КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ РАВНОВЕСИЕ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ВОДОРОДНОГО ПОКАЗАТЕЛЯ РАСТВОРОВ КИСЛОТ ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ. - Студенческий научный форум

X Международная студенческая научная конференция Студенческий научный форум - 2018

КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ РАВНОВЕСИЕ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ВОДОРОДНОГО ПОКАЗАТЕЛЯ РАСТВОРОВ КИСЛОТ ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ.

Скворцова С.П. 1
1ГОСУДАРСТВЕННЫЙ СОЦИАЛЬНО-ГУМАНИТАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
 Комментарии
Текст работы размещён без изображений и формул.
Полная версия работы доступна во вкладке "Файлы работы" в формате PDF
Кислотно-основные взаимодействия чрезвычайно распространены в природе и находят широкое применение в научной и производственной практике. Реакции кислотно-основного взаимодействия используются в аналитической химии, поэтому их нужно изучать и совершенствовать методы определения концентраций кислот и оснований.

Сохранение постоянства кислотности жидких сред в жизнедеятельности человеческого организма играет важную роль. Во-первых, ионы Н+ оказывают каталитическое действие на многие биохимические превращения, во-вторых, ферменты и гормоны проявляют биологическую активность только в строго определенном интервале значений рН, в-третьих, даже незначительное изменение концентрации ионов водорода в крови и межтканевых жидкостях ощутимо влияют на величину осмотического давления в этих жидкостях.

Кислотно-основное титрование - титриметрический метод анализа, основанный на использовании реакций взаимодействия кислот и оснований, данный метод используется в практике клинических, судебно-экспертных и санитарно-гигиенических исследований, а также при оценке качества лекарственных препаратов. [1]

Кислотно-основное равновесие в растворах

Вопросами кислотно-основных равновесий занималось большое количество ученых. А. Л.Лавуазьс (1778) объяснял свойства кислот наличием в них кислорода («Кислородная теория» кислот). Однако скоро выяснилось. что очень много кислородсодержащих вещества (оксиды металлов, соли и др.) не обладают кислотными свойствами, а ряд типичных кислот, например соляная, не содержат кислорода (Г. Дэви и Ж. Гей-Люссак 1810, 1814).

И. Берцелиус (1802-1819) устранил первое из этих противоречий, приписав оксидам знак электрического заряда. Электроотрицательные (по Берцелиусу) оксиды неметаллов образуют кислоты, электроположительные оксиды металлов - основания. В 1814 Дэви высказал мнение, что атом водорода - необходимая составная часть кислот. Ю. Либих (1833) уточнил эту "водородную теорию" кислот, показав, что кислотные свойства обусловлены не любым атомом водорода, а лишь тем, который способен замещаться металлом.

После появления теории электролитической диссоциации С. Аррениуса (1887) сформировалась ионная теория кислот и оснований. Э. Франклином в 1924 создана сольватная теория. По этой теории, кислоты и основания - вещества, при растворении которых увеличивается концентрация соответствующих катионов и анионов, образующихся при диссоциации растворителя. В этом случае кислотно-основное взаимодействий выражается схемой:

кислота + основание ↔ соль + растворитель

В последние годы было показано, что большинство теорий не противоречат друг другу, но имеют различные области применения. [2]

Наиболее известные:

  • теория электролитической диссоциации Аррениуса –Оствальда;

  • протонная теория Брёнстеда-Лоури;

  • электрона теория Дж.Льюиса;

  • теория М. Усановича.

С появлением теории электролитической диссоциации С. Аррениуса возникла возможность описания кислотно-основных свойств исходя из продуктов ионизации электролита. Были разработаны теории, базирующиеся на образовании ионов кислотно-основной природы. Благодаря работам В. Оствальда теория получила развитие для слабых электролитов.

