Классификация методов нейтрализации. Аналитическая химия. Методы определения. Механизм реакции нейтрализации

В основе метода нейтрализации лежит реакция нейтрализации:

н+ + он- ->- н 2 о.

Метод нейтрализации применяется для количественного определения кислот и щелочей. При помощи этого метода проводят также ряд других объемных определений, связанных с реакцией нейтрализации, например определение некоторых солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами (Na 2 C0 3 , Na 2 B 4 07), или солей аммония.

При количественном определении кислот - алкалиметрия - 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 установления титра рабочего раствора щелочи может служить щавелевая кислота Н 2 С 2 0 4 -2Н 2 0 или янтарная кислота Н2С4Н4О4. Часто в лабораторной практике в качестве исходного

раствора употребляют 0,1 н. раствор кислоты, приготовленный из фиксанала.

При количественном определении щелочи - ациди-метрии - рабочим раствором является раствор сильной кислоты (обычно НС1 или H 2 S0 4 J. Приготовить титрованный раствор кислоты исходя из концентрированной кислоты невозможно. Как бы точно мы ни взяли навеску концентрированной кислоты, мы не будем знать истинного ее количества, так как серная кислота гигроскопична, а концентрированная соляная кислота выделяет хлористый водород. Поэтому титр рабочих растворов кислот устанавливают. Исходным веществом для установки титра раствора кислоты служит бура Na 2 B 4 0r- 10Н 2 О или химически чистая сода Na 2 C0 3 . В некоторых случаях рабочий раствор кислоты готовят из фиксанала. Титр раствора кислот не меняется довольно продолжительное время.

Метод нейтрализации 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.

Если титровать раствор любой кислоты раствором щелочи, происходит связывание ионов Н+ кислоты ионами ОН — и концентрация ионов Н+ постепенно уменьшается, а рН раствора возрастает (см. § 18). При определенном значении рН достигается точка эквивалентности и титрование должно быть закончено. При титровании раствора щелочи раствором кислоты связываются ионы ОН~, концентрация их в растворе уменьшается, а концентрация ионов Н+ увеличивается и рН раствора уменьшается. Однако величина рН в точке эквивалентности не во всех случаях имеет одно и то же значение, она зависит от природы реагирующей кислоты и основания.

При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием

НС1 + NaOH = NaCl + Н 2 0

образуется только один слабый электролит - вода. Реакция практически доходит до конца. Образующаяся при реакции соль гидролизу не подвергается, и раствор

имеет нейтральную реакцию (рН 7,0). Следовательно, при титровании сильной кислоты сильной щелочью и наоборот в точке эквивалентности среда раствора нейтральна, рН раствора равен 7,0.

Если титровать сильной — щелочью слабую кислоту, например, уксусную

CH 3 COOH + NaOH =s=fc CH 3 COONa-f Н 2 0,

в точке эквивалентности будет присутствовать соль CH 3 COONa, подвергающаяся гидролизу:

CH 3 COONa + Н 2 0 ? -f СН 3 СООН + NaOH.

Следовательно, протекающая в данном случае при титровании реакция обратима и не пойдет до конца. В точке эквивалентности в растворе присутствуют свободные СНзСООН и NaOH. Слабая уксусная кислота будет находиться в растворе в основном в виде недиссо-циированных молекул, а едкий натр будет диссоциирован почти полностью. Концентрация ионов ОН — превысит концентрацию ионов Н+ и титрование закончится при рН>7,0. При титровании слабых оснований сильными кислотами, например

NH4OH + НС1 т-*■ NH4CI + н 2 о,

образующаяся соль подвергается гидролизу. Реакция нейтрализации 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 нейтральности 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 значениях рН.

Химия. Оловянникова Р.Я.

Методические указания к лабораторному занятию № 2

для внеаудиторной работы студентов.

Метод нейтрализации

Метод нейтрализации – это один из видов титриметрического анализа, который широко используется в лабораториях различного медицинского и экологического профиля: клинических, диагностических, санитарно-гигиенических, судебно-экспертных, контроля состояния окружающей среды, стандартизации и контроля лекарственных форм.

