концентрации раствора и ионной силы.





Алгоритм решения

1. Написать уравнение диссоциации сильного электролита.

2. Определить молярную концентрацию соответствующих ионов в растворе.

3. Вычислить ионную силу раствора.

4. Рассчитать или найти значения коэффициентов активности в справочной литературе.

5. Рассчитать активность соответствующих ионов.

Пример 1.Рассчитать ионную силу 0,005 М раствора CaCl2 и коэффициенты активности ионов Са+2 и 2Cl-

Решение:

Согласно уравнению диссоциации ; концентрация ионов Са+2 равна 5.10-3 моль/л, а ионов Сl- =1.10-2 . Ионную силу раствора рассчитывают по формуле:

Коэффициенты активностей ионов определяют по формуле: ; ; ;

следовательно, активность ионов вычисляется по формуле: ;

 

Пример 2. Рассчитать активность ионов в растворе хлорида цинка с концентрацией 0,005 моль/дм3

Решение.

1. ZnCl2 Û Zn2+ + 2Cl-

2. CZn2+ = 0.005 моль/дм3; СCl- = 2CZn2+ = 2 • 0,005 = 0,01 моль/дм3

3. I = ½ (CZn2+•22 + СCl- •12 = ½ (0,005 • 4 + 0,010 • 1)= 0,015

4. fZn2+ = 0,64 ; fCl- = 0,88 – находят по таблицам справочника Ю.Ю.Лурье или рассчитывают так как в примере 1.

5. aZn2+ =f C= 0,64• 0,005 = 3,2*10-3 моль/дм3

aCl- =f C = 0,88•0,010 = 8,8*10-3 моль/дм3

Пример 3. Рассчитать активность ионов Na+ и SO42- в растворе, в

1 дм3 которого содержится 0,005 моль Na2SO4 и 0,002 моль СН3СООН.

Решение.

  10' моль/дм

V- Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

Ионизацией молекул уксусной кислоты пренебрегают, так как слабые электролиты не вносят существенного вклада в ионную силу.

2. CNa+ = 2 • 0,005 = 0,01 моль/дм3 ; C SO4 = 0,005 моль/дм3

3. I= ½ (0,01 • 12 + 0,005 • 22)= 0,015

4. fNa+ = 0,89•0,01 = 8,9*10-3моль/дм3;

fSO4 = 0,63•0,05 = 3,15*10-3моль/дм3 – находят по таблицам справочника Ю.Ю.Лурье или рассчитывают так как в примере 1.

 

Пример 4. Рассчитать ионную силу раствора, полученного при смешивании равных объёмов 0,3 моль/дм3 растворов карбоната, хлорида и гидроксида аммония.

Решение.

(NН4)2СО3 Û 2NH4+ + СО32-

NH4CI Û NH4+ + С1-

Ионизацией молекул гидроксида аммония пренебрегают, так как слабые электролиты почти не влияют на ионную силу раствора.

При сливании общий объём полученного раствора увеличился в три раза, следовательно, концентрации ионов стали равны:

CNH4+ = 3 • 0,1 = 0,3 моль/дм3;

С СО32- = 0,1 моль/дм3 ;

C С1- = 0,1 моль/дм3

I = ½ (0,3•12 +0,1•12 +0,1•12) = 0,4

Гидролиз. Расчет рН в растворах гидролизующихся солей.

Гидролиз - реакция взаимодействия вещества с ионами воды, сопровождающаяся нарушением равновесия диссоциации воды за счёт связывания ионов Н+ или ОН- в малодиссоциирующее соединение.