В физической теории Аррениуса-Оствальда (1887 г) рассматривались только водные растворы веществ, и не учитывалась диссоциация самого растворителя: кислота – это водородсодержащее соединение, диссоциирующее в воде с образованием катиона водорода (Н+ )

НА↔Н + + А- ;

где основание – это гидроксидсодержащее соединение, диссоциирующее в воде с отщеплением гидроксид-иона (ОН )

ВОН ↔ В + + ОН- ;

где В – металл.

Амфотерное соединение – это вещество, дающее в зависимости от условий в водных растворах ионы Н+ или ОН-

Н + + ЭО-↔ЭОН ↔ Э + + ОН- ,

где Э - амфотерный элемент.

Созданная система представлений считается классической теорией кислот, оснований и амфотерных неорганических соединений и лежит в основе современной классификации неорганических веществ

Однако эта теория не охватывала весь круг неорганических и органических соединений. Так, например, многие органические соединения проявляют в реакциях основные свойства, не имея гидроксида в молекуле (например, пиридин, амидопирин, основания алкалоидов).

Аналогично, есть вещества, не содержащие в молекуле водорода (AlCl3), но в эфире это вещество реагирует с основаниями и, следовательно, проявляет кислотные свойства. Это явление не могло быть объяснено с позиций теории электролитической диссоциации Аррениуса, поэтому появились новые теории кислот и оснований.

Особая роль протона легла в основу протонной (монической) теории, выдвинутой одновременно (1923 г.) и независимо друг от друга Й.Бренстедом (Дания) и Т.Лоури (Англия), которая базируется на поведении вступивших в реакцию веществ по отношению к переносу протона.

Кислота – это вещество, способное отдавать протон (донор протонов):

НА ↔ Н + + А-,

Основание – это вещество, способное присоединять протон (акцептор протонов):

В + Н+ ↔ВН+,

Поэтому аммиак, не имеющий в своем составе ОН- -групп и не подходящий под определение Аррениуса-Оствальда как основание, проявляет основные свойства при попадании в воду

В растворе появляются гидроксид-ионы: NH3 + HOH = NH4 + + OH- .

Амфолитом называется вещество, способное быть и донором и акцептором протона: H2O ↔ H + + OH- .

Отдача протона кислотой или присоединение протона основанием является обратимым процессом.

В качестве кислот и оснований могут выступать различные атомно- молекулярные частицы (молекулы, ионы, радикалы). Любая реакция кислотно-основного взаимодействия осуществляется за счет передачи протона от кислоты к основанию и описывается выражением:

кислота ↔ Н + + основание

нейтральные кислоты (молекулы) H2SO4 ↔ H + + HSO4

анионные кислоты (анионы) HSO4- ↔H + + SO42-

катионные кислоты (катионы) NH4+ ↔H + + NH3

Но свободные протоны в растворах существовать не могут, они только переходят от кислоты к какому-либо основанию, способному эти протоны принять. [3]

В теории Льюиса (1923 г.) на основе электронных представлений было ещё более расширено понятие кислоты и основания.

Кислота Льюиса — молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары. Это, например, ионы водорода — протоны, ионы металлов (Ag+, Fe3+), оксиды некоторых неметаллов (например, SO3, SiO2), ряд солей (AlCl3), а также такие вещества как BF3, Al2O3.

Кислоты Льюиса, не содержащие ионов водорода, называются апротонными. Протонные кислоты рассматриваются как частный случай класса кислот.

Основание Льюиса — это молекула или ион, способные быть донором электронных пар: все анионы, аммиак и амины, вода, спирты, галогены.

Примеры химических реакций между кислотами и основаниями Льюиса:

AlCl3 + Cl → AlCl4

BF3 + F → BF4

PCl5 + Cl → PCl6.

Наиболее общая теория кислот и оснований была сформулирована М. Усановичем в 1939 году. В основе теории лежит представление о том, что всякое кислотно-основное взаимодействие — это реакция солеобразования. Согласно этой теории «кислота — это частица, которая может отщеплять катионы, включая протон, или присоединять анионы, включая электрон. Основание — частица, которая может присоединять протон и другие катионы или отдавать электрон и другие анионы» (формулировка 1964 г.). В отличие от Льюиса, Усанович в основе понятий «кислота» и «основание» использует знак заряда частицы, а не строение электронной оболочки.