В основе метода нейтрализации лежит реакция нейтрализации . Это реакция между кислотой и основанием, один из компонентов которой (или оба) являетсясильным , например,

H 2 SO 4 +2 NaOH → 2H 2 O+Na 2 SO 4 (1)

H + +OH − →H 2 O(в кратком ионном виде, отражающем суть процесса)

H 2 C 2 O 4 +2 NaOH → 2H 2 O+Na 2 C 2 O 4 (2)

H 2 C 2 O 4 +2 OH − → 2H 2 O+(в кратком ионном виде)

HCl +NH 3 ∙H 2 O→H 2 O+NH 4 Cl(3)

H + + NH 3 → + NH 4 (в кратком ионном виде)

HCl +NaHCO 3 →H 2 CO 3 +NaCl(4)

H + + →H 2 CO 3 (в кратком ионном виде)

NH 4 Cl + NaOH → NH 3 ∙ H 2 O + NaCl (5)

NH 4 + − OH →NH 3 ∙H 2 O(в кратком ионном виде)

# При техническом исполнении метода раствор сильного компонента (кислоты или основания) заливается в бюретку и является титрантом.

Из примеров 1 – 5, показанных в молекулярном и кратком ионном виде, можно заметить, что не всегда реакции нейтрализации приводят к образованию воды. Нейтрализация может заключаться и просто в связывании сильной кислоты в слабую (пример 4) или сильного основания в слабое (пример 5).

Примеры 1 – 5 также показывают, что методом нейтрализации можно определять как сильные, так и слабые кислоты и основания, а также соли, которые с точки зрения теории Бренстеда, выполняют роль кислот или оснований.

Таким образом, рабочими растворами в методе нейтрализации являются сильные кислоты или сильные основания, которые используются в качестве титрантов, а также стандартные растворы солей, по которым устанавливают точную концентрацию титрантов.Стандартные растворы – это растворы известной концентрации. Титранты, концентрацию которых установили с помощью стандартных раствором, называюттитрованными растворами .

Титрование – это процесс добавления титранта (титрованного раствора) по каплям до точки эквивалентности (конца реакции).

Точка эквивалентности – это момент реакции, когда вещества прореагировали между собой в эквивалентных количествах. Только в этом случае параметры определяемого вещества (его массу, концентрацию, количество или объем) можно рассчитывать на основе закона эквивалентов. Точку эквивалентности устанавливают с помощью индикаторов кислотно-основного типа.

Индикатор в методе нейтрализации – это слабая кислота или слабое основание органической природы, молекулярная и ионная форма которого отличается по цвету. С позиций протолитической теории Бренстеда, индикатор представляет собой сопряженную кислотно-основную пару, компоненты которой отличаются по цвету:

HInd ⇄ H + +Ind −

цвет I цвет II

Поэтому каждый индикатор характеризуется определенным значением pK a , или так называемым показателем титрования рТ=рК а =−. Вспомним, что рК а – это значение рН среды, при котором содержание кислотной и сопряженной основной формы одинаковы. А это значит, что в точке рТ цвет раствора индикатора будет смешанный. Но глаз человека замечает смешанный цвет и тогда, когда одна из форм индикатора преобладает над другой раз в 10. В этом случае мы получаем зону перехода цвета индикаторарТ ± 1 . При значенияхрН < рТ ± 1 (т.е. левее зоны перехода цвета) индикатор будет находиться главным образом в кислотной своей формеHInd . А при значенияхрН > рТ ± 1 (т.е. правее зоны перехода цвета) будет значительно преобладать его сопряженная основная формаI nd − . В таблице 1 представлены примеры индикаторов и их характеристики.

Таблица 1. Индикаторы

Индикатор			рК а (рТ Ind)	рН-диапазонов изменения окраски
Индикатор	в форме кислоты	основания	рК а (рТ Ind)	рН-диапазонов изменения окраски
Тимоловый синий (первое изменение)
Метиловый оранжевый
Бромкрезоловый зеленый
Метиловый красный
Лакмус (азолитмин)
Бромтимоловый синий
Феноловый красный
Тимоловый синий (второе изменение)
Фенолфталеин	Бесцветная	Малиновая
Тимолфталеин

При выборе индикатора руководствуются правилом: значение рН в точке эквивалентности (рН э) должно попадать в зону перехода цвета индикатора (т.е. рН э ∋рТ±1). Значение же рН э определяется по продуктам реакции, когда в колбочке для титрования уже израсходовано исходное вещество, но еще нет избытка титранта (а есть только продукты реакции).

