  або стандартних речовин на технічних вагах з точністю до 0,01-0,1г і потім вимірювати об’єми з точністю 0.01мл або навпаки зважувати на аналітичних вагах з точністю 0,0001г і вимірювати об’єм з десятими мілілітра.

Точка еквівалентності і кінцева точка титрування. Згідно правилу еквівалентності, титрування необхідно продовжувати доти, поки кількість доданого реагента В не стане еквівалентним вмісту визначуваної речовини А. Момент титрування, коли кількість стандартного розчину реагента В (титранта) стає теоретично строго еквівалентною кількості визначуваної речовини А, яка реагує із доданим реагентом В, відповідно до рівняння реакції, називають точкою еквівалентності.

Точку еквівалентності встановлюють різними способами, наприклад, за зміною забарвлення індикатора, який додається в титрований розчин. Момент, при якому відбувається зміна забарвлення індикатора, називають кінцевою точкою титрування. Дуже часто кінцева точка титрування не зовсім співпадає із точкою еквівалентності, яка відповідає теоретичній точці титрування.

Точка еквівалентності настає тоді, коли в титрований розчин додано теоретично необхідна кількість реагента В. Який повністю прореагував із визначуваною речовиною А. Відповідно, теоретично в точці еквівалентності не повинно бути ні речовини А, ні реагента В, якщо реакція їх взаємодії проходить кількісно. Реакції, які застосовуються в титриметрії, оборотні, і в т.е. практично не доходять до кінця. Це одна з причин того, що точка еквівалентності не завжди співпадає з кінцевою точкою титрування.

В тих випадках, коли точка еквівалентності повністю або майже повністю співпадає з кінцевою точкою титрування, по кількості реагента, використаного на реакцію з визначуваною речовиною (T_B V_B), згідно закону еквівалентів можна розрахувати кількість визначуваної речовини в грамах або її вміст у відсотках. Коли ці точки не співпадають, вводять поправочний коефіцієнт, який розраховують на основі даних, отриманих при титруванні в аналітичних умовах розчинів з відомим вмістом визначуваної речовини.

 

Класифікація титриметричних методів

Титриметричні методи класифікують за типом реакції, що лежить в основі титрування. Ці реакції можуть бути реакціями обміну протонами, обміну електронами, утворення малодисоційованих (комплексних) частинок або утворення малорозчинних електролітів. Відповідні групи титриметричних методів називають кислотно-основним титруванням (протолітометрія), окиснювально – відповідним титруванням (редоксиметрія), комплексиметричним титруванням (комплексонометрія), осаджувальне титрування (седиметрія). Окремі титриметричні методи називаються по реагентах, які застосовуються в цих методах.

 

Таблиця Класифікація титриметричних методів

Групи методів	Підгрупи методів	Окремі методи	Титранти	Визначувані речовини
Протолітометрія	Ацидиметрія Алкаліметрія		HCl,H2SO4 NaOH	Основи Кислоти
Редоксиметрія	Оксидиметрія             Редуциметрія	Перманганатометрія Йодометрія Дихрамостометрія Брамотометрія Йодатометрія Церіметрія Варадатометрія Титанометрія Хронометрія	KMnO4 I2 K2Cr2O7 KbrO3 KIO3 Cl(SO4)2 NH4VO3 TiCl3 CrCl2	Відновники –//– –//– –//– –//– –//– –//– Окислювачі –//–
Компексометрія	Хемаметрія	Меркуриметрія   Ціанізометрія     Компексометрія	Hg(NO3)2   KCN     Трилон Б Na2H2Y	Cl–, Br–, I–, CN–, SCN– Ni(II), Co2x, Alx, ZrIV, ThIV Іони металів
Осаджувальне титрування або седиметрія		Аргентометрія   Меркурометрія	AgNO3   Hg2(NO3)2	Cl–, Br–, I–, CN–, SCN– Хлориди

 

Вимоги до реакції в титриметрії

Реакції, які використовують в титриметричному аналізі, повинні задовольняти наступним вимогам:

1) Речовини, які вступають в реакцію, повинні реагувати в строго визначених кількісних співвідношеннях (стехіометрія них відношеннях);

2) Реакція між визначуваною речовиною і стандартним розчином реактиву повинна проходити швидко і практично до кінця;

3) Сторонні речовини, які присутні в досліджуваній пробі перейшли в розчин разом з визначуваною речовиною в розчин, не повинні заважати титруванню визначуваної речовини;

4) т.е. повинна фіксувати тим чи іншим способом різко й точно;

5) Реакції повинні проходити по мірі можливості при кімнатній t^о;

6) Титрування не повинно супроводжуватися побічними реакціями, які спотворюють результати аналізу.

–                   Миття і висушування посуду

–                   Приготування стандартних розчинів

–                   Підготовка проби

–                   Титрування: 1) вимірювання об’ємів; 2) вибір індикатора.

–                   Проведення розрахунків.

 

Техніка титриметрії

 

Головним прийомом титриметрії є вимірювання об’ємів. Вимірювання об’ємів розчинів здійснюють за допомогою бюреток, піпеток і мірних колб, а подається в одиницях л або мл (дм³). Для приблизного вимірювання об’ємів користуються мензурками і мірними циліндрами.

Вимірювання об’ємів розчинів і ємності посуду необхідно проводити з достатньою точністю. Похибки в вимірюванні об’ємів розчинів і ємності посуду зумовлюють похибки в кінцевому розрахунку результатів аналізу.

При недотриманні точності вимірювання об’ємів неможливо отримати точні результати аналізу, навіть якщо всі інші аналітичні операції проводились з великою точністю. Точність вимірювання (в %) розраховують за формулою:

де V₁ – об’єм, з точністю якого проводять підрахунки об’єму рідини, яка виливається з бюретки, мл;

V – об’єм розчину, який було виміряно, мл.

 

Приклад. Необхідно розрахувати точність вимірювання об’єму (в %), якщо відомо, що на титрування визначуваної речовини пішло 25 мл розчину реактиву, а підрахунки по бюретці проведені з точністю до 0,02мл.

Розв’язок.                    0,02(100/25)=0,08%

Якщо в розглянутому прикладі підрахунки по бюретці були проведені з точністю до 0,1мл, то точність вимірювання склала б

0,1(100/25)=0,4%

Отже, для отримання точних результатів в об’ємному аналізі необхідно з великою точністю відраховувати об’єми титрованих розчинів, які виливаються з бюретки.

Тому, вимірювання об’ємів розчинів складає поруч із зважуванням речовини дуже важливу аналітичну операцію в об’ємному аналізі.

Для точного вимірювання об’ємів розчинів слід бути переконаним у точності бюреток, піпеток і мірних колб. Дійсно ємкість мірного посуду може значно відрізнятися від номінальної ємкості, призначеній на посуді. Тому перед використанням мірних колб, піпеток, бюреток їх слід перевірити на ємність вміщуваної рідини. Мірні колби калібрують на “вливання”, а бюретки і піпетки “на виливання”. Ємність мірної колби перевіряють шляхом зважування та технічній вазі води, яку вміщує колба. Для цього спочатку зважують порожню суху колбу; далі заповнюють її водою до мітки дистильованою водою, яка має температуру повітря, і після цього зважують. Різниця між масою колби, заповненої водою і масою порожньої колби показує масу води, яку вміщує колба при даній температурі.

Масу води ділять на масу 1мл води при 20^оС, зважену при даній температурі і знаходять дійсний об’єм колби.

Ємність піпеток і бюреток перевіряють шляхом зважування води, яка вміщується піпетко. Для цього попередньо зважують сухий бюкс. Потім вливають в нього воду з піпетки чи бюретки і знову зважують. Зважування води проводиться три рази. Різниця між масою бюкса з водою і масою сухого бюкса показує масу води, яку вміщує бюкс чи бюретка при даній температурі. Далі масу води ділять на масу 1мл води при 20^оС, зважену при даній температурі і знаходять дійсний об’єм бюретки чи піпетки.

Наступним важливим прийомом титриметрії є вибір методу фіксації  індикатора. Встановлення кінцевої точки титрування (фіксування к.т.т.) або точки еквівалентності т.е. є важливою операцією, так як від точності визначення т.е. залежить точність результатів аналізу. Часто кінець титрування встановлюють по зміні забарвлення титрованого розчину або індикатора, який вводиться на початку або в кінці титрування. Застосовують також без індикаторні методи, які базуються на використанні спеціальних приладів, які реєструють зміни, що відбуваються в титрованому розчині в процесі титрування. Такі методи називають фізико-хімічними або інструментальними методами визначення т.е. Вони базуються на вимірюванні електропровідності, значень потенціалів, оптичної густини та інших фізико-хімічних параметрів титрованих розчинів, які різко змінюються в т.е.

