X Международная студенческая научная конференция Студенческий научный форум - 2018

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 ⁺ + SO₄^2-

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⁺, Fe^3+), 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:

K_d1=7,1^.10^-3; K_d2=6,2^.10^-8 ; K_d3=5,0^.10^-13

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

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

H₃PO₄↔H⁺+H₂PO₄^-

K_d1 =[H⁺]² /C_k

[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 (HPO₄^2-)

До 3 точки эквивалентности:

Na₂HPO₄+ NaOH↔Na₃PO₄+H₂O

В растворе находится кислота HPO₄^2- и соль Na₃PO₄ (PO₄^3-)

Их концентрации рассчитываются по формулам:

С_{к-ты ост}= (1)

С_соли = (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 < V_доб(NaOH ) < 30 мл).

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

V_доб(NaOH ) =10мл

H₃PO₄↔H⁺+H₂PO₄^-

K_d1= (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.

NaH₂PО₄↔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;

[Н⁺] = х = 1,42^.10^-2 моль/л.

рН = -lg[H⁺] = 1,85

Проведя аналогичные расчеты для других объемов титранта. получаем:

V_{доб. щелочи}=25мл; рН= 2,85

V_{доб. щелочи}=29мл ; рН=3,61

4. Расчет рН в первой точки эквивалентности (V_{доб. 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]=[HPO₄^2-]-[H₃PO₄]

так как часть ионов водорода, образующихся в первой реакции, равная количеству анионов HPO₄^2- , связывается во второй реакции в количестве, равном количеству образующейся кислоты H₃PO₄. Равновесные концентрации [H₃PO₄] и [HPO₄^2-] можно найти из уравнений для констант кислотной диссоциации ортофосфорной кислоты по первой и второй ступеням:

K₁=[ H₂PO₄^-][H₃O⁺]/[H₃PO₄]

K₂=[H₃O⁺][ HPO₄^2-]/[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 < V_доб(NaOH ) < 60 мл):

Раствор представляет собой буферную смесь (слабая кислота H₂PO₄^-и ее соль HPO₄^2- ).

V_{доб. щелочи}=31мл

H₂PO₄^-↔H⁺+HPO₄^2-

K_d2= [H]⁺[HPO₄]^2-/ [H₂PO₄]^-

NaHPO₄↔Na⁺+ HPO4^2-

[Н⁺] = х моль/л;^. [HPO4^2-] = (х + 0,016) моль/л.

Т.е

6,2^.10^-8 = х( х +0,016)/0,48

Так как HPO4^2-- слабый электролит, величина х значительно меньше 0,016, отсюда:

6,2^.10^-8 = 0,016 х /0,48;

[Н⁺] = х = 1,86^.10^-6 моль/л.

рН = -lg[H⁺] = 5,73

Проведя аналогичные расчеты для других объемов титранта, получаем:

V_{доб. щелочи}=45мл; рН= 7,21

V_{доб. щелочи}=59мл ; рН=8,68

6. Расчет рН во второй точке эквивалентности (V_{доб. щелочи}=60мл):

Вся ортофосфорная кислота оттитрована по второй ступени. В растворе присутствует двузамещенная кислая соль Na₂HPO₄. Анион HPO₄^2- 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 < V_доб(NaOH ) < 90 мл):

Раствор представляет собой буферную смесь( слабая кислота HPO₄^2- и соль PO₄^3-)

V_{доб. щелочи}=61мл

HPO₄^2-↔H⁺+PO₄^3-

K_d3= [H]⁺[PO₄]^3-/ [HPO₄^2-]

NaH₂PO₄↔Na⁺+ PO4^3-

[Н⁺] = х моль/л;^. [PO4^3-] = (х + 0,0083) моль/л.

Т.е.

6,2^.10^-8 = х( х +0,0083)/0,489

Так как HPO4^2-- слабый электролит, величина х значительно меньше 0,0083 отсюда:

5^.10^-13 = 0,0083 х /0,49;

[Н⁺] = х = 2,95^.10^-11 моль/л.

рН = -lg[H⁺] = 10,53

Проведя аналогичные расчеты для других объемов титранта, получили:

V_{доб. щелочи}=75мл; рН= 12,31;

V_{доб. щелочи} =85 мл pH=12,82;

8.Расчет рН в третьей точки эквивалентности(V_{доб. щелочи}=90мл):

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

PO₄^3-+HOH↔HPO₄^2-+OH^-

[OH^-]=

[OH^-]== =7*

pOH=1,15; pH=12,85

9.Расчет рН после третьей точки эквивалентности

(V_{доб. 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 (H₃PО₄),1М.

Методика выполнения работы:

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 (V_доб.);

- на оси ординат откладывать величину рН.

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

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⁺+H₂PO^4- K_d1=7.1* pK_d1=2.13

H₂PO₄^-↔H⁺+HPO₄^2- K_d2=6.2* pK_d2=7.21

HPO₄^2-↔H⁺+PO₄^3- K_d3=5.0* pK_d3=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 (K_d3=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

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

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

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.

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

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

Код для цитирования: Скопировать