По Усановичу, в реакции гидролиза

SO3 + 2H2O↔ H3O+ + HSO4-;

вода, отдавая анион OH-, является основанием, а триоксид серы (оксид сееры (VI)), присоединяя этот анион — кислотой, аналогично в реакции:

SnCl4 +2KCl ↔K2[SnCl]6 — тетрахлорид олова, присоединяющий анионы хлора, выступает в роли кислоты.

Таким образом, данная формулировка кислот и оснований позволяет отнести к кислотно-основным взаимодействиям и все окислительно-восстановительные реакции.

Теория Усановича фактически отменяет один из основополагающих принципов классической химии — представления о классах кислот и оснований: «кислоты и основания — это не классы соединений; кислотность и основность — это функции вещества. Будет ли веще­ство кислотой или основанием, зави­сит от партнера». [4]

Потенциометрический метод анализа

Потенциометрический метод анализа основан на измерении электродвижущей силы (ЭДС) обратимых гальванических элементов.

Гальванический элемент состоит из двух электродов: индикаторного и электрода сравнения, погруженных в один раствор (цепь без переноса) либо в два различающихся по составу раствора, связанных жидкостным контактом (цепь с переносом).

Возникновение электродного потенциала связано с электрохимическим процессом, происходящим на границе раздела фаз «электрод-раствор».

Когда скорости отдачи и присоединения электронов компонентами RedОх пары становятся равными, вся система приходит к динамическому равновесию, а индикаторный электрод приобретает равновесный потенциал.

Потенциометрические методы анализа подразделяются на:

  • прямую потенциометрию (ионометрию);

  • потенциометрическое титрование.

Сущность потенциометрических методов анализа заключается в измерении электрохимического потенциала электрода, опущенного в исследуемый раствор, и нахождении концентрации потенциалопределяющих ионов.

Зависимость между величиной этого потенциала и концентрацией потенциалопределяющих ионов в анализируемой среде описывается уравнением Нернста:

(2.1.1)

где,

Е – потенциал электрода;

E0- стандартный потенциал редокс – пары;

R - универсальная газовая постоянная, равная 8,312 Дж/(моль К);

T - абсолютная температура, К;

F - постоянная Фарадея, равная 96485 Кл/моль;

n - число электронов, принимающих участие в электродной реакции;

[Ox], [Red] - равновесные концентрации окисленной и восстановленной форм редокс – пары, соответственно.

Подставив значения R, T, F, учитывая коэффициент перехода от натуральных логарифмов к десятичным 2.303, получим уравнение Нернста в следующем виде:

(2.1.2) [8]

Простейшая потенциометрическая ячейка содержит два электрода: потенциал одного из них прямо или косвенно зависит от концентрации определяемого вещества – это индикаторный электрод (ИЭ); второй электрод (относительно которого измеряют потенциал (ИЭ)) называют электродом сравнения.

В потенциометрическом титровании вначале по серии стандартных растворов строят калибровочную кривую в координатах: потенциал индикаторного электрода (Е) ‑ объем титранта (V) или соответственно настраивают прибор (например, pH-метод), а затем по ЭДС потенциометрической ячейки с анализируемым раствором находят активность или концентрацию определяемого компонента. Наиболее часто метод прямой потенциометрии используется для определения pH-раствора.

Потенциометрическое титрование имеет следующие преимущества перед прямой потенциометрией:

- позволяет определять концентрацию веществ с большей правильностью и воспроизводимостью;

- позволяет использовать для определения большое число индикаторных электродов;

- позволяет вести измерения в присутствии мешающих веществ путем подбора селективного титранта; [5]

Построение теоретической и экспериментальной кривой титрования раствора фосфорной кислоты

Задача практической части работы: построить теоретическую кривую титрования фосфорной кислоты гидроксидом натрия, используя потенциометрический метод анализа построить экспериментальную кривую титрования раствора фосфорной кислоты раствором гидроксида натрия и определить рН в точках эквивалентности.