Гидролиз солей

Основание Кислота
однооснóвная многооснóвная
сильная (HCl) слабая (HCN) сильная (H2SO4) слабая (H2S)
многокислотное слабое [Al(OH)3] AlCl3 Продукты: оснóвные соли Al(OH)Cl2, Al(OH)2Cl. Гидролиз до конца не идёт; рН < 7 Al(CN)3 Продукты: оснόвные соли AlOH(CN)2, Al(OH)2CN, Al(OH)3 и HCN. Гидролиз протекает полностью; рН зависит от силы кислоты и основания Al2(SO4)3 Продукты: оснóвная соль Al(OH)SO4 и H2SO4. Гидролиз до конца не идёт; рН < 7 Al2S3 Продукты: Al(OH)S, Al(OH)3 и H2S. Гидролиз идёт до конца; рН зависит от силы кислоты и основания
многокислотное сильное [Ba(OH)2] BaCl2 Гидролиз практически не идёт Ba(CN)2 Продукты: Ba(OH)CN, HCN. Гидролиз до конца не идёт; рН > 7 (редкий случай) BaSO4 Соли, практически нерастворимые в воде BaS Продукты: Ba(HS)2, Ba(OH)2. Гидролиз до конца не идёт; рН > 7 (редкий случай)
однокислотное слабое (NH4OH) NH4Cl Продукты: NH4OH, HCl. Гидролиз идёт до свободного основания и кислоты; рН < 7 NH4CN Продукты: NH4OH, HCN. Гидролиз идёт до конца; рН зависит от силы кислоты и основания (NH4)2SO4 Продукты: кислая соль NH4HSO4 и H2SO4. Гидролиз до конца не идёт; рН < 7 (NH4)2S Продукты: NH4OH, H2S. Гидролиз идёт до конца; рН зависит от силы кислоты и основания
однокислотное сильное (NaOH) NaCl Гидролиз не идёт NaCN Продукты: NaOH, HCN. Гидролиз идёт до свободного основания и кислоты; рН > 7 Na2SO4 Гидролиз не идёт Na2S Продукты: NaOH, NaHS. Гидролиз до конца не идёт; рН > 7

Количественно процесс гидролиза характеризуетсястепенью гидролиза(h) иконстантой гидролизаг), которые связаны между собой

 

Константа гидролиза определяется природой гидролизующегося иона. Для её расчёта нужно знать константу ионизации сопряжённой кислоты или основания.

Степень гидролиза зависит от природы соли и её концентрации.

Для гидролизующихся солей рассчитывают: [Н+], [ОН-], pH, рОН, aH+, aOH-, paH+, paOH-. рН раствора соли зависит от природы и концентрации гидролизующихся ионов в растворе.

 

А) Для солей, гидролизующихся по аниону:

 

An- + НОН <-> НАn + ОН-

рН >7 Кг = Kw/Ка

[ОН-] = h * Ссоли= =

pOH = - lg[OH] Þ pH = 14- pOH

[H+] =

 

или в логарифмической форме:

 

Б) Для солей, гидролизующихся по катиону:

Kat+ + НОН Û KatOH + Н+

рН < 7 Кг= Kw / КВ

+] = h • Ссоли = =

pH = -lg [H+]

 

или в логарифмической форме:

В) Для солей, гидролизующихся по катиону и аниону,

реакция раствора может быть нейтральной, слабокислой или слабоосновной в зависимости от относительной силы кислоты и основания, образующих соль.

 

 

Примеры решения задач по расчету рН в растворах гидролизующихся солей.

 

Пример 1. Рассчитать рН и степень гидролиза в 0,1моль/дм3 растворе

СН3СООNa, КCH3COOH = 1,76*10-5.

Решение.

Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, т.е. гидролизуется в растворе по аниону. Записывают уравнение гидролиза

СН3СОО- + НОН Û СН3СООН + ОН-

рН > 7

[ОН-] = = = 0,75 · 10-5 моль/дм3

рОН= - lg [ОН-] =- lg 7,5-10-5 = 6 - 0,88= 5,12

pH = 14-5,12 = 8,88 среда основная

h= 0,75*10-5/0,1 = 0,75*10-4 или 0,75*10-2 %среда основная

Пример 2. Вычислить рН и рОН 0,01 моль/дм3 раствора NH4CI, КNH3*Н20 =1,76*10-5

Решение.

Соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, т.е. гидролизуется в растворе по катиону. Записывают уравнение гидролиза

NH4+ + НОН Û NH4ОН + Н+ рН < 7

+] = = =

2,37 • 10-6 моль/дм3

рН= - lg [Н+] = - lg 2,37 • 10-6 = 6 - 0,38= 5,62 рОН= 14 - 5,62 = 8,38 среда слабокислая


Занятие 13. Буферные растворы.Расчет рН буферных растворов. Влияние факторов на буферную емкость.