Отже, т.е. можна зафіксувати наступними методами:

1) візуально – за зміною забарвлення розчину, якщо визначувана речовина А або реагент В забарвлені, так як в т.е. концентрація визначуваної речовини зменшується до мінімуму, а концентрація реагент В починає зростати;

2) візуально – по появі каламуті або за зміною забарвлення розчину, яке викликається утворенням продуктів реакції або індикатора, якщо А і В безбарвні;

3) фізико-хімічними (інструментальними) методами з наступним аналізом кривих титрування, які відображають зміни, що відбуваються в процесі титрування (маються на увазі зміни фізико-хімічних параметрів титрованих розчинів).

 

Види титриметричних визначень

 

Види титриметричних визначень ще розглядають як класифікацію титриметричних методів за способом титрування:

–                   пряме

–                   обернене (зворотнє, за залишком)

–                   непряме (замісникове)

–                   реверсивне

Пряме титрування

Прямим називають титрування, при якому визначуваний компонент безпосередньо титрують необхідним титрантом. Для того, щоб хімічну реакцію можна було застосовувати в якості реакції прямого титрування, вона повинна задовольняти наступним вимогам:

1.                Взаємодія титрованої речовини із реагентом в умовах проведення аналізу повинна бути специфічною, тобто інші речовини розчину не реагують з титр антом.

2.                Реакція повинна протікати стехіометрично, тобто відповідно до певного рівняння.

3.                Реакція повинна проходити швидко, тобто стан рівноваги після додавання чергової порції титр акта повинен досягатися майже миттєво. При малій швидкості реакції титрування буде тривалим. Так як після додавання кожної порції титр анта необхідно дочекатися встановлення рівноваги. Особливо це позначиться біля, коли концентрації реагуючих речовин невеликі і при недостатньому вичікуванні розчин буде перетитрованим.

4.                Константа рівноваги повинна бути достатньо високою, щоб похибки, які виникають від неповного протікання реакції не перевищили допустимі величини.

5.                Можливість підбору індикатора для фіксації т.е.

 

 

 

 

 

 

 

Зворотнє титрування

Обернене або зворотнє титрування застосовують тоді, коли:

–                   мала швидкість прямої реакції;

–                   відсутній відповідний індикатор;

–                   можлива втрата визначуваної речовини, внаслідок її легкості.          

До певного об’єму (т. вимірного) досліджуваного розчину додають точно виміряний об’єм титрованого розчину реагента В, взятого в надлишку. Надлишок реагента В, який не пішов на титрування досліджуваного розчину, відтитровують стандартним розчином іншого допоміжного реагента В₁ точно відомої концентрації. На титрування надлишку реагента В повинно йти не менше 15-20мл розчину В₁ (макрометод) і 1,5-2.0мл (мікрометод).

Наприклад, для визначення Cl^– в хлорид ній кислоті невідомої концентрації можна додати надлишок (точно виміряний об’єм) AgNO₃ відомої концентрації. Нітрат аргентуму, який не вступив в реакцію, відтитровують за допомогою тіоціанату амонію, який реагукє з іонами Ag⁺ з утворенням білого осаду AgSCN. Якщо цю реакцію вести в присутності іонів Fe³⁺ в розчині, то зайва крапля титр анту В₁ викликає появу з кров’янисто-червоного забарвлення внаслідок утворення Fe(SCN)₃. поява цього забарвлення свідчить про закінчення реакції:

 

Як і при прямому титруванні, зносячи кількість стандартного розчину реагента В, використаного на реакцію з визначуваною речовиною А, можна легко вираховувати вміст речовини А.

 

 

 

 

 

Непряме титрування (замісникове)

Титрування замісника застосовують тоді, коли визначувана речовина із використовуваним реагентом не взаємодіє або взаємодія не проходить стахіометрично і замість одного продукту реакції утворюється суміш декількох продуктів, кількісне співвідношення яких не є постійним.

До визначуваної речовини А додають який-небудь допоміжний реагент В₁, який реагує з речовиною А з виділенням еквівалентної кількості нової речовини А₁, яка відтитровується стандартним розчином основного реагента В:

 

 

Тобто замість безпосереднього титрування визначуваної речовини А титрують її замісник А₁.

Наприклад, при визначенні Fe³⁺ за допомогою редоксиметричного титрування тіосульфатом реакцію проводять по заміщенню:

 

 

 

 

Кінцеву точку титрування встановлюють за допомогою крохмалю. До розчину в кінці титрування додають краплю розчину крохмалю, внаслідок розчин синіє. В т.е. йод відсутній і розчин знебарвлюється.

 

Реверсивне титрування.

В багатьох випадках з метою отримання більш надійних результатів проводять так зване реверсивне титрування. При реверсивному титруванні розчином визначуваної речовини титрують стандартний розчин реагента.

Визначення азотної кислоти і нітритів, яке базується на взаємодії їх з KMnO₄ в кислому середовищі, проводять не методом прямого титрування аналізованого розчину, а реверсивним методом, титрують кислий розчин перманганату калію аналізованим розчином. Цей спосіб титрування дає змогу попередити розклад азотної кислоти і окислення її киснем повітря. Завдяки цьому результати аналізу виявляються більш точними, ніж при використанні прямого метода титрування.

Поняття реверсивне титрування не слід ототожнювати з поняттям “обернене титрування”, оскільки їх принципи різні.

 

Розрахунки в титриметрії

 

А) Розрахункуи при вираженні концентрації через нормальність

Хід розрахунків різний в залежності від того, яким методом користуються при визначенні – методом пікетування чи методом окремих наважок.

Розрахунки в методі піпетування.

Скільки було Ba(OH)₂, якщо місце після розчинення його в мірній колбі ємністю 250мл і розведені водою  до мітки на титрування 20,0мл отриманого розчину використано 22,40мл 0,09884н розчину HCl?

Згідно закону еквівалентів

Звідки,

Оскільки

 

Знаючи, що

 

В методі окремих наважок.

Чому рівні нормативність і тепер розчину NaOH, якщо при титруванні ним наважки 0,1590 г оксалатної кислоти H₂C₂O₄  2H₂O х.ч. (розчиненої в довільному об’ємі води) витрачено 24,60 мл розчину NaOH.

Оксамитна кислота за даною реакцією перетворюється в середню сіль:

Знайдено кількість еквівалентів оксалатної кислоти:

 

Тоді

 

Отже, згідно закону еквівалентів, якщо оксалатної кислоти вступило в реакцію n_{екв H2C2O4}, то і стільки ж прореагувало гідроксиду натрію:

 

Тоді

 

 

 

Б) Розрахунки при вираженні концентрації через титр розчину.

Скільки грамів H₂SO₄ міститься в 500,0мл розчину, якщо на титрування 25,00мл його витрачено 22,80мл розчину NaOH, титр якого рівний 0,004257г/мл?

Знайдемо масу NaOH, яка прореагувала з 25,00мл розчину H₂SO₄:

Розрахуємо m_екв NaOH і m_екв H₂SO₄:

 

Оскільки 1 еквівалент NaOH  реагує з 1 еквівалетном H₂SO₄, то можна скласти пропорцію:

39,99 г                                   відповідає                              49, 04 г H₂SO₄

0,004257´22,80 NaOH                   відповідає                     x₂              H₂SO₄

x=0,1190

Тоді розраховуємо титр H₂SO₄:

Всього було H₂SO₄ в мірній колбі місткістю 500мл:

 

В) Розрахунки при вираженні концентрацій через титр по визначуваній речовині.

При масових аналізах дуже зручно виражати концентрацію робочих розчинів не через нормальність або титр, а через титр по визначуваній речовині, так як це значно спрощує розрахунки.

Наприклад, титр робочого розчину AgNO₃, який використовується при масових визначеннях Cl^–, звичайно виражають по хлору тобто вказують із скількома грамами Cl^– реагує 1мл розчину AgNO₃.

Знаючи нормальність розчину, дуже легко перейти до його титру по визначуваній речовині. Якщо, наприклад, нормальність розчину AgNO₃ рівна, наприклад, 0.1100н, то в 1мл такого розчину міститься  еквівалентів AgNO₃. оскільки кількості еквівалентів AgNO₃ і Cl^–  при взаємодії рівні, то m_еквAgNO₃=m_еквCl^– =0.001100моль, а маса Cl^–  іону відповідно рівна m=m_еквп_екв=35,45г/моль 0.001100моль=0.003899г/мл.

