Тема: Кислотно-основное титрование. Приготовление рабочего раствора соляной кислоты

1. 
   Определение точки эквивалентности при кислотно-основном титрова­нии.
   
2. 
   Кривые титрования. Принцип выбора индикатора.
   
3. 
   Рабочие растворы в методах кислотно-основного титрования.
   
4. 
   Контроль на входе: программированный (письменно), фронтальный (ус­тно).
   

1. 
   Расчет навески и приготовление раствора буры Na₂B₄O₇*10H₂O с моляр­ной концентрацией эквивалента C(l/2Na₂B₄0₇) = 0,1 моль/л, объемом 250 мл.
   
2. 
   Приготовление раствора соляной кислоты с молярной концентрацией эквивалента С (НО) = 0,1 моль/л, объемом 100 мл.
   
3. 
   Стандартизация раствора хлороводородной кислоты по раствору буры.
   
4. 
   Контроль на выходе: представить результаты выполненных работ по освоению методов расчетов, знаний закона эквивалентов и умения ими пользоваться.
   

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учеб. для мед. спец. вузов. / Ю. А. Ершов, В. А. Попков, А. С. Берлянд и др. Под ред. Ю. А. Ершова - М.: Высшая школа, 2003. Гл. 2, с. 42-51.

Точка эквивалентности в методах ациди- и алкалиметрии, как было уже отмечено, определяется по изменению рН растворов. В ходе титрования рН раствора достигает расчетной величины, соответствующей точке эквивалентности. В титриметрическом анализе для определения точки эквивалентности приме­няют кислотно-основные индикаторы - вещества, которые меняют окраску в зависимости от рН раствора. Индикаторы представляют собой сложные органические вещества со слабыми кислотными или основными свойствами. Молекулярная и ионизированная формы этих веществ имеют разную окраску. Для одноцветных индикаторов (фенолфталеин) одна из форм бесцветна (в кислой и нейтральной среде). К двухцветным относится метиловый оранжевый, который в кислой среде принимает розовую окраску, а в нейтральной и щелочной - желтую. При равенстве концентраций обеих форм индикатор принимает промежуточную окраску. Для объяснения механизма действия индикатора рассмотрим равновесие:

HInd^H⁺+ Ind",

где Ind" - сложный органический анион. Данное равновесие, согласно закону действия масс, описывается константой:

К_а = [Н⁺]-[Ind"] /[Hind]. В связи с тем, что индикатор добавляется к растворам кислоты или основа­ния, взятых в избытке, то концентрация ионов водорода в большей степени опре­деляется не индикатором, а электролитом. Таким образом, равновесная концен­трация ионов водорода [Н⁺], оказывается переменной величиной, не зависящей от индикатора (индикатор всегда добавляется в очень малом количестве). Из пред­ложенного выше уравнения следует, что отношение концентрации ионизирован­ной и молекулярной форм индикатора определяется следующим образом:

Таблица № 1

Вытекает вывод, что титрование должно проводиться до определенных зна­чений рН раствора. Следовательно, для правильного определения точки эквива­лентности нужно в каждом отдельном случае выбирать такой индикатор, для которого рК_а близок к рН раствора в точке эквивалентности. Конечно, маловеро­ятен такой случай, чтобы указанные две величины были в точности одинаковы, да и точное их совпадение в титриметрическом анализе не обязательно.

В процессе кислотно-основного титрования происходит изменение кон­центрации водородных ионов и соответственно рН раствора.

Графическое изображение зависимости рН от объема добавленного рабо­чего раствора (или от степени нейтрализации анализируемого раствора) называ­ется кривой титрования. С помощью кривой титрования удобно решать пробле­му выбора индикатора. На кривой титрования выделяют скачок титрования -резкое изменение рН раствора вблизи точки эквивалентности при незначитель­ном добавлении титранта. Величина скачка зависит от концентрации раствора, он сужается при уменьшении концентрации раствора.