Контрольные вопросы.

 

1.Протолитическое равновесие в буферных растворах. Классификация буферных растворов. Механизм буферного действия.

2.Буферная емкость и её определение.

3.Значение рН в буферных растворах (уравнение Гендерсона-Гассельбаха).

4. Роль буферных систем в организме человека. Использование буферных систем в анализе.

Буферные растворы.

Буферные растворы поддерживают постоянное значение рН среды при добавлении небольших количеств сильных кислот и оснований, а также при разбавлении или концентрировании раствора.

Механизм действия их основан на смещении ионных равновесий, поскольку буферные растворы представляют собой сопряжённую кислотно-основную пару. Буферные растворы имеют две количественные характеристики: рН и буферную ёмкость.

Расчёт рН буферных растворов

Для буферных растворов величина рН определяется природой и концентрациями растворённых веществ.

А) Буферный раствор, состоящий из слабой кислоты и её соли

+] = Ка • Сна / Ссоли Þ

 

 

Б) Буферный раствор, состоящий из слабого основания и его соли

[ОН-]= Kb Cb / СсолиÞ

 

Примеры решения задач по расчёту рН буферных растворов.

Пример 3. Рассчитать рН буферной смеси, содержащей 0,02 моль/дм3 раствор NН4ОН в присутствии 0,2 моль/дм3 раствора NH4Cl.

Решение.

Из справочных таблиц находят рК NH4OH = 4,75, подставляют в формулу

рН = 14- рКNH4ОН + lgCNH4OH / CNH4CI

рН = 14- 4,75 + lg 0,02 / 0,2 = 9,35 среда основная.

 

Пример 4. К 100 см3 0,2 моль/дм3 раствора НСООН прибавили 50 см3 0,5 моль/дм3 HCOONa. Вычислить рН полученного раствора.

Решение.

Для расчёта новой концентрации кислоты и соли используют закон эквивален­тов: C1 • V1 = C2 • V2 , где:C1 и V1 - начальные концентрации объёмы кислоты и соли,

C2 и V2 - концентрации и объёмы их после смешивания растворов. Поскольку НСООН - одноосновная кислота, то СЭ = CM.

C2 НСООН = C1 НСООН • V2 НССОН/Vобщ = 0,2•100/150 = 0,13 моль/дм3

С2 HCOONa = C1 HCOONa•V1 HCOONa/Vо6щ= 0,5 • 50/150 = 0,17 моль/дм3

Из справочных таблиц находим рК НСООН = 3,75, тогда:

рН = рКнсоон – lgchcooh /CHCOONa = 3,75 - lg 0,13/0,17 = 3,87 среда кислая

 

Пример 5. Вычислить рН буферной смеси СН3СООН + СНзСООNa, содержа­щей каждый компонент в концентрации 0,1 моль/дм3 . Рассчитать, как изменится рН при добавлении к 1дм3 смеси: а) 0,01 моль/дм3 раствора НС1;

б) 0,01 моль/дм раство­ра NaOH;

в) при разбавлении смеси водой в 10 раз.

Решение.

Находят в справочных таблицах рКCH3СООН = 4,76, тогда:

рН = рКCH3СООН - lg СCH3СООН / CCH3COONa = 4,76 - lg 0,1/ 0,1 = 4,76 среда слабокислая

а) при добавлении НС1:

CH3COONa + HCI= СН3СООН + NaCI

При добавлении к 1 дм буферной смеси 0,01 моль/дм3 раствора НС1 концентрация СН3СООН увеличится, а концентрация CH3COONa уменьшится на 0,01 моль и станут равными:

ССН3СООН = 0,11 моль/дм3 , ССН3СОО= 0,0900 моль/дм3 .