Отже, 1мл розчину AgNO₃ відповідає 0.003899г Cl^– – іону.

Якщо при титруванні Cl^– в якому-небудь об’єкті використано, наприклад, 20.00мл даного розчину AgNO₃ , то в титрованому розчині хлорид-іона було:

Зручність цього методу розрахунків очевидна при серійних (численних, масових) аналізах, коли, один раз розрахувавши титр робочого розчину по визначуваній речовині, знаходять  масу визначуваної речовини простим перемножуванням титру на використаний об’єм титр анта. І, навпаки, у випадку одиничних аналізів, цей спосіб розрахунку незручний.

Наприклад. Розрахувати титр розчину біхромату калію по ферму, якщо Т_К2CrO7=0.005000г/мл.

Розрахуємо еквівалентні маси Fe і K₂Cr₂O₇ враховуючи, що

 

Тоді в 1мл K₂Cr₂O₇  міститься п_еквK₂Cr₂O₇ :

А, отже, стільки ж Fe з цим 1мл розчину K₂Cr₂O₇ прореагує. Тоді

 

Отже,

 

Суть методу кислотно-основного титрування.

До методу кислотно-основного титрування належать всі визначення, в основі яких лежить реакція

Н⁺ + ОН^– = Н₂О

Цим методом можна, користуючись титрованим розчином якої-небуть кислоти, проводити кількісне визначення лугів (ацидиметрія) або, користуючись титрованим розчином лугу, кількісно визначати кислоти (алкаліметрія).

За допомогою цього методу проводять ряд інших визначень, наприклад, визначення деяких солей, які подібно до Na₂CO₃ і Na₂B₄O₇, мають сильно-лужну реакцію внаслідок гідролізу і тому вони титруються кислотами; визначення твердості води, визначення солей амонію, визначення азоту в органічних сполуках і т. д.

Головними робочими розчинами в цьому методі є розчин кислоти (звичайно HCl чи H₂SO₄ ) і розчин лугу (звичайно NaOH або KOH). Ці речовини не відповідають вимогам, які ставляться до стандартних речовин, і тому їх титровані розчини неможливо приготувати, виходячи з точної наважки речовини, розчин якої розводять до певного об’єму; концентрацію таких розчинів доводиться встановлювати шляхом титрування (або ваговим методом).

Як стандартні речовини при встановленні титрів кислот найчастіше застосовують тетраборат натрію (буру) Na₂B₄O₇   10H₂O або безводний карбонат натрію (соду).

Ці речовини можуть бути отримані практично без домішок і вони строго відповідають своїм формулам.

Розчини їх, як було вказано, володіють сильнолужною реакцією і можуть титруватися кислотами.

Для встановлення титрів лугів найчастіше користуються оксалатною кислотою H₂C₂O₄  2H₂O або янтарною кислотою H₂C₄H₄O₄. Обидві ці кислоти – тверді кристалічні речовини. Після перекристалізації вони є достатньо чистими, строго відповідають своїм формулам. Янтарна кислота більш зручна, так як не містить кристалізаційної, і не має підстав підозрювати невірність вмісту через вивітрювання кристалізаційної води при зберіганні.

Відповідно до сили кислоти і основ можливі такі типи кислотно-основної взаємодії:

1)                між сильною кислотою і сильною основою;

2)                між сильною кислотою і слабкою основою;

3)                між слабкою кислотою і сильною основою;

4)                між слабкою кислотою і слабкою основою.

Внаслідок взаємодії кислоти і основи утворюється сіль і вода. У першому випадку утворюється сіль сильної кислоти і сильної основи. Такі солі у водних розчинах не гідролізують і в т. ч., коли кислота повністю нейтралізована лугом, реакція буде нейтральна, тобто РН = 7.

Як приклад титрування сильної кислоти сильною основою можна навести приклад взаємодії між гідроксидом натрію і соляною кислотою. Внаслідок реакції утворюється хлорид натрію, розчин якого має нейтральну реакцію:

NaOH + HCl = H₂O + NaCl.

В другому випадку у т.е. утвориться сіль сильної кислоти і слабкої основи. Прикладом такого титрування є взаємодія між гідроксидом амонію і соляною кислотою:

NH₄OH + HCl = NH₄Cl + H₂O.

Солі слабких основ і сильних кислот  і водних розчинах гідролізують:

NH₄Cl + HOH = NH₄OH + HCl,

або в іонному вигляді

NH₄⁺ + Cl^– + HOH = NH₄OH + H⁺ + Cl^–.

Або в скороченому іонному вигляді

NH₄⁺ + HOH = NH₄OH + H⁺.

Звідси видно, що в результаті реакції гідролізу у розчині збільшується концентрація водневих іонів. Таким чином, у т.е. при титруванні слабкої основи сильною кислотою реакція буде кислою, рН < 7.

У третьому випадку при титруванні сильної основи слабкою кислотою утворюється сіль сильної основи і слабкої кислоти. Наприклад:

NaOH + CH₃COOH ↔ CH₃COONa + H₂O.

Солі слабких кислот і сильних основ у водних розчинах також зазнають гідролізу:

CH₃COONa + HOH ↔ CH₃COOH + NaOH;

CH₃COO^– + HOH ↔ CH₃COOH + OH^–.

Таким чином у т.ч. збільшиться концентрація гідроксильних іонів, реакція розчину буде лужна, рН > 7.

У четвертому випадку при взаємодії слабкої основи і  слабкої кислоти в т.е. утворюється сіль слабкої кислоти і слабкої основи.

Наприклад:

CH₃COOH + NH₄OH = CH₃COONH₄ + H₂O.

Солі такого типу у водних розчинах піддаються гідролізу значною мірою:

CH₃COONH₄ + HOH ↔ CH₃COOH + NH₄OH.

У цьому випадку реакція розчину залежить від сили кислоти і основи; якщо кислота і основа однакової сили (константи дисоціації їх рівні), то розчин матиме нейтральну реакцію: рН = 7. Якщо ж сильнішою буде кислота, то реакція розчину буде слабко-кислою, а при більшій силі основи порівняно з кислотою – слабко-лужною.

Пізніше ми з’ясуємо, що на практиці можна провести титрування кислот і основ в усіх випадках, крім останнього. Для титрування слабкої кислоти слабкою основою не можна підібрати відповідного індикатора, який би різко змінював своє забарвлення в т.е. або біля неї. Тому слабку кислоту титрувати слабкою основою не можна. Не можна, звичайно, також титрувати слабку основу слабкою кислотою.

 

Індикатори методу нейтралізації.

 

Реакція нейтралізації не супроводжується видимими змінами, наприклад, зміною забарвлення розчину. Тому для фіксування т.е. до титрованого розчину додають індикатор. В т.е. розчин набуває певного значення рН. Індикаторами в методі кислотно-основного титрування є речовини, забарвлення яких змінюється в залежності від зміни величини рН. Тому ці речовини називаються кислотно-основними індикаторами. Забарвлення кожного з індикаторів змінюється всередині вузького інтервалу значень рН, причому цей інтервал залежить тільки від природи реагуючих між собою кислоти і основи.

До індикаторів висуваються наступні вимоги:

1)                забарвлення індикатора при близьких значеннях рН повинно добре відрізнятися;

2)                зміна забарвлення індикатора повинна відбуватися різко в невеликому інтервалі значень рН;

3)                забарвлення індикатора повинно бути якомога більш інтенсивне;

4)                кількість лугу або кислоти, необхідна для зміни забарвлення індикатора, повинна бути настільки мала, щоб не спотворювалися результати титрування;

5)                зміна забарвлення індикатора повинна бути оборотнім процесом.

Всі ці вимоги дуже обмежують вибір індикаторів. Число застосовуваних індикаторів таким чином є близько 20. Дуже велике значення має правильний вибір індикатора при титруванні.

У 1894р. Оствальдом була створена іонна теорія індикаторів. Індикатори в методі кислотно-основного титрування це слабкі кислоти або основи, у яких неіонізовані молекули та іони мають різне забарвлення.

                          HInd     ↔    H⁺      +     Ind^–

лакмус                              червоне                   синє

фенолфталеїн                 безбарвне             малиново-рожеве

У лакмусу обидві його форми є забарвлені. Такі індикатори називаються двоколірними; у фенолфталеїну – одна форма забарвлена, а друга безколірна, то такий індикатор називається одноколірним.

