Кислотно-основное титрование

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

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

В ацидиметрии в качестве титрантов применяют 0,01–0,1N растворы сильных кислот (HCl и H₂SO₄) для определения оснований, солей слабых кислот, аминов и их производных. Так как серная кислота гигроскопична, а соляная летуча, то установки точной концентрации этих веществ проводят по стандартным растворам, таких, например, как бура (Na₂B₄O₇·10H₂O).

Алкалиметрию применяют для определения сильных и слабых кислот (H₃BO₃, HCl, CH₃COOH), а так же фенолов и солей слабых оснований, например, хлорида аммония NH₄Cl.

Титрантами в данном случае являются 0,01–0,1N растворы сильных оснований (NaOH, KOH). Стандартным титрантом в данном случае является раствор щавелевой кислоты – H₂С₂O₄·5Н₂О.

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

H₃О⁺+OH^–→2Н₂О

простейшем виде: Н ⁺ + ОН^–→ Н₂О

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

На практике вместо концентрации водородных ионов используют понятие «водородный показатель», обозначаемый – рН и равный отрицательному десятичному логарифму из концентрации водородных ионов, т.е. .

Значит, если [H⁺] = 10^–7 г-ион/л, то рН = – lg10^–7= 7.Такое значение рН обозначает нейтральную среду. Это значит, что в этом случае и [OH^–]=10^–7, а рОН = 7.Таким образом в нейтральной среде сумма рН + рОН = 14.

При рН > 7 среда раствора будет щелочной, при рН < 7 кислой. Величина рН в точке эквивалентности зависит от природы вступающих в реакцию нейтрализации кислоты или основания.

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

1) Реакция между сильной кислотой и сильным основанием:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

В ионном виде:

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

Сокращённое ионное уравнение:

H⁺ + ОН^– → H₂О

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

2) Реакция между слабой кислотой и сильным основанием:

CH₃COOH + NaOH → CH ₃ COONa + H₂O

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

CH₃COOH + Na⁺ + OH^– CH ₃COO^– + Na⁺ + H₂O

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

СH₃COOH + OН^– CH ₃COO^– + H₂O

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

CH₃COO^– + Na⁺ + H ₂O CH₃COOН + Na⁺ + ОН^–

т.е. идет обратимый процесс.

3) Реакция между сильной кислотой и слабым основанием:

HCl + NH₄OH NH₄Cl + H₂O

Гидроксид аммония

Слабое основание

в ионном виде: H⁺ + Cl^– + NH ₄OH NH₄⁺ + Cl^– + H₂O

Н⁺ + NH₄ OH NH⁺₄ + H₂O

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

NH⁺₄ + Cl^– + H ₂O NH₄OH + H⁺ + Cl^–

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

4) Реакция между слабой кислотой и слабым основанием:

CH ₃COOH + NH ₄OH CH₃COONH₄ + H₂O.

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

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

Кислотно–основные индикаторы –это сложные органические вещества, которые изменяют свою окраску в зависимости от рН среды. Они являются либо слабыми кислотами HInd, либо слабыми основаниями – IndOH.

В водных растворах кислотные индикаторы диссоциируют по схеме :

HInd H⁺ + Ind^–

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

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

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

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

Каждый индикатор имеет определённый интервал перехода окраски, представляющий собой тот промежуток между двумя значениями рН, в котором изменяется окраска. Величина интервала перехода – DрН, обычно не превышает двух единиц. Так у фенолфталеина DрН = 8 – 10, а у метилоранжа

DрН = 3.1 – 4.4.

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

Значения рН для различных индикаторов представлено в таблице 2.

Таблица 2.