рН= 4,76 - lg 0,11 / 0,09 = 4,76 - 0,09 = 4,67

б) при добавлении NaOH:

СН3СООН + NaOH= CH3COONa + H2O

При добавлении 0,01 моль/дм раствора NaOH к 1дм3 буферной смеси концентрация СН3СООН уменьшится, а концентрация CH3COONa увеличится на 0,01 моль и станут равными: СCH3СООН= 0,09 моль/дм3 CCH3COONa= 0,1100 моль/дм3 .

рН = 4,76- lg 0,09 : 0,11 = 4,76 + 0,1 = 4,86

в) при разбавлении буферного раствора водой в 10 раз получают:

рН= 4,76 - lg 0,01: 0,01 = 4,76

Как видно, буферный раствор во всех приведенных случаях поддерживает рН на одинаковом уровне.

Задачи:

1 Как изменится pH и степень диссоциации CH3COOH в 0,2М растворе, если к 100 мл этого раствора прибавили 30 мл 0,3М CH3COONa.

2 Вычислить pH раствора, если к 2 литрам воды прибавили 23г HCOOH и 21г HCOOK.

3 Какую среду (кислую, нейтральную или щелочную) имеют водные растворы солей (NH4)2CO3, Na3PO4, Al2(SO4)3, KCl ?

4 .К 20мл воды прибавили 5мл 3М раствора KNO2. Вычислить pH раствора и степень гидролиза соли.

5 Вычислить концентрацию ионов [H+] и pH раствора полученного смешением 15мл 0,1М раствора HCOOH и 12мл 0,2М раствора HCOONa.

6 В 500мл раствора содержится 2,52г Na2CO3. Определить pH и степень гидролиза соли.

7 Рассчитать pH полученного раствора, если к 100мл 0,0375М CH3COOH прибавили 0,102г CH3COONa.

8 Вычислить рН смеси, содержащей равные объёмы 5%-ных растворов азотистой кислоты и её натриевой соли. (Ответ:3,23)

9 Вычислить рН буферной смеси, содержащей равные объёмы 5%-ных растворов аммиака и хлорида аммония. (Ответ:9,44)

10 Рассчитать рН аммиачной буферной системы, содержащей по 0,5 моль/дм3 рас­твора аммиака и хлорида аммония. Как изменится рН при добавлении к 1дм этой смеси:

а) 0,1 моль/дм3 раствора хлороводородной кислоты;

б) 0,1 моль/дм3 раствора гидроксида натрия;

в) при разбавлении водой в 10 раз. (Ответ: 9,25; 9,12; 9,39, 9,25)

11 Вычислить рН буферной смеси, содержащей 0,01 моль/дм3 раствор уксусной ки­слоты и 0,1 моль/дм3 раствор ацетата натрия. (Ответ: 5,76)


Занятие 14.Титиметрические методы анализа.

Кислотно – основное титрование.

Контрольные вопросы.

1. Количественный анализ. Классификация методов. Роль и значение количественного анализа.

2. Сущность титриметрического метода анализа. Классификация методов. Требования к реакциям в титриметрических методах анализа.

3. Приготовление и стандартизация растворов. Титранты, рабочие растворы.

4. Способы титрования: прямое, обратное, заместительное. Сущность, примеры.

5. Кислотно-основное титрование. Сущность данного метода. Реакции, используемые в данном методе, требования к ним.

6. Точка эквивалентности в титровании, ее фиксация с помощью индикаторов.

7. Ациди-алкалиметрия в биологии и медицине.

8. Типовые расчеты в титриметрическом анализе (молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента, титр, титриметрический фактор пересчета (титр по определяемому веществу), поправочный коэффициент).

9. Расчет массы и массовой доли определяемого вещества по результатам титрования.

Кислотно – основное титрование.

В основе кислотно-основного метода лежит реакция нейтрализации:

Н+ + ОНˉ ↔ Н2 0

Этот метод применяется для количественного определения кислот и щелочей. При помощи метода нейтрализации проводят также ряд других титриметрических определений, связанных с реакцией нейтрализации, например определение некоторых солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами (Na2CO3 , Na2B4O7), или солей аммония.