Построение теоретической кривой титрования

Для построения теоретической кривой титрования нужно провести расчет рН после добавления различных объёмов титранта.

Титрируемый раствор – 1 М раствор фосфорной кислоты, титрат- 1М раствор гидроксида натрия.

Константы диссоциации фосфорной кислоты:

Kd1=7,1.10-3; Kd2=6,2.10-8 ; Kd3=5,0.10-13

1. Расчет рН до первой точки эквивалентности. Vдоб(NaOH )=0мл

В растворе только слабая кислота Н3РО4, диссоциирующая, главным образом, по 1 ступени.

H3PO4↔H++H2PO4-

Kd1 =[H+]2 /Ck

[H]+== = моль/л

pH= -lg[H+]= -lg(=1,07

2. Расчет концентраций кислоты и соли в процессе титрования.

По мере тирования кислота расходуется и образуются соли разного состава (дигидрофосфат до первой точки эквивалентности, гидрофосфат до второй точки эквивалентности и фосфат до третьей точки эквивалентности).

До первой точки эквивалентности:

H3PO4+NaOH↔ NaH2PO4+H2O

Т.e, в растворе находится кислота H3PO4 и соль NaH2PO4(H2PO4-)

До второй точки эквивалентности:

NaH2PO4+ NaOH↔ Na2HPO4

В растворе находится кислота H2PO4- и соль Na2HPO4 (HPO42-)

До 3 точки эквивалентности:

Na2HPO4+ NaOH↔Na3PO4+H2O

В растворе находится кислота HPO42- и соль Na3PO4 (PO43-)

Их концентрации рассчитываются по формулам:

Ск-ты ост= (1)

Ссоли = (2)

где,

V(щ) – объем щелочи, добавленный с начала титрования

V(щ)доб –объем щелочи, добавленной после последующих точек эквивалентности.

Результаты расчетов по формулам (1) и (2) приведены в табл. 1.

Таблица 1

Концентрации кислот и солей в процессе гидролиза

Vдоб. щелочи, мл

Кислота

С(кислоты),моль/л

Соль

С(соли),моль/л

0

H3PO4

1

10

H3PO4

0,5

H2PO4-

0,25

25

H3PO4

0,09

H2PO4-

0,46

29

H2PO4-

0,017

H2PO4-

0,49

30

H2PO4-

0,5

HPO42-

0,5

31

H2PO4-

0,48

HPO42-

0,016

45

H2PO4-

0,2

HPO42-

0,2

59

H2PO4-

0,011

HPO42-

0,33

60

HPO42-

0,33

HPO42-

0,33

61

HPO42-

0,49

PO43-

0,0083

75

HPO42-

0,140

PO43-

0,143

85

HPO42-

0,041

PO43-

0,217

89

HPO42-

0,00059

PO43-

0,244

90

0,25

PO43-

0,25

3. Расчет рН раствора до первой точки эквивалентности

(0 мл < Vдоб(NaOH ) < 30 мл).

Раствор представляет собой буферную смесь (слабая кислота H3PO4 и ее соль H2PO4- ).

Vдоб(NaOH ) =10мл

H3PO4↔H++H2PO4-

Kd1= (3)

Пусть концентрация диссоциированной части фосфорной кислоты х моль/л, тогда концентрации образовавшихся при диссоциации данной кислоты ионов тоже х моль/л. Но в данной задаче следует учесть, что дигидрофосфат-анионы образуются также и при диссоциации формиата натрия, который как практически все соли - сильный электролит.

NaH24↔Na++ H2PO4-

Поэтому [Н+] = х моль/л;. [H2PO4-] = (х + 0,25) моль/л.