Зміна забарвлення індикатора відбувається в кислому або лужному середовищі, внаслідок домінування кислотної чи основної форм індикатора.

Відповідно, іонна теорія індикаторів дуже просто і наочно пояснює причину зміни забарвлення індикаторів під впливом введення в розчин Н⁺ або ОН^–. Важливою перевагою її є також те, що вона допускає кількісну інтерпретацію. Однак вона не пояснює всіх властивостей індикаторів. Наприклад, виявилося, що забарвлений органічний розчин залежить від будови їх молекул і що, відповідно, змінитися забарвлення може тільки в результаті яких-небудь внутрішньо молекулярних перегрупувань, які змінюють будову індикаторів. В результаті ряду досліджень виникла хромофорна теорія індикаторів.

Її назва зумовлена тим, що забарвлення органічних сполук пояснюється наявністю в молекулах особливих атомних груп, які називаються хромофорами. До них належать:

нітрогрупа 0 = N →, яка може перетворюватися в групи НО – N →;

азогрупа – N = N – , яка може перетворюватися в = N – NН -.

Дуже важливим хромофором є сполуки з хіноїдною структурою:

  бензольна                               хіноїдна

Утворення хіноїдної структури з бензольної є часто причиною зміни забарвлення індикаторів згідно хромофорної теорії. Крім перерахованих вище груп до хромофорів належать декілька близько розміщених одна до другої карбонільних груп     С = 0 або подвійних зв’язків і т.п.

На забарвлення органічних сполук впливає також присутність іншого роду груп, які називаються  ауксохромами. Самі вони не надають забарвлення, але їх присутність сумісно з хромофорами посилює дію останніх, викликаючи глибшу інтенсивність забарвлення.

Важливі ауксохроми: – ОН, – NH₂, а також їх похідні, які містять різні радикали – OCH₃, –N(CH₃)₂, – N(C₂H₅)₂ і т.д.

Зміна забарвлення відбувається внаслідок ізомерного перетворення, тобто внутрішньо молекулярного перегрупування, яке змінює будову індикатора.

Наприклад, n-нітрофенол.

О   жовтий

ОН безколірний

   О ← N = О                        О ← N – O – H

 

 

 

 

 

Саме утворення хіноїдної структури і є причиною зміни забарвлення паранітрофенолу при підлужнюванні розчину.

Отже, іонна і хромофорна теорія по-різному висвітлюють процеси, які відбуваються з індикаторами.

В процесі розвитку науки обидві теорії були об’єднані в єдину Іонно-хромофорну теорію індикаторів.

 

     O ← N = O                   O ← N – O – H                          O ← N – O^–    

Отже, в рівнянні n-нітрофенолу поряд з рівновагою (І) таутометрії між обома таутометричними формами повинна також існувати рівновага іонізації (ІІ).

Додавання кислоти зміщує рівновагу ліворуч, а додавання лугу праворуч.

Зміна забарвлення індикатора відбувається внаслідок ведення у розчин Н⁺ – або ОН^– – іонів. Але введення цих іонів, очевидно, змінює рН розчину.

Згідно іонно-хромофорної теорії індикаторів:

	I		II

 

 

Hind⁰  ↔  Hind  ↔   H⁺  +  Ind^–

     кислотна                                    основна

       форма                                форма

 

HInd⁰ і HInd  – дві різні таутомерні форми індикатора.

До кожної з рівноваг можна застосувати закон діючих мас:

 

а) для рівноваги І

= ;

б) для рівноваги ІІ

= .

Перемножуючи почленно обидва ці рівняння, отримуємо:

= К

або, пам’ятаючи, що [Ind^–] = C_осн.ф., [HInd⁰] = C_кисл.ф. запишемо

 

 

Величина К називається уявною константою іонізації індикатора. Знайдемо з цього рівняння концентрацію [Н⁺]:

 

звідси

рК – показник індикатора рК = – lgK.

         Рівняння це є основним рівнянням теорії індикаторів, оскільки виражає залежність між забарвленням індикатора і величиною рН розчину.

         Дійсно, коли додають декілька крапель індикатора до розчину з деяким значенням рН, то повинно встановитися відповідне значення відношення С_кисл.ф./С_осн.ф.. Але обидві форми мають різне забарвлення , тому від величини вказаного відношення буде залежати відтінок забарвлення, якого набуває розчин, внаслідок присутності індикатора в цих двох формах.

         Оскільки показник рК представляє собою величину постійну для даного індикатора (при незмінній t⁰), то при любій зміні рН розчину повинно змінюватися відношення С_кисл.ф./С_осн.ф.. Однак далеко не всяка зміна цього відношення сприймається як зміна забарвлення. Людське око має обмежену здатність до сприйняття забарвлення і звичайно перестає помічати присутність одної із забарвлених форм, якщо концентрація приблизно в 10 разів відрізняється одної форми по відношенню до другої.

                 Внаслідок цього, забарвлення будь-якого індикатора змінюється не при всякій зміні рН, а лише в середині визначеного інтервалу рН, який називається інтервалом переходу індикатора. Інтервал переходу простягається звичайно на одну одиницю рН в ту чи другу сторону від величини рК індикатора, тобто інтервал переходу рН ≈ рК ± 1.

                 З проміжних відтінків забарвлення індикатора найбільше цікавим є той відтінок, при якому закінчують титрування.

Те значення рН, при якому закінчується титрування з даним індикатором, називається його показником титрування і позначається через рТ.

                

Для найбільш часто використовуваних індикаторів величини рТ:

метиловий оранжевий                           4,0

метиловий червоний                             5,5

лакмус                                                    7,0

фенолфталеїн                                         9,0

 

         Оскільки величина рТ відповідає одному з проміжних забарвлень індикатора, то вона знаходиться в середині інтервалу переходу. Якщо величина рТ не дана, можна прийняти, що вона лежить в середині вказаного інтервалу, тобто рівна показнику індикатора рК.

алізариновий жовтий                     10,1-12,1

тимолфталеїн                                   9,4-10,6

фенолфталеїн                                   8,2-10,0

крезоловий пурпурний                   7,4-9,0

нейтральний червоний                    6,8-8,0

феноловий червоний                       6,8-8,0

бромтимоловий синій                     6,0-7,6

лакмус                                              5,0-8,0

метил червоний                                4,4-6,2

метил оранжевий                             3,0-4,4

бромфеноловий синій                     3,0-4,6

тронелін                                           1,4-3,2

крист. фіолетовий                            0,0-2,0

 

Фактори, що впливають на покази індикатора.

1)                t^о. при підвищенні t^о індикатор стає менш чутливим до Н⁺-іонів в індикаторів-основ.

2)                присутність органічного розчинника – спирт, ацетон.

білкових молекул, солей змін. рК індикатора.

 Слід встановлювати титр робочого розчину в тих же умовах, що і визначення у досліджуваній пробі.

3)                Багато індикатора брати не рекомендується.

4)                Має значення порядок титрування, тобто чіткість зміни забарвлення від рожевого до жовтого не різка, а від жовтого до рожевого різка, тому краще титрувати з метиловим оранжевим від лугу до кислоти.

5)                Використання свідків, щоб вловити перехід забарвлення.

6)                Застосування змішаних індикаторів – розчин індикатора з індиферентним барвником. Колір барвника повинен бути доповняльним до кольору індикатора, який той буде мати при рН, рівному рТ індикатора. Відповідно, при досягненні цього рН розчин знебарвлюється.

Інколи замість барвника застосовують суміші двох різних індикаторів.

 

Побудова кривих методу протолітометрії.

 

         Отже, як вже було показано, точка еквівалентності може знаходитися в нейтральній, кислій або лужній областях в залежності від природи реагуючих кислоти і основи. Часто необхідно знати, як зміниться рН в процесі титрування, поблизу т.е., яке значення рН має розчин в т.е..Щоб відповісти на ці всі питання роблять розрахунок  і побудову кривих титрування. Криві титрування в методі кислотно-основного титрування – це графічне зображення зміни рН розчину при поступовому додаванні робочого розчину до визначеної кількості досліджуваного розчину. Для спрощення розрахунків (що не приводить до помітних похибок) звичайно не враховують розведення розчину в процесі його титрування, а також користуються поняттями „концентрація”, а не „активність”.