При количественном определении кислот — алкалиметрии—рабочим раствором является раствор щелочи NaOH или КОН. Приготовить титрованный раствор щелочи по навеске невозможно, так как щелочь не отве­чает требованиям, предъявляемым к веществам, из которых можно готовить раствор точной концентрации по точно взятой навеске. Кроме того, при самом тщательном хранении растворы щелочей довольно быстро меняют свой титр. Поэтому титр этих рабочих растворов устанавливают. Исходным веществом для установки титра рабочего раствора щелочи может служить щавелевая кислота Н2С2О4 ·2Н2О или янтарная кислота Н С Н О . Часто в лабораторной практике в качестве исходного раствора употребляют 0,1 н. раствор кислоты, приготовленный из фиксанала.

При количественном определении щелочи—ацидиметрии—рабочим раствором является раствор сильной кислоты (обычно НСl или H2SO4). Приготовить титрованный раствор кислоты, исходя из концентрированной кислоты, невозможно. Как бы точно мы не взяли навеску концентрированной кислоты, мы не будем знать истинного ее количества, так как серная кислота гигроскопична, а концентрированная хлороводородная кислота выделяет хлороводород. Поэтому титр рабочих растворов кислот устанавливают. Исходным веществом для установки титра раствора кислоты служит бура Na2В4О4 · 10Н2О или х. ч. Сода Na2CO3. В некоторых случаях рабочий раствор кислоты готовят из фиксанала.

Титр раствора кислот не меняется довольно продолжительное время.

Кислотно-основной метод применяется в клинических лабораториях для определения кислотности желудочного сока. В санитарно-гигиенических лабораториях метод нейтрализации находит самое широкое применение. При помощи этого метода определяют карбонатную жесткость воды, кислотность молочных продуктов, квашеной капусты и безалкогольных напитков.

В фармацевтическом анализе кислотно-основной метод применяют для определения концентрации хлороводородной кислоты, количества гидрокарбоната, борной кислоты и др.

Если титровать раствор любой кислоты раствором щелочи, происходит связывание ионов Н+ кислоты ионами ОН¯ и концентрация ионов Н+ постепенно уменьшается, а рН раствора возрастает.

При определенном значении рН достигается точка эквивалентности и титрование должно быть закончено. При титровании раствора щелочи раствором кислоты связываются ионы ОН¯, и концентрация их в растворе уменьшается, а концентрация ионов Н+ увеличивается и рН раствора уменьшается. Однако значение рН в точке эквивалентности не во всех случаях имеет одно и то же значение, оно зависит от природы реагирующей кислоты и основания.

При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием:

HCI + NaOH → NaCI + Н2О

образуется только один слабый электролит—вода. Реакция практически доходит до конца. Образующаяся при реакции соль гидролизу не подвергается и имеет нейтральную реакцию (рН = 7,0). Следовательно, при титровании сильной кислоты щелочью и, наоборот, в точке эквивалентности среда раствора нейтральна, рН раствора равен 7,0.

Если вместо сильной кислоты титровать щелочью слабую кислоту, например уксусную, то происходит ре­акция:

СН3СООН + NaOH ⇆ CH3COONa + Н2О

В растворе в точке эквивалентности будет присутствовать соль СНзСООNa, подвергающаяся гидролизу:

СН3СООNa+ Н2O ⇆ СН3СООН + NaOH

Следовательно, протекающая в данном случае при титровании реакция обратима и не будет доходить до конца. В точке эквивалентности в растворе будут присутствовать СН3СООН и NaOH. Слабая уксусная кислота находится в растворе в основном в виде недиссоциированных молекул, а NaOH диссоциирован почти полностью. Концентрация ионов ОН превышает кон­центрацию ионов Н+ и титрование будет заканчиваться при рН>7,0.

При титровании слабых оснований сильными кислотами, например

NH4OH + НСl⇆ NH4Cl + H2O

образующаяся соль подвергается гидролизу. Реакция нейтрализации будет обратима и в точке эквивалентности концентрация ионов Н+ превысит концентрацию ионов ОН¯. Титрование будет заканчиваться при рН<7,0.