Тогда,

7,1.10-3 = х *( х +0,25)/0,09

Так как H3PO4- достаточно слабый электролит, величина х значительно меньше 0,25, отсюда:

7,1.10-3 = 0,25 х */0,09;

+] = х = 1,42.10-2 моль/л.

рН = -lg[H+] = 1,85

Проведя аналогичные расчеты для других объемов титранта. получаем:

Vдоб. щелочи=25мл; рН= 2,85

Vдоб. щелочи=29мл ; рН=3,61

4. Расчет рН в первой точки эквивалентности (Vдоб. щелочи=30мл):

В первой ТЭ вся ортофосфорная кислота оттитрована по первой ступени и в растворе присутствует соль NaH2PO4. Анион этой соли представляет собой амфолит, который может как отдавать ионы водорода:

H2PO4-+H2O=HPO4-+H3O+

так и присоединяет их:

H2PO4-+ H3O+= H3PO4+H2O

Значение рН раствора в этом случае приближено рассчитывается по формуле

pH=(pK1+pK2)/2.

Из выше приведенных двух уравнений для протолитических равновесий амфолита следует,что

[H3O]=[HPO42-]-[H3PO4]

так как часть ионов водорода, образующихся в первой реакции, равная количеству анионов HPO42- , связывается во второй реакции в количестве, равном количеству образующейся кислоты H3PO4. Равновесные концентрации [H3PO4] и [HPO42-] можно найти из уравнений для констант кислотной диссоциации ортофосфорной кислоты по первой и второй ступеням:

K1=[ H2PO4-][H3O+]/[H3PO4]

K2=[H3O+][ HPO42-]/[H3PO4-]

Подставим эти равновесные концентрации в уравнение для [H3O+], получаем

[H3O+]=K2[ H2PO4-][ H3O+] – [H3O+][ H2PO4-]/K1

Решая это уравнение относительно [H3O+], получаем

[H3O+]2 = K1K2[ H2PO4-]/( K1+[ H2PO4-])

Приближенно

K1+[ H2PO4-]≈[ H2PO4-]

Тогда

[H3O+]2 = K1K2, [H3O+]=

-lg[H3O+]=(-lgK1-lgK2)/2

pH=(pK1+pK2)/2

где

pK1=2,15

pK2=7,21

тогда

pH=(2,15+7,21)/2=4,68

5. Расчет рН между первой и второй точками эквивалентности

(30 мл < Vдоб(NaOH ) < 60 мл):

Раствор представляет собой буферную смесь (слабая кислота H2PO4-и ее соль HPO42- ).

Vдоб. щелочи=31мл

H2PO4-↔H++HPO42-

Kd2= [H]+[HPO4]2-/ [H2PO4]-

NaHPO4↔Na++ HPO42-

+] = х моль/л;. [HPO42-] = (х + 0,016) моль/л.

Т.е

6,2.10-8 = х( х +0,016)/0,48

Так как HPO42-- слабый электролит, величина х значительно меньше 0,016, отсюда:

6,2.10-8 = 0,016 х /0,48;

+] = х = 1,86.10-6 моль/л.

рН = -lg[H+] = 5,73

Проведя аналогичные расчеты для других объемов титранта, получаем:

Vдоб. щелочи=45мл; рН= 7,21

Vдоб. щелочи=59мл ; рН=8,68

6. Расчет рН во второй точке эквивалентности (Vдоб. щелочи=60мл):

Вся ортофосфорная кислота оттитрована по второй ступени. В растворе присутствует двузамещенная кислая соль Na2HPO4. Анион HPO42- этой соли также является амфолитом, хотя константа его кислотной диссоциации K3 очень мала (pKa = 12,30). Поэтому приближенно, как и в рассмотренном выше случае для первой ТЭ, значение рН раствора рассчитывается по формуле

pH=(pK2+pK3)/2

где

pK2=7,21

pK3=12,30

тогда

pH=(7,21+12,30)/2=9,76

7.Расчет рН между второй и третьей точками эквивалентности

(60 мл < Vдоб(NaOH ) < 90 мл):

Раствор представляет собой буферную смесь( слабая кислота HPO42- и соль PO43-)

Vдоб. щелочи=61мл

HPO42-↔H++PO43-

Kd3= [H]+[PO4]3-/ [HPO42-]

NaH2PO4↔Na++ PO43-

+] = х моль/л;. [PO43-] = (х + 0,0083) моль/л.