Метод побудови кривих титрування. Припустимо, наприклад, що 100мл 0,1н розчину HCl титрують 0,1н розчином NaOH.

Розраховуємо рН в різні моменти титрування.

А) До початку титрування є 0,1н тозчин HCl. [HCl] = C_HCl = [H⁺].

Тоді рН = – lg0,1 = 1,0

Б) До т.е.

         Припустимо, що до100 мл 0,1н HCl додамо 90 мл 0,1н розчину NaOH. При цьому 90% (тобто 0,9) від усієї кількості HCl буде нейтралізовано. Вільної кислоти залишиться  в 10 разів менше, ніж її було до початку титрування. А так як змінами об’єму нехтують, то можна вважати, що концентрація вільної кислоти (С_кисл) в 10 разів менша, ніж була спочатку, тобто стала рівна 0,01моль/л. Відповідно, рН розчину в цей момент буде приблизно рівний 2.

         Коли до титрованого розчину додають 99 мл 0,1 н  NaOH, то концентрація вільної HCl стане 0,001н, а рН = 3.

         При додаванні 99,9мл 0,1н NaOH, концентрація кислоти буде 0,0001, а рН = 4,0.

В) В т.е., тобто коли до 100мл 0,1н HCl додали рівно 100 мл 0,1н NaOH розчин буде містити лише NaCl.

Оскільки, NaCl не піддається гідролізу, рН розчину буде рівне 7.0. Саме в цей момент слід закінчувати титрування.

Г) Після т.е. Для того, щоб отримати уявлення про хід зміни рН в тих випадках, коли титрують луг кислотою, продовжимо розрахунок аж до 100% надлишку NaOH. Припустимо, що додано лугу на 0,1мл більше, ніж потрібно, тобто 100,1мл. Оскільки концентрація NaOH така ж, як в HCl, то надлишкова кількість (0,1мл) лугу повинна створити таку ж концентрацію OH^– в розчині, яку концентрацію Н⁺ іонів створював надлишок HCl, рівний 0,1 мл.

Відповідно , [H⁺]=10^-10, a pH=10.

Коли надлишок лугу становить 1мл, то

; [Н⁺]=10^-11, рН=11.0.

коли додано лугу 10мл надлишку, то

, [Н⁺]=10^-12, рН=12.0.

Коли додано лугу на 100мл більше, то

; [Н⁺]=10^-13 , рН=13.0.

Отримані результати наведені в таблиці.

Зміна рН при титруванні 100мл 0,1н розчину HCl 0,1н розчином NaOH (або навпаки)

Додано NaOH,мл	С кислоти, моль/л	С лугу, моль/л	[H+]	[OH–]	pH
0	0,1	–	10-1	10-13	1.0
90	0,01	–	10-2	10-12	2.0
99	0,001	–	10-3	10-11	3.0
99.9	0,0001	–	10-4	10-10	4.0
100.0(т.е)	–	–	10-7	10-7	7.0
100.1	–	0,0001	10-10	10-4	10.0
101.0	–	0,001	10-11	10-3	11.0
110.0	–	0,01	10-12	10-2	12.0
200	–	0,1	10-13	10-1	13.0

 

При побудові кривих титрування на осі абсцис відкладають об’єм доданого титранту (титранту або лугу), а на осі ординат відповідну йому величину рН.

 

Хід кривої зліва характеризує зміну рН при титруванні кислоти лугом. І, навпаки, справа ліворуч – відповідає зміні рН при титруванні лугу кислотою.

 

 

 

Розглядаючи криву титрування 0,1н розчину хлоридної кислоти 0,1н розчином їдкого натру, перш за все зауважуємо, що т.е. збігається (співпадає) з т.нейтралізації (рН=7.0). далі увага зосереджується на тому, що поблизу кінця титрування спостерігається різкий стрибок рН. Справді, при додаванні лугу 99,9мл рН розчину змінюється всього на 3 одиниці (від 1 до 4), перехід від 0,1мл HCl надлишку доданого NaOH дає зміну рН на цілих 6 одиниць.

Зрозуміло, що наявність стрибка рН в кінці титрування дуже вигідна.

Дійсно, з основного рівняння теорії індикаторів:

випливає, що різкій зміні рН розчину від останніх 1-2 крапель лугу повинна відповідати різка зміна співвідношення  С_кисл.ф/С_лужн.ф, а відповідно і різка зміна забарвлення індикатора. Якщо б стрибок рН на кривій титрування був відсутній, то забарвлення розчину змінювалося б повільно і поступово і було б невідомо, в який момент потрібно закінчити титрування. А значить точне титрування було б неможливе.

         Які ж висновки можна зробити із кривої титрування щодо вибору індикатора. На перший погляд може здатися, що повинен бути використаний індикатор, забарвлення якого змінюється при рН 7.0, тобто якраз в т.е. даного титрування, наприклад лакмус чи бромтимоловий синій, показник титрування яких біля 7.

         Однак, якщо врахувати стрибок титрування, то стає зрозумілим, що можна застосовувати і метиловий оранжевий, хоча з ним титрування закінчується не при рН 7, а при рН 4, або фенолфталеїн, так як при додаванні 0,1мл надлишку 0,1н розчину NaOH, рН розчину буде 10.в випадку метилоранжу розчин буде недотитрований, а в випадку  фенолфталеїну – перетитрований.

                 З усього вказаного випливає правило вибору індикатора: для кожного даного титрування можна застосувати тільки ті індикатори, показники титрування яких лежать в межах стрибка рН на кривій титрування.

                 Якщо титрувати 0,01н розчин HCl 0,01н розчином NaOH, то крива побудована аналогічним способом матиме вигляд. Стрибок рН тут є меншим по величині і лежить в межах від 5 до 9. тому метиловий оранжевий (рТ=4) і тимолфталеїн (рТ=10) застосовувати вже не можна. Навпаки, метиловий червоний, лакмус, фенолфталеїн підійдуть і в цьому випадку.

Таким чином, величина стрибка рН при титруванні сильних кислот сильними основами (або навпаки)

100

 залежить від концентрації титрованих розчинів; крім того, вона залежить від t^о, так як зі зміною t^о змінюється ступінь іонізації води. Неважко довести, що із підвищенням t^о величина стрибка зменшується.

                 Перейдемо тепер до титрування слабких кислот сильними основами. При розрахунках рН , звичайно, вже не можна концентрацію Н⁺-іонів прирівняти до загальної концентрації кислоти в розчині, так як головна її частина присутня у вигляді недисоційованих молекул і тільки незначна частина дисоціює з утворенням Н⁺.

А) До початку , а рН=рК_а-1/2lgC_кисл

Б) До т.е.в розчині завжди існують сіль слабкої кислоти і слабка кислота, тобто виникає буферна суміш. рН такої буферної суміші розраховується

 

 

 

За цією формулою і розраховують проміжні точки на кривій титрування.

В) В точці еквівалентностіу розчині у розчині є сіль слабкої кислоти і сильної основи, наприклад Man. Ця сіль гідралізує по

↔M⁺+An^–;

An^–+HOH↔Han+OH^–

Дана рівновага описується константою основності An^–:

,

, а [An^–]≈C_An^–, тоді .

Тоді , а

Отже, в т.е.

 

Г) Після т.е.до розчину додається надлишок лугу. Останній існує в розчині разом з сіллю, яка утворилась при реакції. Розчин цієї солі вже має лужну реакцію, тобто віцн повинен ще підвищити рН розчину порівняно з кількостями NaOH, які додаються. Проте, в дійсностіпідвищення рН, внаслідок гідролізу солі є дуже незначним. Інакше кажучи, можна прийняти, що величина рН визначається вийнятково присутнім в надлишку лугом NaOH, тобто [OH^–]=C_NaOH, pOH=-lgC_NaOH, a pH=14-pOH=14+lgC_NaOH.

pH=14+lgCNaOH

Після т.е.

Побудуємо криву титрування 100мл 0.1н розчину ацетатної кислоти, яку титрують 0.1н розчином NaOH.

KaCH₃COOH=1,74·10^-5, pKa=4,76

 

 

Додано NaOH, мл	Надлишок, мл		Скисл	розрахунки	рН
	кислоти	лугу
0	100.0	–	–		2.88
2.0	98.0	–	98/2	pH=pKa-lg	3.07
50.0	50.0	–	50/50		4.76
90.0	10.0	–	10/90		5.71
99.0	1.0	–	1/99		6.76
99.9	0.1	–	0,1/99,9		7.76
100.0	–	–	–		8.88
100.1	–	0.1	–		10.0
101.0	–	1.0	–		11.0
110.0	–	10.0	–		12.0
200.0	–	100	–		13.0

 

На основі цих даних будуємо, як звичайно, криву титрування.