Таким образом, при методе нейтрализации точка эквивалентности совпадает с точкой нейтрализации лишь при взаимодействии сильной кислоты с сильным основанием. При титровании необходимо установить точку эк­вивалентности, а не нейтральности и, следовательно, титрование в разных случаях приходится заканчивать при различных рН. Если вещество не растворяется в воде или разлагается водой, т. Е. не может быть оттитровано в водном растворе, кислотно-основное титрование может применяться также в неводных растворах.

КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ ИНДИКАТОРЫ

Точка эквивалентности при реакции нейтрализации не сопровождается каким-либо внешним изменением, поэтому для определения конца реакции применяются специальные индикаторы. В точке эквивалентности происходит изменение рН раствора. Поэтому индикаторы, применяемые при кислотно-основном титровании, представляют собой органические соединения, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода в растворе. Это так называемые кислотно-основные индикаторы, или рН-индикаторы. Для объяснения изменения окраски индикаторов имеется несколько теорий.

Теория Оствальда была предложена в 1891 г. Согласно этой теории, каждый рН-индикатор должен диссоциировать как слабая кислота или слабое основание; кроме того, один из ионов, образующихся при диссоциа­ции индикатора, должен быть окрашенным, причем его окраска должна быть другая, чем окраска недиссоциированной молекулы.

Представим себе, что индикатор Hind обладает свойствами слабой кислоты и диссоциирует по уравнению:

Hind ⇆ Н+ + Ind¯

Поскольку индикатор является слабой кислотой, при небольших значениях рН он будет находиться в растворе в недиссоциированном состоянии и иметь окраску, соответствующую цвету недиссоциированных молекул. Если прибавить к водному раствору индикатора немного сильного основания, например NaOH, ионы ОН¯ будут соединяться с ионами Н+ индикатора, образуя молекулу воды. Вследствие изменения концентрации ионов Н+ равновесие диссоциации индикатора сдвигается вправо, в сторону образования свободных ионов. При добавлении некоторого количества щелочи концентрация недиссоциированных молекул Hind будет так мала, что их окраска станет незаметной, и раствор окрасится в другой цвет — цвет свободных ионов Ind¯.

Прибавление к полученному раствору кислоты приведет к повышению концентрации ионов Н+ и сдвигу равновесия влево, в сторону образования недиссоциированных молекул. В связи с этим исчезнет окраска, свойственная ионам Ind¯, и появится окраска недиссоциированных молекул Hind.

Хромофорная теория. В действительности механизм изменения окраски индикаторов более сложен, чем предполагал Оствальд. Позднейшие исследования ряда ученых показали, что окраска органических соединений (а индикаторы являются сложными органическими соединениями) обусловлена наличием в его молекуле определенных групп, называемых хромофорами. К хромофорным группам относятся

· Азогруппа —N=N—,

· нитрогруппа

 

· нитрозогруппа —N=О,

 

· хиноидная группировка и др.

 

Кроме хромофоров, в окраске органических соединений грают важную роль ауксохромы. Это группы, присутствие которых в молекуле органического соединения усиливает его окраску. К ауксохромам относятся группы —NH,

—ОН и др.

Согласно хромофорной теории, окраска органических соединений зависит от строения молекулы. Вследствие внутримолекулярной перегруппировки изменяется строение молекулы индикатора, а, следовательно, меняется окраска соединения. Бензольная система переходит в хиноидную:

и т. Д.

Азогруппа —N=N— в определенных условиях переходит в группу =N–NH– и т. Д. Эти перегруппировки внутри молекулы оказываются причиной изменения окраски индикатора.

Превращение таутомерных форм друг в друга у индикаторов является обратимым процессом. В растворе любого индикатора присутствуют различные его формы, находящиеся в равновесии друг с другом.

Изменение строения индикаторов происходит при добавлении к растворам кислот или щелочей, т. Е. при изменении концентрации ионов водорода в растворах. Это происходит потому, что хотя индикаторы не являются электролитами, как предполагал Оствальд, они могут диссоциировать с образованием ионов Н+ (или ОН¯),

Таким образом, в растворе индикатора, наряду с равновесием между таутомерными формами (1) существует равновесие диссоциации (2):

RH⇆(1)HR' ⇆(2)H++R′¯

 

Радикалы R и R' отличаются друг от друга внутренним строением, они содержат разные хромофорные группы и формы RH и R'H отличаются окраской. Причем окраска иона R'¯ такая же, как и молекулы HR', так как при диссоциации внутреннее строение не изменяется.

