Титриметрия основные понятия Титриметрия фр titre качество

Титриметрия (основные понятия) Титриметрия (фр. titre – качество, характеристика; греч. metreo – измеряю) – совокупность методов количественного анализа, основанных на проведении стехиометрических химических реакций в растворе, реже в газовой фазе. n Титриметрический анализ возник как метод нейтрализации. n Название «титриметрический анализ» предложено французским физикохимиком Ж. Гей-Люссаком (1778 – 1850), внесшим большой вклад в развитие этого метода. n В ХХ в. голландский химик-аналитик И. М. Кольтгоф (1894 – 1997) предложил ряд методов измерений р. Н растворов с использованием цветных кислотно-основных индикаторов.

Титриметрия (основные понятия) Монография И. М. Кольтгофа «Объемный анализ» , впервые вышедшая в 1929 г. , в дальнейшем многократно переиздавалась и на протяжении десятков лет служила замечательны учебником для многих поколений химиков во всем мире.

Титриметрия (основные понятия) n Титрованием называют процесс последовательного контролируемого добавления раствора одного вещества (титрант) к раствору другого вещества (титруемое вещество). n Массовые титриметрические анализы обычно проводят с помощью титраторов. n В процессе титрования в качестве аналитического сигнала измеряют объем титранта, израсходованного достижения конечной точки титрования (к. т. т. ). для

Техника титриметрии n Прибор для титрования

Техника титриметрии

Техника титриметрии (автоматические титраторы)

Основы титриметрии n Согласно закону химических эквивалентов вещества А и В вступают в реакцию А + В ↔ С в эквивалентных количествах: n 1 = n 2 (n 1, n 2 - количество вещества компонента А и В соответственно). n Поскольку количество вещества n = C • V (C – молярная концентрация эквивалента вещества, V – объем раствора, в котором растворено вещество), для двух стехиометрически реагирующих веществ справедливо соотношение: C 1 • V 1 = C 2 • V 2 , где C 1, C 2 – молярная концентрация эквивалента вещества А и В соответственно, V 1, V 2 – объем раствора вещества А и В соответственно. Следовательно, можно найти неизвестную концентрацию одного из веществ (например, концентрацию C 2), если известны объем этого раствора V 2, а также объем V 1 и концентрация C 1 прореагировавшего с ним вещества.

Основы титриметрии n Зная молярную массу эквивалента М 2, находят массу m 2 вещества В: m 2 = C 2 • М 2 • V 0 • 10 -3, где V 0 объем раствора, мл. n Чтобы зафиксировать момент окончания реакции, который называют точкой эквивалентности (или точкой стехиометричности), раствор с известной концентрацией вещества (его называют титрантом Т) постепенно, небольшими порциями добавляют к раствору определяемого вещества А. Этот процесс называют титрованием. n После добавления каждой порции титранта в растворе устанавливается равновесие реакции титрования: a. A + t. T ↔ c. C

Основы титриметрии n Реакция титрования должна отвечать следующим требованиям: • строгая стехиометричность; • экспрессность; • протекать количественно; • должен существовать способ фиксирования точки эквивалентности. n Экспериментально момент окончания титрования устанавливают по изменению цвета индикатора или какоголибо физико-химического свойства раствора. n Эта точка, называемая конечной точкой титрования, в общем случае не совпадает с теоретически рассчитанной точкой эквивалентности. n В титриметрии используют реакции всех типов (таблица).

Классификация титриметрических методов

Способы выражения концентраций в титриметрии n Наиболее распространено выражение концентрации растворов в массовых долях (%) растворенного вещества, количеством молей растворенного вещества в 1 л (молярная концентрация) и количеством молей эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора (нормальная концентрация). n Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества Х, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции – одному электрону. n Эквивалент – безразмерная величина.

Способы выражения концентраций в титриметрии n В титриметрическом анализе иногда используют единицу измерения массовой концентрации в г/мл. Это титр раствора Т. n При проведении однотипных титриметрических определений удобен титр по определяемому веществу; это число граммов определяемого вещества, реагирующего с 1 мл стандартного раствора. n Например, запись T(HCI/Ca. CO 3) = 0, 008 г/мл означает, что 1 мл раствора HCI реагирует с 0, 008 г Ca. CO 3.

Основы титриметрии n По способу выполнения процедуры титрования различают прямое, обратное титрование и титрование заместителя. n При прямом титровании титрант добавляют непосредственно к раствору определяемого вещества. Такой способ выполним только при наличии всех требований, перечисленных выше. a. A + b. B c. C + d. D

Основы титриметрии (прямое титрование) a. A + b. B c. C + d. D

Основы титриметрии (прямое титрование) a. A + b. B c. C + d. D

Основы титриметрии (прямое титрование) a. A + b. B c. C + d. D

Основы титриметрии (прямое титрование) a. A + b. B c. C + d. D

Основы титриметрии (прямое титрование) a. A + b. B c. C + d. D

Основы титриметрии (прямое титрование) a. A + b. B c. C + d. D

Отсчеты по бюретке при различных положениях глаза

Основы титриметрии (обратное титрование) n Если скорость реакции мала, или не удается подобрать индикатор, или наблюдаются нежелательные побочные эффекты, можно использовать прием обратного титрования: добавить к раствору определяемого вещества заведомо избыток титранта, а затем найти количество непрореагировашего титранта титрованием его раствором другого реагента. n Например, прямое титрование диоксида марганца щавелевой кислотой невозможно из-за малой скорости реакции: Mn. O 2 + H 2 C 2 O 4 + 2 H 3 O+ ↔ Mn 2+ + 2 СO 2 + 4 H 2 O 2 Mn. O 4 - + 5 H 2 C 2 O 4 + 6 H 3 O+ ↔ 2 Mn 2+ + 10 СO 2↑ + 14 H 2 O