В аналитической практике из индикаторов чаще других применяют МО и

РН

I I I I I I I I I I I ►

Объем титранта

Рис. 5. Кривая титрования сильной кислоты сильным основанием

ФФ, интервалы изменения окраски которых находятся в диапазоне рН от 4 до 10, поэтому МО и ФФ могут быть использованы для фиксирования точки эквивален­тности при титровании сильных электролитов, см. кривую титрования сильной кислоты сильным основанием (рис. 5).

При титровании слабой кислоты сильным основанием (см. рис. 6) точка эквивалентности смещается с линии нейтральности (рН = 7) в щелочную область вследствие гидролиза образующейся в точке эквивалентности соли. Скачок тит­рования сужается и будет тем уже, чем слабее титруемая кислота. В этом случае в качестве индикатора (из упомянутых) выбирают только ФФ.

При титровании слабого основания сильной кислотой по окончании реак-

Объем титранта Рис. 6. Кривая титрования слабой кислоты сильным основанием

ции образуется соль, гидролизующаяся по катиону; точка эквивалентности сме­щается в кислую область, поэтому используют МО.

При наличии в растворе двух кислот, значительно отличающихся по силе, фиксируются две точки эквивалентности.

В ацидиметрии в качестве титранта обычно используют соляную кислоту с концентрацией НС1 около 0,1 моль/л. Соответственно, в алкалиметрии применя­ют раствор натрия гидроксида с концентрацией NaOH также около 0,1 моль/л.

Непосредственно приготовить растворы точной концентрации для этих ве­ществ невозможно. Натрий гидроксид гигроскопичен и всегда содержит примесь натрий карбоната. Соляная кислота - это раствор, содержащий переменные коли­чества водородхлорида. Предварительно готовят растворы этих веществ с кон­центрацией, близкой к заданной. Натрий гидроксид - растворением приблизи­

тельной навески вещества в требуемом объеме воды. Соляную кислоту - разбав­лением водой рассчитанного объема исходного концентрированного раствора НС1.

Точную концентрацию соляной кислоты устанавливают по стандартному раствору буры Na₂B₄0₇* 10Н₂О. Это вещество хорошо очищается перекристалли­зацией, не изменяется на воздухе и имеет состав, строго соответствующий фор­муле. Натрий тетраборат - соль слабой кислоты, поэтому титруется кислотой как слабое основание. Молярную концентрацию раствора натрий гидроксида уста­навливают по раствору соляной кислоты.

3. Лабораторно-практические работы 3.1. Расчет навески и приготовление раствора буры с молярной концентрацией эквивалента C(l/2Na₂B₄0_?) = 0,1 моль/л, объемом 250 мл

1. 
   Рассчитайте навеску, необходимую для выполнения задания с приме­нением соответствующих формул (см. занятие № 1, раздел 2.4, пример № 1).
   
2. 
   Рассчитанную навеску натрия тетрабората взвесьте на технических весах, предварительно ознакомившись с инструкциями по их эксплуатации. Эту часть работы могут выполнить лаборанты кафедры.
   
3. 
   Полученную навеску перенесите в мерную колбу на 250 мл через сухую воронку. Пользуясь промывалкой с подогретой дистиллированной водой, смойте вещество со стенок воронки, пробирки, в которой была навеска, в колбу и выньте воронку. Колбу наполните дистиллированной водой приблизительно на 2/ 3 объема, растворите все вещество, охладите раствор до комнатной температуры и долейте дистиллированной водой до метки. Перемешайте раствор в колбе и перелейте его в чистую сухую склянку. Склянку закройте пробкой и наклейте этикетку с названием раствора и его концентрацией.
   