Прибавление щелочи вызывает уменьшение концентрации ионов Н+. Вследствие этого происходит сдвиг равновесия слева направо и превращение формы RH в форму HR', а, следовательно, изменение окраски.

Прибавление кислоты вызывает увеличение концентрации ионов Н+, равновесие сдвигается влево, происходит превращение формы HR' в RH и изменение окраски.

В качестве примера приведем изменение строения и окраски индикаторов фенолфталеина:

 

 

и метилового оранжевого:

В растворе индикаторов, как указывалось выше, существует равновесие. В кислой среде в растворе находится таутомерная форма, которую мы назовем кислотной формой, а в щелочной — щелочная форма. Эти формы имеют различную окраску.

Интервал перехода окраски индикатора у разных индикаторов находится при разных концентрациях ионов водорода. Область значения рН раствора, в которой происходит заметное изменение окраски индикатора называется областью перехода индикатора. Например, область перехода индикатора метилового оранжевого находится в пределах рН от 3,1 до 4,4. При рН>4,4 метиловый оранжевый— желтый, при рН<3,1— розовый, в интервале от рН 3,1 до рН 4,4 окраска его постепенно изменяется из розовой в желтую. Другой индикатор—фенолфталеин при рН<8 бесцветный, в интервале рН от 8,0 до 10,0 окраска из бледно-розовой постепенно переходит в ярко-малиновую. Область перехода индикатора метилового красного от рН 4,4 до рН 6,2.. При рН<4,4 этот индикатор красный, при рН>6,2 — желтый.

В каждом случае титрование заканчивается в момент резкого изменения окраски индикатора. Значение рН, при котором происходит наиболее резкое изменение индикатора, называется показателем титрования. Следовательно, показатель титрования есть то значение рН, от которого мы титруем раствор с данным индикатором. Так, показатель титрования для фенолфталеина примерно равен 9,0, т. Е. при этом значении рН мы особенно четко замечаем изменение окраски и заканчиваем титрование. Показатель титрования метилового оранжевого равен 4,0.

Так как конец реакции определяется с помощью индикаторов, необходимо для каждого определения пра­ильно выбрать индикатор, так чтобы его показатель титрования был как можно ближе к рН точки эквивалентности в данном определении. Необходимо помнить, что если определяют содержание какого-либо вещества по методу нейтрализации, титр рабочего раствора должен быть установлен с тем индикатором, с каким будет производиться определение.

Необходимо помнить также, что на показания индикаторов влияют ряд факторов:

1) температура—с увеличением температуры у индикатора меняется область перехода и может меняться интенсивность окраски, поэтому все определения по методу нейтрализации проводят при комнатной температуре:

2) посторонние примеси — заметное количество нейтральных солей, веществ, легко переходящих в коллоидное состояние, некоторых органических растворителей искажают результаты титрования;

3) количество индикатора — чем больше индикатора, тем труднее заметить изменение окраски.

Из всего сказанного можно сделать вывод:





Читайте также:
Жанры народного творчества: Эпохи, люди, их культуры неповторимы. Каждая из них имеет...
Основные понятия туризма: Это специалист в отрасли туризма, который занимается...
Средневековье: основные этапы и закономерности развития: Эпоху Античности в Европе сменяет Средневековье. С чем связано...
Основные идеи славянофильства: Славянофилы в своей трактовке русской истории исходили из православия как начала...

Рекомендуемые страницы:


Поиск по сайту

©2015-2020 poisk-ru.ru
Все права принадлежать их авторам. Данный сайт не претендует на авторства, а предоставляет бесплатное использование.
Дата создания страницы: 2016-02-16 Нарушение авторских прав и Нарушение персональных данных


Поиск по сайту:

Обратная связь
0.076 с.