 

 

 

 

 

 

 

 

Порівнюючи цю криву з кривою титрування 0,1н розчину HCl бачимо, що:

А) т.е.вже не співпадає з значенням pH=7, а знаходиться в області рН>7, а саме 8,88;

Б) стрибок рН на кривій титрування менший, ніж при титруванні HCl, а саме знаходиться в межах рН 7,76(при 0,7мл надлишку лугу);

Г) при титруванні ацетатної кислоти може бути використаний лише фенолфталеїн, так як його рТ=9 і лежить в межах стрибка титрування.

Причиною зменшення стрибка на кривій титрування оцтової кислоти порівняно з кривою титрування хлоридної кислоти є наступне: CH₃COOH, як слабка кислота створює в розчині набагато меншу концентрацію Н⁺, ніж HCl. Тому і стрибок на кривій титрування починається при більш високому значенню рН(7,76), ніж для HCl (рН4). Закінчення титрування в обох випадках однакове (рН=10), так як титрують одним і тим же розчином лугу.

Із сказаного випливає, що чим слабша кислота, яка титрується тим меншим стає стрибок рН кривої титрування.

Отже, титрування слабких кислот у водних розчинах ні з одним з індикаторів не можливе.

Інколи вдається значно збільшити силу слабкої кислоти, вводячи в розчин яку-небудь речовину, яка утворює з нею комплексну кислоту. Наприклад, Н₃ВО₃ одна з найслабших неорганічних кислот (К=5,8·10^-10) не може бути відтитрована безпосередньо лугом. Але, якщо до її розчину додати манніт, глюкозу або гліцерин, які утворюють з нею набагато сильніші іонізовані комплекси кислот, то борну кислоту можна відтитрувати достатньо точно з фенолфталеїном.

 

Індикаторна похибка титрування.

Як правило, рТ індикатора, який відповідає точці кінця титрування, не співпадає з рН розчину в точці еквівалентності. Це викликає індикаторну похибку титрування. Внаслідок неспівпадання рТ вибраного індикатора і рН титрованого розчину в т.е. розчин або дещо перетитровують або недотитровують. В результаті після закінчення титрування розчин містить деякий надлишок вільної кислоти або вільного лугу. Якщо значення рТ<рН т.е., то похибка викликається надлишком Н⁺-іона і називається (гідроксонієвою) водневою похибкою „Н⁺-похибка”.

Якщо рТ>рН т.е., то похибка викликається надлишком ОН-іонів і називається гідроксанієвою „ОН- похибка”, якщо титрують не сильні, а слабкі кислоти основи, коли кислота або основа присутні практично в неіонізованій формі, то говорять про „кислотну похибку” або „HАn-похибка” відповідно про „основну похибку” або ”МеОН-похибку”.

Важливий знак похибки. Якщо титрують кислоту і отримують Н^+-похибку, то якась частина кислоти залишається невідтитрованою, і похибка стає зі знаком ”-”. Навпаки, якщо при титруванні кислоти отримують ОН-похибку, то ця похибка має знак „+”, так як вона викликана надлишком ОН-іонів. При титруванні лугів або слабких основ знаки у Н⁺(і НА-похибки) і ОН—похибки (MeOH-похибки), відповідно, змінюються на зворотні.

Виведемо формули для розрахунку індикаторних похибок титрування.

 

Гідрокалієва (воднева) похибка титрування

Припустимо, що показник титрування індикатора рТ, нормальність титрованої кислоти N_k мл і загальний об’єм розчину в кінці титрування V₂мл

Отже, для титрування взяли n_екв кислоти

N_екв(кислоти)=N_k·V_k/1000(моль)

Титрування закінчується при рН рівному рТ індикатора, а тому концентрація Н⁺ в кінцевій точці титрування буде N₂=10^-рТ, а Н⁺ в еквівалентах в розмірі об’ємом V₂ буде:

Ця величина кількості еквівалентів і складає Н⁺-похибку. Для того, щоб виразити її у відсотках від взятої кількості Н⁺-іонів, складемо пропорцію:

Звідси Н⁺-похибка рівна

 

Гідроксильна похибка титрування.

ОН^– – похибка викликана надлишком ОН-іонів. Оскільки, титрування закінчилось при рН, що рівне рТ  індикатора, то [Н⁺] = 10^-рТ; при умові надлишку ОН-іонів та за умови, що [Н⁺][ОН^–] = 10^-14 знаходимо, що концентрація [ОН^–] = 10^-14/[Н⁺] або

[ОН^–] = 10^-14/10^-рТ = 10^{– (14 – рТ)}

Отже, якщо кінцевий об’єм відтитрованого розчину V₂ мл, то в ньому міститься наступна кількість ОН ^–-іонів

,

що становить х% від загальної кількості кислоти, взятої у досліджуваному розчині:

 

,

звідки ОН^–похибка

 

Кислотна похибка титрування.

Для розрахунку кислотної похибки титрування, тобто похибки, зумовленої присутністю при закінченні титрування неіонізованих молекул невідтитрованої слабкої кислоти (HAn) в розчині, напишемо перш за все рівняння для виразу константи дисоціації кислоти

 

.

Перетворимо цей вираз:

 

   і далі

 

.

Оскільки, Han – слабка кислота і в присутності солі, яка утворюється при її титруванні, практично неіонізована, величина [HAn] рівна загальній концентрації вільної кислоти в розчині, а величина [An^–] – концентрації солі. Але сіль утворюється внаслідок взаємодії кислоти з титрантом, а тому концентрація солі рівна концентрації відтитрованої кислоти. Через це відношення [HAn]/[An^–] можна подати інакше

 

.

Це відношення вважається мірою величини кислотної похибки титрування. Відзначимо, що [Н⁺] в кінцевій точці титрування рівна 10^-рТ, а K_Han = 10^-рК, тоді, враховуючи, що

 

,

можемо записати, що

 

.

Якщо титрування хочуть провести так, щоб індикаторна похибка титрування не перевищувала 0,1%, тобто щоб невідтитрована кислота склала не більше 0,001 від кількості відтитрованої кислоти, необхідно,щоб

10 ^рК-рТ ≤ 10 ^-3;    рК-рТ ≤ -3;   – рТ ≤ – 3 – рК;   рТ ≥ рК + 3.

Отже, якщо застосування даного індикатора викликає виникнення кислотної похибки титрування, він придатний тільки при умові, якщо величина показника титрування індикатора рТ не менше, ніж на 3 одиниці перевищує величину показника кислоти рК. Наприклад, можна наперед сказати, що достатньо точно відтитрувати ацетатну кислоту (рК = 4,76) можна тільки при використанні таких індикаторів, показник титрування яких рТ ≥ 7,76, тобто ні метиловий оранжевий (рТ = 5,5), ні навіть лакмус  (рТ = 7) для даного титрування непридатні. Навпаки, фенолфталеїн (рТ = 9) повинен бути придатним.

 

Основна похибка титрування.

Похибка зумовлена присутністю невідтитрованої основи. Запишемо дисоціацію слабкої основи і вираз для константи дисоціації:

МеОН ↔ Ме⁺ + ОН^–

 

.

Виконаємо перетворення

 

або   .

Концентрація [МеОН] слабкої основи визначає невідтитровану основу, а [Ме⁺] – концентрацію солі, цієї основи, яка утворилася в результаті відтитровування основи. Тоді, аналогічно, як у випадку кислотної похибки основна похибка

 

.

Оскільки, титрування закінчується при рН = рТ, то концентрація іонів Н⁺ буде [Н⁺] = 10^-рТ. Тоді [ОН^–] = 10^-14/10^-рТ  = 10 ^{– (14 – рТ)}.

Тоді основна похибка

 

.

Якщо титрування хочуть провести так, щоб індикаторна похибка титрування не перевищувала 0,1%, тобто щоб основа, яка залишиться невідтитрованою складала не більше 0,001 від кількості відтитрованої основи, потрібно, щоб

10 ^{рК + рТ – 14} ≤ 10 ^{– 3};

рК + рТ – 14 ≤ – 3;

рТ ≤ 11 – рК.