Плотность исходного раствора НС1 измеряют ареометром и в справочни­ках по плотности определяют массовую долю НС1 в растворе: со (НС1) = 14% или со (НС1) = 0,14. Рассчитаем количество (моль) и массу (г) НС1, необходимые для приготов­ления заданного раствора:

n(HCl) = C(HCl)«V(p-p) = 0,l «0,1 = 0,01 моль, m(HCl) = М(НС1) -n(HCl) = 36,5 «0,01 = 0,365 г. Затем рассчитаем массу исходного раствора НС1, содержащего требуемую массу НС1 (0,365 г). Из формулы:

m(p-p) = т(НС1)/со (НС1) = 0,365 : 0,14 = 2,6 г. Зная массу и плотность раствора, рассчитаем его объем: V(p-p) = m(p-p) /р(НС1) = 2,6 г : 1,07 г/мл = 2,5 мл.

Измерьте ареометром плотность предложенной соляной кислоты и по спра­вочнику найдите ее массовую долю. Затем рассчитайте объем кислоты, необхо­димый для приготовления заданного раствора. При разбавлении раствора водой количество (п или v) растворенного вещества не изменяется. Следовательно, С (HCl)^eV = С (НС1)« V _э где V и С до разбавления, a V₂ и С₂ после разбавления.

Рассчитанный объем кислоты V отмерьте небольшим мерным цилиндром или мерной пробиркой, перенесите через воронку в мерную колбу на 100 мл, промойте дистиллированной водой воронку, цилиндр и доведите общий объем до 100 мл дистиллированной водой, перемешайте и перенесите в чистую склянку, сделайте надпись.

3.3. Стандартизация раствора хлороводородной кислоты по раствору буры

1. 
   Подготовьте посуду, необходимую для проведения титриметрическо-го анализа. Бюретку, пипетку и колбочки ополосните дистиллированной водой.
   
2. 
   Лабораторный журнал подготовьте для записи результатов анализа:
   

После окончания титрования слейте кислоту из бюретки и промойте дис­тиллированной водой.

Из совокупности отдельных результатов титрования отбросьте промахи и найдите среднее из сходящихся результатов. По полученному объему кислоты рассчитайте ее концентрацию [формулы для расчета восстановите из занятия

№ 1, раздел 2.4, лабораторная работа (раздел 3)]. Сформулируйте вывод, характе­ризующий основной результат работы: укажите концентрацию рабочего раство­ра НС1 с точностью до трех значащих цифр.

4. Контрольные вопросы

1. 
   Меняются ли при разбавлении раствора количество и концентрация кис­лоты?
   
2. 
   Как выводится уравнение С (1/Z^) -V^ C(1/Z₂X₂) • V₂?
   
3. 
   Можно ли приготовленный раствор соляной кислоты непосредственно использовать в качестве титранта? Почему?
   
4. 
   С какой точностью следует рассчитывать объем концентрированной со­ляной кислоты для отмеривания мерным цилиндром, пробиркой?
   
5. 
   Почему колбу с раствором перед доведением объема до метки следует охладить до комнатной температуры?
   
6. 
   Почему фактор эквивалентности натрия тетрабората равен 1/2?
   
7. 
   Какой физический смысл произведения C(1/ZX)*V в расчетной формуле m(X) = M(l/ZX)«C(l/ZX) «V?
   
8. 
   Почему в точке эквивалентности так резко изменяется окраска индикато­ра?
   
9. 
   Как отразится на результате титрования добавление к пробе 1,9 мл воды объёмом 2,0 мл?
   

Кислотно-основное титрование позволяет решать многие задачи медицин­ских, санитарно-гигиенических, экологических и других направлений.

При патологии изменяется соотношение между названными кислыми ком­понентами и появляются новые в виде молочной, уксусной, масляной и др. кис­лот.

В норме общая кислотность составляет 40 - 60 ммоль/л (40 - 60 титриметри­ческих единиц), активная кислотность - 20 - 40 ммоль/л.

Задача № 1. На титрование 10 мл желудочного сока израсходовано 4,35 мл

раствора натрия гидроксида с C(NaOH) = 0,l моль/л. Какова кислотность этого раствора? Как называется этот вид кислотности?