Т.е.

6,2.10-8 = х( х +0,0083)/0,489

Так как HPO42-- слабый электролит, величина х значительно меньше 0,0083 отсюда:

5.10-13 = 0,0083 х /0,49;

+] = х = 2,95.10-11 моль/л.

рН = -lg[H+] = 10,53

Проведя аналогичные расчеты для других объемов титранта, получили:

Vдоб. щелочи=75мл; рН= 12,31;

Vдоб. щелочи =85 мл pH=12,82;

8.Расчет рН в третьей точки эквивалентности(Vдоб. щелочи=90мл):

В растворе только соль слабой кислоты и рН раствора определяется ее гидролизом.

PO43-+HOH↔HPO42-+OH-

[OH-]=

[OH-]== =7*

pOH=1,15; pH=12,85

9.Расчет рН после третьей точки эквивалентности

(Vдоб. щелочи>90мл):

При объеме щелочи V=100 мл в растворе находится избыток титранта. Тогда

[OH]= = =0,077

pH=14- lg(0,077)=12,89

V=110 мл:

[OH]= =

pH=14- lg(0,14)=13,15

V=120 мл:

[OH]= =

pH=14- lg(0,2)=13,30

Таблица 2

Расчетные данные для построения теоретической кривой титрования

Vдоб. щелочи, мл

рН

Vдоб. щелочи, мл

рН

0

1,07

60

9,76

10

1,85

61

10,53

25

2,85

75

12,31

29

3,61

85

12,82

30

4,68

90

12,85

31

5,73

100

12,89

45

7,21

110

13,15

59

8,68

120

13,30

Рис.3.1. Теоретическая кривая титрования.

Построение экспериментальной кривой титрования фосфорной кислоты

Приборы, посуда и реактивы: рН-метр (И-500), индикаторный электрод (стеклянный электрод) и электрод сравнения (хлорсеребряный электрод), магнитная мешалка, бюретка емкостью 25мл, стакан для титрования емкостью 100 мл, раствор - титранта (NaOH, 1М), раствор фосфорной кислоты (H34),1М.

Методика выполнения работы:

  1. Проведение эксперимента

1. Заполнить бюретку 1 М раствором гидроксида натрия.

2. В стаканчик для титрования внести отмеренные пипеткой 30 мл раствора 1 М раствора фосфорной кислоты.

3. Поместить в стаканчик магнит, поставить стаканчик на магнитную мешалку, опустить в раствор электроды, учитывая, что магнит не должен касаться электродов при перемешивании. Электрод сравнения должен быть погружен в раствор ниже индикаторного на несколько мм. Измерить и записать значение рН исходного раствора кислоты.

4. Включить мешалку, отрегулировать скорость перемешивания и провести титрование раствора кислоты 1 н раствором гидроксида натрия, приливая из бюретки по (2-0,5 мл) раствора титранта и отмечая значение рН. При повторных титрованиях уменьшить объемы титранта в области скачка рН до 0,2-0,1 мл.

5. На миллиметровой бумаге построить кривую титрования:

- на оси абсцисс откладывать объем титранта в мл (Vдоб.);

- на оси ординат откладывать величину рН.

Определить точки эквивалентности, которые соответствуют скачкам рН на кривой титрования.

  1. Сравнить экспериментальную кривую титрования с теоретической.