Наприклад, при титруванні NH₄OH (pK = 4.76) можна застосовувати індикатори з рТ ≤ 6,24. Отже, ні фенолфталеїн (рТ = 9), ні лакмус (рТ = 7) тут не підходять. Навпаки, метиловий червоний (рТ = 5,5) і метиловий оранжевий (рТ = 4) повинні бути придатними.

 

Практичне застосування методу кислотно-основного титрування.

Практично важливим є титрування суміші кислот.

Тут може бути декілька варіантів:

а) титрування суміші сильних кислот;

б) титрування суміші сильної і слабкої кислоти;

в) титрування суміші слабких кислот.

У першому випадку внаслідок повної іонізації сильних кислот крива титрування їх суміші не буде відрізнятися від кривої титрування тільки сильної кислоти, тільки необхідно врахувати, що концентрація Н⁺ буде сумою концентрацій суміші кислот.

Коли титрують суміш сильної кислоти і слабкої кислоти, то до початку титрування концентрація Н⁺ буде практично рівна концентрації сильної кислоти, так як в її присутності дисоціацією слабкої кислоти можна знехтувати. З цієї причини повністю буде відтитрована лише сильна кислота, якщо К_{а Нан}  ≤ 10 ^{– 7}.

Цікавим є титрування суміші слабких кислот або також титрування багатоосновних кислот, які є умовною сумішшю кислот внаслідок власної ступінчатої дисоціації.

Наприклад, ортофосфатна кислота:

Н₃РО₄ ↔ Н⁺ + Н₂РО₄^–;

Н₂РО₄^– ↔ Н⁺ + Н₂РО₄^2-;

НРО₄^2- ↔ Н⁺ + Н₂РО₄^3-.

Відповідно до ступінчастої дисоціації кислот їх нейтралізація відбувається теж ступінчасто:

Н₃РО₄ + ОН^– ↔ Н₂О + Н₂РО₄^–;

Н₃РО₄^– + ОН^– ↔ Н₂О + Н₂РО₄^2-;

Н₃РО₄^2- + ОН^– ↔ Н₂О + Н₂РО₄^3-.

У відповідності з цим крива титрування Н₃РО₄ за допомогою NaOH має три точки еквівалентності:

 

 

 

 

 

рН

 

2

Н₃РО₄               метиловий оранжевий  рН_перех = 3,1 – 4,4  

                      Na₂H₂РО₄

 

 

12

                                                                     Nа₂НРО₄   фенолфталеїн   рН = 8,0 – 10,

 

 

Але, як відомо, можливість застосування того чи іншого індикатора для титрування залежить не тільки  від положення точки еквівалентності, але і від достатньо різкого стрибка рН на кривій титрування, без котрого зміна забарвлення була б нечіткою.

Відповідними розрахунками показано, що достатньо різкий для точного титрування стрибок на кривій титрування дво- і багатоосновних кислот з’являється лише при умові, якщо відношення констант дисоціації по відповідних ступенях достатньо велике (не менше 10⁴). Тобто К_а1/К_а2 ≥ 10⁴.

Велике практичне значення має титрування солей слабких кислот, які внаслідок гідролізу, мають лужну реакцію свого розчину. Наприклад, Nа₂СО₃. При титруванні Nа₂СО₃ розчином НСl проходять реакції:

1)                      Nа₂СО₃ + НСl ↔ NаНСО₃ + NаСl

або СО₃^2- + Н⁺ ↔ НСО₃^– ;

2)                      NаНСО₃ + НСl ↔ Н₂СО₃ + NаСl

або НСО₃^– + Н⁺ ↔ Н₂СО_3.

Як видно з рівнянь, Nа₂СО₃ перетворюється спочатку в NаНСО_3. При цьому рН розчину змінюється від 11,66 до 8,34. В присутності фенолфталеїну до початку титрування розчин буде забарвлений в малиново-рожевий колір. При переході через точку еквівалентності, яка відповідає завершенню утворення NаНСО_3, розчин знебарвлюється (при рН ≈ 8). Якщо додати до цього розчину метиловий оранжевий, то він забарвиться в жовтий колір. При додаванні НСl розчин буде залишатися жовтим до моменту повного перетворення NаНСО₃ в Н₂СО₃, рН якої порядку 4,0, тобто співпадає з рТ метилового оранжевого. Після повного відтитрування NаНСО₃ розчин змінить забарвлення з жовтого до рожево-оранжевого.

Проте титрування солей слабких кислот типу NaAn сильними кислотами можливе тільки при умові, якщо відповідна слабка кислота Han має достатньо малу константу іонізації (рК = 9 і більше). Відповідні аналогічні закономірності спостерігаються і при титруванні солей слабких основ і сильних кислот.

Дуже важливе практичне значення має застосування неводних розчинів для кислотно-основного титрування. Сьогодні неводні середовища застосовують в аналітичній практиці для титрування різноманітних неорганічних і органічних речовин і для диференційного (роздільного) титрування багатокомпонентних сумішей солей, кислот і основ. Завдяки цьому можна титрувати:

–                     слабкі і дуже слабкі кислоти і основи;

–                     сильні кислоти, основи і суміші сильних кислот, суміші сильних основ;

–                     суміші сильних і слабких кислот; сильних і слабких основ;

–                     суміші слабких і дуже слабких кислот; аналогічних основ;

–                     суміші сильних, слабких і дуже слабких кислот;

–                     суміші сильних основ і солей слабких кислот;

–                     суміші сильних кислот і солей слабких основ;

–                     суміші вільних і зв’язаних кислот;

–                     солі нерганічних і органічних кислот;

–                     речовини, які не містять гідрогену, але є кислотами Льюіса (донори і акцептори протонів).

 

Особливості титрування в неводних розчинах.

1.                Швидкий метод кількісного аналізу багатьох неорганічних, органічних та елементоорганічних сполук.

2.                Дозволяють визначати речовини, які у водних розчинах не мають стрибків титрування.

3.                Дозволяють визначати речовини, які часто у воді є нерозчинні, водою розкладаються, у воді утворюють стійкі несолеподібні речовини або стійкі емульсії.

4.                Можуть використовуватися для титрування забарвлених розчинів.

5.                Можливість фіксації т.е. індикаторним та фізико-хімічними методами.

6.                Часто немає потреби розділяти і відділяти від супутніх домішок або наповнювачів.

7.                Внаслідок меншого поверхневого натягу органічних розчинників порівняно з водою, величина краплі є меншою, а точність аналізу вищою.

Вивчені раніше властивості неводних розчинників дозволяють сформулювати наступні правила їх вибору при кислотно-основному титруванні:

–                     константа автопротолізу розчинника повинна бути якомога меншою;

–                     для титрування слабких основ найкращим є розчинник з вираженими  протогенними властивостями, тобто кислотної природи розчинник;

–                     для титрування слабких кислот кращим є розчинник з вираженими протофільними властивостями, тобто основний розчинник;

–                     діелектрична проникність розчинника повинна бути як найвищою.

Для титрування дуже слабких основ розчинником, звичайно, беруть оцтову кислоту. Для титрування дуже слабких кислот знаходять застосування декілька амофіпротних основних розчинників. Кращим з них є етилендиамін, успішно використовується, також диметилформамід, але він є слабшим, ніж етилендиамін. Широко застосовуються в кислотно-основному титруванні також метанол і етанол. Вони є нейтральними розчинниками, подібно воді, але з меншою константою автопротолізу. Їх використовують при титруванні моно- і дикарбонових кислот, амінів і диамінів, солей мінеральних і органічних кислот.

Апротонні розчинники мають надзвичайно низькі значення констант кислотності чи основності. Однак, маючи низькі значення діелектричної проникності вони важко розчленяють кислоти, основи, а це в свою чергу обмежує область їх застосування.

Більшість кислотно-основних індикаторів, що застосовують при титруванні у водних середовищах, можуть бути використані і для визначеня кінцевої точки титрування в неводних розчинниках. Передбачити поведінку таких індикаторів в неводному середовищі важко. Тому вибір індикаторів для неводних середовищ проводиться емпірично. Перехід забарвлення індикаторів у водному і неводному середовищі відрізняється. Наприклад, при титруванні основ в оцтовій кислоті як індикатор може бути використаний метиловий фіолетовий, який змінює забарвлення в точці еквівалентності від фіолетового до голубого або синьо-зеленого. Проте найкращими способами фіксації точки еквівалентності є інструментальні методи: потенціометричний, кондуктометричний.