# В методе нейтрализации может быть использовано не только прямое титрование, но и обратное (или титрование по избытку). Его суть: к определяемому веществу добавляется фиксированный избыток стандартного вспомогательного раствора, который затем оттитровывается другим раствором, выполняющим роль титранта. К обратному титрованию прибегают в том случае, когда, например, под рукой нет нужного индикатора для прямого титрования или определяемое вещество слишком летуче.

Применение метода нейтрализации (кислотно-основного титрования) для определения кислотности желудочного сока .

Введение . Желудочный сок в просвете желудка имеет кислую рН: натощак в норме рН~1,5-2 у взрослого человека и рН~3-4 у новорожденных детей. После приема пищи рН еще ниже. Главный неорганический компонент желудочного сока – соляная кислота, которая вырабатывается обкладочными (париентальными) клетками желудка и находится в просвете желудка в свободном и связанном состоянии (главным образом, с белками). Однако, кроме белков в желудочном соке присутствуют и другие слабые кислоты: бикарбонаты, гидросульфаты, дигидро- и гидрофосфаты, сама фосфорная кислота, уксусная, молочная, пировиноградная, масляная, яблочная и некоторые другие. Поэтому различаюттри вида кислотности : общую, свободную (обусловленную концентрацией свободных Н +) и связанную (обусловленную наличием недиссоциированных слабых кислот).

Определение кислотности желудочного сока. В лаборатории кислотность желудочного сока определяют титрованием его титрованным рабочим растворомNaOHв присутствии индикаторов. Результаты выдаются в титриметрических единицах (т.е.).

Одна титриметрическая единица – это объем 0,1э раствораNaOH, который необходимо затратить на титрование 100 мл желудочного сока.

Поскольку на исследование берут не 100 мл желудочного сока, а 5-10 мл, и титруют не 0,1э NaOH, а обычно меньшей его концентрацией (например, 0,089э), то при расчете кислотности желудочного сока в титриметрических единицах необходимо делать две поправки: на объем желудочного сока и на концентрацию идеального (0,1э) раствораNaOH. С учетом этих поправок нетрудно вывести общую формулу для расчета кислотности желудочного сока (в титр.ед.):

где - это параметрыNaOHсогласно определению титриметрической единицы;- объемNaOH, затраченный на титрование взятой на исследование пробы желудочного сока (5 – 10 мл, например);- концентрация титрованного рабочего раствораNaOH.

# Если рабочий раствор NaOHокажется идеальным – С э (NaOH)=0,1моль/л, а объем желудочного сока, взятый на исследованиеV(ж.сока)=5 мл, то формула для расчета кислотности упрощается:

Кислотность ж. сока = , титр. ед.

Указанные формулы применяют для определения любого вида кислотности желудочного сока: свободной кислотности (в присутствии индикатора метилоранжа; он же 4-(4-димеламинофенилазо)бензолсульфонат натрия) илиобщей кислотности (в присутствии фенолфталеина). В этом случаесвязанную кислотность определяют по разности общей и свободной кислотности.

Обоснование выбора индикаторов . Как уже отмечалось, чтобы в желудочном соке определить две фракции кислотности (свободную и связанную), необходимо проводить титрование в присутствии двух индикаторов. Первым индикатором устанавливается точка эквивалентности для 1-й реакции, когда оттитровывается свободная соляная кислота:

HCl+NaOH=H 2 O+NaCl, или в кратком ионном видеH + +OH − =H 2 O

Если бы титровали не желудочный сок, а водный раствор HCl, то рН э1 =7. В желудочном соке же присутствуют еще и слабые кислоты, которые не должны быть затронуты при титровании в первой реакции. Поэтомуконец титрования для первой реакции (когда вся HCl будет уже оттитрована) диктуется не продуктом реакции, а тем значением рН, которое создается разбавленными растворами слабых кислот (для примера, уксусная кислота дает рН~3,5). Таким образом, рН э1 =3,5 . Индикатор, зона перехода цвета которого включает точку рН э1 3,5 – это метилоранж (4-(4-димеламинофенилазо)бензолсульфонат натрия).