Таблица 3

Экспериментальные данные для построения кривой титрования

V, мл

pH

V, мл

pH

V, мл

pH

V, мл

pH

0

1,7

28,80

5,39

53,00

7,85

58,60

10,03

5

1,85

29,00

5,52

54,00

8

59,00

10,1

10

2,18

29,20

5,6

54,50

8,09

59,50

10,16

15

2,47

29,40

5,67

55,00

8,22

60,00

10,22

20

2,83

29,70

5,76

55,50

8,39

61,00

10,31

23

3,11

30,00

5,83

56,00

8,65

62,00

10,38

25

3,39

30,50

5,94

56,50

9,19

65,00

10,54

26

3,61

31,00

6,04

56,80

9,38

70,00

10,74

27

3,93

32,00

6,19

57,00

9,55

75,00

10,89

27,50

4,2

33,00

6,31

57,20

9,63

80,00

11,02

27,80

4,36

35,00

6,5

57,40

9,74

85,00

11,13

28,00

4,68

40,00

6,87

57,60

9,8

90,00

11,2

28,20

4,86

45,00

7,19

57,80

9,86

95,00

11,21

28,40

5,15

50,00

7,53

58,00

9,93

100,00

11,22

28,60

5,27

52,00

7,72

58,30

9,98

110,00

11,22

           

125,00

11,2

Рис.3.2. Экспериментальная кривая титрования.

При выполнении экспериментальной части работы были определены экспериментальные значения рН в точках эквивалентности.

Таблица 4

Экспериментальные и теоретические значения рН в точках эквивалентности

точки эквивалентности

рН теоретич

рН эксперимент

1

4,68

4,7

2

9,74

9,2

3

12,91

Сравнение с теоретическими данными позволяет сделать вывод о корректности проведенного исследования.

Вслучае титрования фосфорной кислоты будет два скачка титрования и две ТЭ.

H3PO4↔H++H2PO4- Kd1=7.1* pKd1=2.13

H2PO4-↔H++HPO42- Kd2=6.2* pKd2=7.21

HPO42-↔H++PO43- Kd3=5.0* pKd3=12.32

Заключение

В ходе практической части была построена экспериментальная кривая титрования фосфорной кислоты гидроксидом натрия, первая точка эквивалентности (рН =4,7) лежит вблизи интервала изменения окраски метилового красного (рН 4,4—6,2), а вторая (рН =9,2) — в интервале изменения окраски фенолфталеина (рН 8,0—10,0).

Таким образом, c метиловым оранжевым фосфорная кислота оттитровывается щёлочью как одноосновная:

H3PO4+NaOH=NaH2PO4+H2O,

а с фенолфталеином она оттитровывается до гидрофосфата натрия как двухосновная кислота:

H3PO4+ 2NaOH=Na2HPO4+ 2H2O.

В области третьей точки эквивалентности скачка не наблюдается, т.к. соответствующая константа диссоциации фосфорной кислоты очень мала (Kd3=4,2*) вследствие чего по третьей ступени оттитровать фосфорную кислоту невозможно.

На основе кривых титрования были подобраны индикаторы, с помощью которых можно определять концентрацию фосфорной кислоты ( ализариновый красный, тринитробензол) и ее кислых солей: метиловый красный для дигидрофосфата натрия, фенолфталеин для гидрофосфата натрия.

Список использованной литературы

  1. Дроздов А., Дроздова М. Неорганическая химия.- М.: Эксмо, 2007г. -160с.

  2. Шатенштейн А. И., Теории кислот и оснований. - М.-Л: Государственное Научно-Техническое издательство химической литературы., 1949г. -316с.

  3. Иконникова К.В., Иконникова Л.Ф., Минакова Т.С., Саркисов Ю.С., Tеория и практика рн-метрического определения кислотно-основных свойств поверхности твердых тел. - Томск: Томский политехнический университет, 2011. – 85с.

  4. http://www.studfiles.ru/preview/1659796/ (07.10.17)

  5. Герасимова Н.С., Потенциометрические методы анализа. – М: МГТУ имени Н.Э. Баумана, 2010г. —44 с.

Просмотров работы: 555