Кислотно-основное титрование в санитарно-гигиенической оценке окру­жающей среды может быть использовано, например, при анализе промышлен­ных стоков на содержание кислых или щелочных продуктов.

Ответ: m(NH₃) = 3,40 г/л.

1. 
   Понятие о термодинамической системе.
   
2. 
   Первое начало термодинамики. Энтальпия.
   
3. 
   Закон Гесса и его следствия.
   
4. 
   Второе начало термодинамики. Энтропия.
   
5. 
   Энергия Гиббса - критерий самопроизвольного протекания изобарно-изотермических процессов в закрытых системах.
   
6. 
   Принцип энергетического сопряжения.
   
7. 
   Химическое равновесие. Уравнение изотермы химической реакции.
   
8. 
   Стационарное состояние.
   

1. 
   Определение энтальпии растворения вещества.
   
2. 
   Смещение химического равновесия за счет изменения концентрации од­ного из реагирующих веществ или продуктов реакции.
   
3. 
   Влияние температуры на химическое равновесие.
   
4. 
   Обратимость смещения химического равновесия.
   

4. 
   Эталоны решения задач.
   
5. 
   Задачи для самостоятельного решения.
   
6. 
   Вопросы для самоконтроля.
   

1. 
   Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов./Ю. А. Ершов, В. А. Попков, А. С. Берлянд и др. Под редакцией Ю. А. Ершова - М.: Высшая школа, 2003.
   
2. 
   Пузаков С. А. Химия. Учебник. -М.: Медицина, 1995.
   

Процессы жизнедеятельности на Земле обусловлены, в значительной мере, накоплением солнечной энергии в биогенных веществах (белках, жирах, углево­дах) и последующими превращениями этих веществ в живых организмах с выде­лением энергии. С развитием термодинамики стало возможным количественно рассчитывать превращение энергии в биохимических реакциях и предсказывать их направление.

Одним их основных понятий биохимической термодинамики является тер­модинамическая система.

Термодинамическая система - тело или группа тел, отделенных от окружа­ющей среды реальной или воображаемой поверхностью раздела. В порядке ус­ложнения биологических систем их можно расположить в следующий ряд: орга-нелла - клетка - ткань - орган - организм - популяция - биоценоз - биосфера. Если в качестве термодинамической системы рассматривать организм человека, то реальная физическая граница, отделяющая его от окружающей среды, пред­ставляет собой поверхность кожных покровов, слизистых оболочек пищевари­тельного тракта, альвеол легких, мембран нефронов.

Термодинамические системы можно разделить на части. Если между частя­ми системы не существует физических границ раздела, то такие системы называ­ются гомогенными (однородными). Для гетерогенных систем характерно нали­чие границ раздела, на которых свойства системы резко меняются. Часть гетеро­генной системы, имеющая физические границы раздела называются фазой. Та­ким образом, гомогенные системы являются однофазными, гетерогенные - двух­

фазными или многофазными. Большинство биологических систем относится к гетерогенным.

Термодинамические системы могут обмениваться с окружающей средой веществом и энергией - это открытые системы или только энергией - закрытые системы. При построении теоретических моделей систем используют понятие -изолированные системы, которые не обмениваются с окружающей средой ни веществом, ни энергией. Все биологические системы являются открытыми.

Состояние термодинамической системы определяется совокупностью ее фи­зических и химических свойств, характеризующихся экстенсивными и интенсив­ными параметрами. Экстенсивные параметры зависят от количества вещества, находящегося в системе (масса, объем, энергия, теплоемкость). Значения интен­сивных параметров от количества вещества в системе не зависят (температура, давление, плотность, концентрация).

В ходе термодинамических процессов системы из одного состояния перехо­дят в другое, характеризующиеся иным набором параметров. Различают следу­ющие виды процессов:

• 
  изотермические (Т = const),
  
• 
  изобарные (р = const),
  
• 
  изохорные (V = const).