# Отсюда, 1-й этап титрования: титруем порцию желудочного сока пока красная окраска раствора не сменится до оранжевой (сработает метилоранж), и отмечаем объем щелочи, пошедшей на титрование. И если его введем в формулу для расчета кислотности, то получим свободную кислотность желудочного сока в титриметрических единицах.

Вслед за свободной соляной кислотой оттитровываются слабые кислоты (органические и неорганические). Реакция на примере уксусной кислоты:

СН 3 СООН +NaOH = H 2 O + CH 3 COONa

СН 3 СООН +OH − = H 2 O + CH 3 COO −

рН в точке эквивалентности для второй реакции – это то значение рН, которое обусловлено продуктом реакции - солью, подвергающиеся гидролизу по аниону. Его можно рассчитать, применяя уже рассмотренную формулу (получим рН э2 ~8,7 ). Индикатор, зона перехода цвета которого включает точку рН э2 8,7 – фенолфталеин.

# Отсюда, 2-й этап титрования: продолжаем титровать, пока оранжевая окраска раствора не сменится до ярко малиновой (сработает фенолфталеин). Отмечаем объем щелочи, пошедшей на титрование на втором этапе. И если его введем в формулу для расчета кислотности, то получим связанную кислотность желудочного сока в титриметрических единицах. В этом случае общую кислотность посчитаем как сумму свободной и связанной.

Ситуационные и учебно-познавательные задачи.

На титрование 15 мл раствора карбоната натрия пошло 13,4 мл 0,15М раствора серной кислоты. Вычислить процентную концентрацию карбоната натрия, если его плотность равна 1,15 г/мл. С каким индикатором надо титровать?

Краткое изложение задачи:

V(Na 2 CO 3) = 15 мл

V(H 2 SO 4) = 13,4 мл

индикатор−?

Решение:

Индикатор выбираем с условием рН э =рТ±1. Поэтому обращаем внимание на продукты реакции:

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 ⇄ Н 2 CO 3 + Na 2 SO 4 рН э <7

Соль Na 2 SO 4 не подвергается гидролизу, и кислотность среды в точке эквивалентности обусловлена только угольной кислотой:

Найденное значение рН э 3,8 попадает в зону перехода цвета индикатора метилового оранжевого (см.табл.1).

Ответ: ; индикатор – метиловый оранжевый.

Рабочие растворы, применяемые в методе нейтрализации в качестве титранта

слабые основания NH 3 ∙H 2 O
слабые кислоты CH 3 COOH, H 2 CO 3
сильные основания NaOH, KOH

Для установки титра кислот применяется

Na 2 CO 3 , Na 2 B 4 O 7 ∙10H 2 O
H 2 C 2 O 4 ∙2H 2 O

Для установки титра щелочей применяется

Na 2 CO 3 , Na 2 B 4 O 7 ∙10H 2 O
H 2 C 2 O 4 ∙2H 2 O

Титруют KOHсоляной кислотой. Значение рН в точке эквивалентности и, соответственно, применяемый индикатор будут

7 – лакмус, бромтимоловый синий
7 – тимоловый синий
<7– лакмус, метиловый красный, метилоранж

Титруют водный раствор аммиака соляной кислотой. Значение рН в точке эквивалентности и, соответственно, применяемый индикатор будут

>7 – тимолфталеин, фенолфталеин
7 – тимолфталеин, фенолфталеин
<7 – метилоранж, метиловый красный
>7 – метилоранж, метиловый красный

Титруют борную кислоту H 3 BO 3 растворомKOH. Значение рН в точке эквивалентности и, соответственно, применяемый индикатор будут

7 – лакмус, феноловый красный
>7 – тимолфталеин, фенолфталеин
>7– метилоранж, метиловый красный
<7– метилоранж, метиловый красный

Для определения азотистой кислоты методом нейтрализации можно использовать рабочий реактив

щавелевую кислоту
гидроксид натрия
водный аммиак
серную кислоту

На титрование 2 мл раствора азотистой кислоты пошло 4 мл раствора титранта с эквивалентной концентрацией 0,03 моль/л. Эквивалентная концентрация азотистой кислоты и её титр при этом оказались равными

0,06 моль/л; 2,82∙10 -3 г/мл
0,06 г/мл; 2,82∙10 -3 моль/л
0,15 моль/л; 1,41∙10 -3 г/мл
0,06 моль/л; 2,82∙10 -3 г/л