Як стандартні розчини при титруванні сполук основної природи в неводних середовищах найчастіше використовують 0,1 м розчин НСlО₄ в безводній оцтовій кислоті. Більшість сполук основної природи титрують в середовищі оцтової кислоти. Але, іноді використовують розчин хлорної кислоти в діоксані. При цьому т.е. виявляється чіткіше, ніж при використанні розчинів хлорної кислоти в безводній оцтовій кислоті. Стандартизацію виготовленого розчину хлорної кислоти проводять за калію гідрофталатом з використанням індикаторів метилового фіолетового або кристалічного фіолетового. При титруванні сполук кислотної природи в якості стандартів використовують неорганічні основи або солі лужних металів, органічні основи. Стандартними розчинами є 0,1 м розчин метилату калію бао натрію в суміші метанол-бензол, 0,1 м розчин тетрабутиламонію гідроксиду в спирті, спиртові розчини гідроксидів натрію або калію. Стандартизацію виготовлених розчинів основ проводять за бензойною кислотою в середовищі того розчинника, в якому будуть проводити титрування. Як індикатор використовують тимоловий синій, тому що оцтова кислота проявляє диференціюючу дію відносно сильних кислот, серед яких хлорна кислота в цих умовах є найсильнішою.

 

Приготування 0,1 моль/л розчину хлоридної кислоти

Розчин хлоридної кислоти готують приблизної концентрації з її концентрованого розчину. Для цього ареометром вимірюють густину розчину кислоти і за таблицею в довіднику визначають її приблизну молярну концентрацію або масову частку HCl в розчині. Далі розраховують об’єм концентрованої кислоти, потрібної для виготовлення 500 мл приблизно 0,1 моль/л розчину HCl. Мірним циліндром відмірюють розрахований об’єм концентрованої кислоти, поміщають його у стакан місткістю 500 мл з невеликою кількістю води, доливають воду до мітки, перемішують за допомогою палички та переливають в посуд для зберігання розчину.

 

Приготування 0,1 моль/л розчину натрій гідроксиду

Розраховують масу наважки, необхідну для приготування 500 мл 0,1 моль/л розчину NaOH. Розраховану наважку натрій гідроксиду зважують у фарфоровому тиглі на технічних вагах, переносять в мірний стакан місткістю 500 мл, розчиняють у воді, доводять об’єм розчину водою до мітки, перемішують за допомогою палички та переливають у посуд для зберігання розчину.

 

Стандартизація робочих розчинів титрантів

 

А) Стандартизація розчину хлоридної кислоти за методом піпетування.

Для стандартизації робочого розчину HCl методом піпетування як первинний стандарт використовують натрій тетраборат (Na₂B₄O₇×10H₂O), який взаємодіє з кислотою за рівнянням:

B₄O₇^2– + 2H₃O⁺ + 3H₂O Û 4H₃BO₃.

Натрій тетраборат при зберіганні втрачає частину кристалізаційної води, тому перед приготуванням цю сіль потрібно перекристалізувати. Для титрування використовують 0,05 моль/л розчин, який готують в мірній колбі місткістю 200 мл.

Приготування розчину первинного стандарту натрій тетраборату.

Розраховують масу наважки натрій тетраборату, необхідну для приготування 200 мл 0,05 моль/л розчину.

У скляному або фарфоровому тиглі зважують (точна наважка) необхідну кількість натрій тетраборату, переносять через лійку в мірну колбу місткістю 200 мл, після чого тигель із залишками натрій тетраборату знову зважують. Наважку в мірній колбі розчиняють в гарячій воді, змиваючи з лійки залишки солі водою з промивалки в мірну колбу. Після повного розчинення наважки розчин охолоджують і тільки тоді доводять об’єм розчину водою до мітки, закривають корком і ретельно перемішують.

За масою наважки розраховують молярну концентрацію розчину первинного стандарту натрій тетраборату, а також молярну концентрацію еквівалента.

;   .

Стандартизація розчину хлоридної кислоти. В плоскодонну колбу місткістю 100  мл відбирають піпеткою 25,0 мл розчину первинного стандарту натрій тетраборату, додають 1-2 краплі розчину метилового червоного і титрують при постійному перемішуванні розчином HCl до зміни забарвлення розчину від жовтого до червоно-оранжевого.

 

Na₂B₄O₇ + 2HCl + 5H₂O = 2NaCl + 4H₃BO₃

 

Титрування повторюють до одержання відтворюваних результатів.

На основі одержаних результатів розраховують молярну концентрацію розчину хлоридної кислоти.

Якщо, як індикатор використовують метиловий оранжевий, то необхідно в іншій колбі для титрування приготувати “свідок”. Для цього циліндром відміряють 50 мл води, додають 1-2 краплі метилового оранжевого і 1 краплю кислоти хлоридної з бюретки; розчин матиме слабке рожеве забарвлення. Титрування розчину натрій тетраборату розчином HCl виконують до появи такого ж забарвлення, як забарвлення розчину “свідка”.

 

Б) Стандартизація розчину хлоридної кислоти за методом окремих наважок (фармакопейний метод)

Суть методу – у титруванні окремих наважок натрій карбонату, отриманого прожарюванням натрій гідрогенкарбонату в платиновому тиглі при температурі 280-300°С на піщаній бані.

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂ + H₂O

0,15 г (точна наважка) натрій карбонату, попередньо висушеного при 280-300°С поміщають в плоскодонну колбу місткістю 100 мл, додають 50 мл води, розчиняють, додають 1-2 краплі розчину метилового оранжевого і титрують розчином хлоридної кислоти до появи рожево-оранжевого забарвлення розчину. Титрування повторюють 3-5 разів. За результатами титрувань розраховують молярну концентрацію розчину хлоридної кислоти.

 

В) Стандартизація 0,1 моль/л розчину NaOH.

Розчин лугу стандартизують за первинним стандартом – розчином оксалатної кислоти. Оксалатна кислота (Н₂С₂О₄×2Н₂О) в процесі зберігання втрачає частину кристалізаційної води, тому перед використанням її бажано перекристалізувати. Слід також мати на увазі, що розчин оксалатної кислоти з часом може змінювати концентрацію.

Приготування розчину первинного стандарту оксалатної кислоти. Розраховують масу наважки оксалатної кислоти, необхідну для приготування 100 мл 0,05 моль/л розчину.

У фарфоровому або скляному тиглі зважують (точна наважка) необхідну кількість оксалатної кислоти, переносять через лійку в мірну колбу місткістю 100 мл, після чого тигель із залишками оксалатної кислоти знову зважують. Наважку в мірній колбі розчиняють у воді, змиваючи з лійки залишки кислоти водою з промивалки в мірну колбу. Після повного розчинення наважки об’єм розчину в колбі доводять до мітки водою, закривають колбу корком і ретельно перемішують.

За масою наважки розраховують молярну концентрацію розчину первинного стандарту оксалатної кислоти та молярну концентрацію еквівалентів цього розчину.

;   .

Стандартизація розчину натрій гідроксиду. В конічну колбу місткістю 100 мл переносять піпеткою 10,0  мл розчину первинного стандарту Н₂С₂О₄, додають 1-2 краплі фенолфталеїну і титрують розчином лугу до появи блідо-рожевого забарвлення.

H₂C₂O₄ + 2NaOH = Na₂C₂O₄ + 2H₂O

 

Титрування повторюють до одержання відтворюваних результатів. На основі одержаних результатів розраховують молярну концентрацію розчину натрій гідроксиду.

 

ДЖЕРЕЛА ІНФОРМАЦІЇ:

Основні: 1. Кузьма Ю., Ломницька Я., Чабан Н. Аналітична хімія: Навчальний посібник з теоретичних основ аналітичної хімії. – Львів: Видавн. Центр Львівського національного університету імені Івана Франка. – 2001. – С. 145-153.

2. Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия (аналитика). Кн.2. – М.: Высш. шк. – 2001. – С. 68-84.        

3. Гайдукевич О.М., Болотов В.В. та ін. Аналітична хімія. – Харків “Основа”, 2000. – С. 203-237.

4. Пономарев В.Д. Аналитическая химия. Кн. 2. – М.: Высш. шк. – 1982. – С. 44-46.

Додаткові: 1. Жаровський Ф.Г., Пилипенко А.Т., П’ятницький І.В. Аналітична хімія. – К.:Вища школа, 1982. – С. 372 – 426.

2. Алексеев В.Н. Количественный анализ. – М.: Химия, 1972. – С.193-313.

 3. Основы аналитической химии / Под ред. Ю.А. Золотова, Кн. 2. – М.: Высш. шк. – 2002. – С. 29-60.