25 мл образца бытового моющего раствора аммиака разбавили водой точно до 250 мл в мерной колбе. На титрование 5 мл разбавленного раствора потребовалось 4 мл 0,025М раствора HCl. Полагая, что щелочность образца определяется только аммиаком, рассчитали массу аммиака на 1 л раствора и получили значение

85∙10 -3 г/л
1,7∙10 -3 г/л
3,4∙10 -3 г/л
34∙10 -3 г/л

В Реакции NH 3 +H 2 PO 4 - →NH 4 + +HPO 4 2- дигидрофосфат ведёт себя как

кислота
основание
окислитель
восстановитель

Индикаторы в методе нейтрализации – это

комплексообразователи
слабые органические кислоты или основания
сами рабочие растворы в роли индукторов
эриохром черный

Для определения точки эквивалентности в методе нейтрализации используют

реакции с образованием осадка
растворы, меняющие свою окраску в точке эквивалентности
кислотно-основные индикаторы

Для выбора индикатора в методе нейтрализации необходимо знать

концентрацию индикатора и его рТ
концентрацию титранта и рН среды
рН среды в точке эквивалентности
ПР осадка и рН среды

Индикатором для уточнения концентрации NАОН по щавелевой кислоте является

эриохром
фенолфталеин

Активная кислотность в 0,1 м растворе НС1 (в единицах рН) равна

При определении свободной (активной) кислотности желудочного сока методом нейтрализации используют индикатор
1. фенолфталеин
2. метилоранж
  фенолрот (феноловый красный)
  метилрот

При определении связанной кислотности желудочного сока методом нейтрализации используют индикатор

фенолфталеин
метилоранж
фенолрот (феноловый красный)
метилрот

При титровании желудочного сока рабочим раствором NaOHпервая точка эквивалентности соответствует значению рН

При титровании желудочного сока рабочим раствором NaOHдо первой точки эквивалентности оттитровывается
1. общая кислотность
  свободная кислотность (фактически HCl)
  связанная кислотность
  молочная кислота

При титровании желудочного сока рабочим раствором NaOHвторая точка эквивалентности соответствует значению рН

При титровании желудочного сока рабочим раствором NaOHот первой до второй точки эквивалентности оттитровывается
1. общая кислотность
  свободная кислотность (фактически HCl)
  связанная кислотность
  только уксусная кислота

Если титровать желудочный сок рабочим раствором NaOHв присутствии только одного индикатора – фенолфталеина, то можно определить

общую кислотность
связанную кислотность
только соляную кислоту
только уксусную кислоту

Если титровать желудочный сок рабочим раствором NaOHв присутствии только одного индикатора – метилоранжа, то можно определить

общую кислотность
связанную кислотность
только соляную кислоту
только уксусную кислоту

У взрослого здорового человека свободная кислотность желудочного сока составляет (в т.е.)

20 – 40

У взрослого здорового человека общая кислотность желудочного сока составляет (в т.е.)

40 – 60

На титрование 5 мл отфильтрованного желудочного сока в присутствии фенолфталеина потребовалось 2,8 мл 0,095 э раствора NaOH. Общая кислотность желудочного сока равна (в т.е.)

На титрование 10 мл желудочного сока с метиловым желтым (диметиламиноазобензолом) израсходовано 3,1 мл 0,098 э раствора NaOH, а с фенолфталеином – 6,0 млNaOH. Содержание соляной кислоты и общая кислотность составили (в т.е.)
1. 30,4 и 58,8

Методы кислотно-основного титрования (нейтрализации). Метод прямого титрования. Методы, основанные на определении химического состава и строения веществ по их спектру. Анализ методов осадительного титрования. Понятие и сущность титриметрического метода анализа.

При титровании слабой кислоты сильной щелочью в качестве индикатора применяют обычно фенолфталеин, а при титровании слабой щелочи сильной кислотой - метиловый оранжевый. Метод нейтрализации широко применяется в клинических и санитарно-гигиенических лабораториях.

К. Ж. Жоффруа (1685-1752), по-видимому, первым применил в 1726 г. метод нейтрализации. По своему характеру реакции, используемые в титриметрическом анализе, относятся к различным типам - реакциям соединения ионов и реакциям окисления - восстановления. Применение неводных растворителей (спирты, ацетон и т. п.) позволило расширить круг веществ, которые можно определять данным методом. Методы окисления - восстановления (редоксиметрия).

В объемном анализе применяют несколько методов вычисления

Этот метод применяют, когда нет подходящего индикатора или когда основная реакция протекает не очень быстро. Систематический анализ, реакции и анализ смеси катионов. Анализ анионов и сухой соли. Гравиметрический метод анализа, метод нейтрализации, процентное содержание кислот. Методы окислительно-восстановительного титрования, перманганатометрия и йодометрия. Сущность и классификация методов кислотно-основного титрования, применение индикаторов.

Характеристика явлений, сопровождающих реакции мокрым (в растворах) и сухим путями. Методы эмиссии, абсорбции, рассеяния и преломления. Методы установления точек эквивалентности. Методы, которые создает аналитическая химия, позволяют отвечать на вопросы о том, из чего состоит вещество, какие компоненты входят в его состав.

3)Метод осажденияоснован на использовании реакций осаждения

Методы определения можно классифицировать, основываясь на свойстве вещества, которое положено в основу определения. Если измеряется масса осадка, метод называется гравиметрическим, если определяется интенсивность окраски раствора, — фотометрическим, а если величина ЭДС,- потенциометрическим. Методы определения часто делят на химические(классические), физико-химические(инструментальные) и физические. Химическими в аналитической химии принято называть главным образом гравиметрические и титриметрические методы.

Титриметрическим методом анализа называют метод количественного анализа, основанный на измерении количества реагента, требующегося для завершения реакции с данным количеством определяемого вещества. Метод заключается в том, что к раствору определяемого вещества постепенно прибавляют раствор реактива известной концентрации. Количественные определения с помощью объемного метода выполняются очень быстро.

Время, требуемое для завершения определения титриметрическим методом, измеряется минутами

Применят также и безиндикаторные методы, основанные на использовании специальных приборов, позволяющих судить об изменениях, которые происходят в титруемом растворе в процессе титрования. Такие методы называют физико-химическими или инструментальными методами определения точек эквивалентности. 4)Метод комплексообразования основан на использовании реакций комплексообразования, из которых наиболее широко применяют реакции ионов металлов с так называемыми комплексонами.

Таблица 1.Окраска индикаторов в растворах щелочей и кислот

На колбе указывают ее емкость и температуру(200С), при которой эта емкость измерена. Из этого определения следует, что грамм-эквивалент одного и того же вещества в разных реакциях может быть различный. Растворы различных веществ одной и той же нормальности содержат в равных объемах одинаковое число грамм-эквивалентов растворенного вещества.

См. также Титрование. Определение ведут по двум индикаторам: метиловому оранжевому и фенолфталеину. Сюда относятся титриметрические определения, основанные на осаждении того или иного иона в виде малорастворимого соединения или связывания его в малодиссоциированный комплекс. В этом случае определяемый ион титруют раствором реагента (или наоборот). 3) вычисление результатов анализа. Определение кристаллизационной воды в хлориде бария. Установка титра рабочего раствора соляной кислоты.

Особенности комплексонометрического титрования. Обнаружение конечной точки титрования. Понятие аргенометрии и тицианометрии. Аналитическая химия является фундаментальной химической наукой, занимающей видное место в ряду других химических дисциплин. Данные химического анализа требуются при решении экономических и других важных вопросов. Аналитические методы часто дают возможность узнавать, в какой форме данный компонент присутствует в веществе, например, каково состояние окисления элемента.

Эти методы наиболее старые, но широко распространенные до настоящего времени, играющие важную роль в практике химического анализа. Гравиметрический (весовой) анализ — измерение массы определяемого вещества или его составных частей, выделяемых в химически чистом состоянии или в виде соответствующих соединений.

Методы осаждения и комплексообразования. Эти методы основаны на реакциях окисления и восстановления. Определение содержания ионов в растворе методом качественного анализа. Нейтрализации метод - объемный (титриметрический) метод определения концентрации кислот (ацидиметрия) и щелочей (алкалиметрия) в растворах.

В основе метода нейтрализации лежит реакция нейтрализации:

н+ + он- ->- н 2 о.

раствора употребляют 0,1 н. раствор кислоты, приготовленный из фиксанала.

При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием

НС1 + NaOH = NaCl + Н 2 0

Если титровать сильной — щелочью слабую кислоту, например, уксусную

CH 3 COOH + NaOH =s=fc CH 3 COONa-f Н 2 0,

в точке эквивалентности будет присутствовать соль CH 3 COONa, подвергающаяся гидролизу:

CH 3 COONa + Н 2 0 ? -f СН 3 СООН + NaOH.

NH4OH + НС1 т-*■ NH4CI + н 2 о,

Метод нейтрализации и его применение в медико-санитарной практике

Медико биологическое значение.

Метод кислотно-основного титрования позволяет определять количественно в исследуемых объектах кислые и основные продукты.

Так, в санитарно-гигиенической практике этим методом определяют кислотность и щелочность многих пищевых продуктов, питьевых и сточных вод.

В клинической практике кислотно-основное титрование используют для определения кислотности желудочного сока, буферной емкости крови, спинно-мозговой жидкости, мочи и других биологических жидкостей.

Этот метод широко используется в фармацевтической химии при анализе лекарственных веществ, установления доброкачественных продуктов питания (например,молока).

Большое значение имеет рассматриваемый метод и при санитарно гигиенической оценке объектов окружающей среды. Промышленные стоки могут содержать или кислые, или щелочные продукты. Закисление или защелачиваниеприродных водоемов и почвы приводит порой к необратимым последствиям, в связи с чем контроль кислотно-основного баланса весьма важен.

МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

Краткое описание метода нейтрализации сводится к следующим моментам:

а) Реакция

В основе метода лежит реакция взаимодействия

H + + OH - → H 2 O.

б) Определяемые вещества:

кислоты: сильные и слабые

основания: сильные и слабые: соли, подвергающиеся гидролизу.

в) Титранты:

Сильные кислоты (соляная, серная) с концентрацией от 0,01 до 1,0 моль/л используются для определения концентрации оснований и солей, гидролизующихся по аниону.

Сильные основания: (NaOH, KOH) с концентрацией от 0,01 до 1,0 моль/л используются для определения концентрации кислот и солей, гидролизующихся по катиону.

Чаще всего титранты для метода нейтрализации готовят из фиксаналов. Иногда растворы сильных кислот готовят разбавлением концентрированного раствора кислоты, а растворы сильных оснований, растворением навески твердой щелочи. Последние способы приготовления растворов, требуют экспериментального уточнения концентрации приготовленного титранта с использованием установочных (исходных) веществ.

Для титрантов кислот, в качестве установочных веществ, используют соду Na 2 CO 3 или буру Na 2 B 4 O 7 10H 2 O.

Для титрантов щелочей - щавелевую кислоту (H 2 C 2 O 4 2H 2 O).

г) Индикаторы

Реакция между кислотами и основаниями не сопровождается, как правило, какими-либо внешними эффектами, поэтому для фиксирования точки эквивалентности приходится использовать специальные вещества-индикаторы. Кислотно-основные индикаторы это, слабые кислоты или основания, степень ионизации которых определяется концентрацией ионов в растворе.

H + Ind ↔ H + +Ind -

Чем больше концентрация H + ионов, тем меньше будет степень ионизации индикатора. Молекулярная HInd и ионная HInd формы индикатора имеют разные окраски. Таким образом, концентрация ионов H + влияет на соотношение концентраций HInd и Ind что, в свою очередь, определяет характер или яркость окраски.

Для характеристики кислотности растворов в химии широко пользуются водородным показателем, pH - отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации .

В кислых растворах pH<7, в щелочных pH>7, в нейтральных

Все индикаторы изменяют свою окраску не скачкообразно, а плавно, т.е. в определенном интервале значений pH, называемом интервалом перехода.

Поскольку индикаторы как кислоты или основания отличаются друг от друга по силе, они имеют разные интервалы перехода (см. табл.1).

Таблица 1

Анализ вещество титрант	pH в точке эквивалент-ности	Скачок титрования	Используемые индикаторы	Интервал перехода индикатора
Сильная кислота Сильное основание или наоборот			Метилоранж Метилрот Фенолфталеин
Слабая кислота Сильное основание			Фенолфталеин
Слабое основание Сильная кислота			Метилоранж Метилрот