Основы титриметрии (обратное титрование)

Основы титриметрии (обратное титрование) × 5/2

Основы титриметрии (обратное титрование)

Основы титриметрии (титрование заместителя) n Если реакция нестехиометрична или протекает медленно, можно использовать заместительное (титрование заместителя). титрование

Основы титриметрии (титрование заместителя) n Если реакция нестехиометрична или протекает медленно, можно использовать заместительное (титрование заместителя). n a. A + b. B ↔ a 1 A 1 + … n a*1 A 1 + c. C ↔ a 2 A 2 + … n a*2 A 2 + d. D ↔ a 3 A 3 + … n a*3 A 3 + r. R ↔ a 4 A 4 + … титрование

Основы титриметрии (титрование заместителя)

Основы титриметрии (титрование заместителя)

Основы титриметрии (титрование заместителя)

Основы титриметрии (титрование заместителя)

Стандартные растворы в титриметрии n Для титриметрического определения необходимо знать n n концентрацию титранта. Титрант известной концентрацией называют стандартным раствором. По способу приготовления различают первичные и вторичные стандартные растворы. Первичный стандартный раствор готовят растворением образца чистого химического вещества, масса которого точно измерена и известен стехиометрический состав, в определенном объеме растворителя. Вторичный стандартный раствор подлежит стандартизации по подходящему первичному стандартному раствору.

Стандартные растворы в титриметрии n Для приготовления многих стандартных растворов можно воспользоваться фиксаналами (ампула, в которой запаяно точно известное количество стандартного вещества или раствора).

Первичные стандарты в титриметрии

Стандартные растворы в титриметрии n Стандартизацию вторичных стандартных растворов проводят способами отдельных навесок и пипетирования. Для титриметрического определения необходимо знать концентрацию титранта. n В методе отдельных навесок каждую навеску первичного стандарта растворяют в определенном объеме и титруют раствором анализируемого вещества: n В методе пипетирования титруют аликвотные порции анализируемого вещества раствором первичного стандарта.

Метод отдельных навесок (расчеты)

Метод пипетирования (расчеты)

Кривые титрования n В процессе титрования изменяются равновесные концентрации определяемого вещества, титранта и продуктов реакции. n При этом пропорционально концентрации этих веществ изменяются свойства раствора (р. Н, потенциал). n График зависимости параметра системы, связанного с концентрацией определяемого вещества, титранта или продукта, от состава раствора в процессе титрования называют кривой титрования. n Кривые титрования помогают выбрать индикатор, оценить возможность и погрешности титрования.

Кривые титрования n Как правило, по оси абсцисс откладывают объем добавленного титранта (Vт) или степень оттитрованности (f, ) – отношение количества оттитрованного в данный момент вещества n. Т к исходному количеству вещества n 0. n Поскольку СТVТ = n. Т, n 0 = С 0 V 0 = СТVт. э. , получаем: n При С 0 = СТ имеем n Vт – объем титранта, добавленный в i-момент времени, V 0 - исходный объем раствора определяемого вещества, Vт. э– объем титранта в точке эквивалентности, С 0, СТ - молярные концентрации эквивалентов определяемого вещества и титранта соответственно.

Линейные кривые титрования n Откладывая на оси ординат свойство системы (аналитический сигнал у), прямо пропорциональное концентрации вещества, титранта, продукта реакции или их комбинации, получают линейные кривые титрования. n Как правило, для реакции титрования А + Т ↔ C + D, y = k. A[A] = k. A • C 0 • (1 – f). n Достоинством линейных кривых титрования является простота построения. Их получают экспериментально при фотометрическом, амперометрическом, кондуктометрическом, радиометрическом, потенциометрическом титровании.

Типы линейных кривых титрования

Монологарифмические кривые титрования n В некоторых случаях продукты реакции титрования практически не влияют на равновесные концентрации определяемого вещества [А] или титранта [Т]. Например, при кислотно-основном, комплексометрическом, осадительном титровании (молекулы воды, комплексы или малорастворимые соединения) выводятся из реакции. n В этих случаях при построении кривых титрования по оси ординат можно отложить логарифм концентрации [А] или [Т]. Такие кривые называют монологарифмическими. n Монологарифмические кривые титрования удобны в работе, в частности, позволяют упростить расчетные формулы (при C 0 ≈ СТ пренебрегают изменением объема раствора при титровании).

Монологарифмические кривые титрования n Процесс титрования можно условно разбить на три этапа: • титрование до т. э. ; • в т. э. ; • титрование после т. э. n Для реакции Т (титруемое вещество) + R (реагент, титрант) при С(Т)0 = С(R)0 , получаем зависимость р. Т = f( ). n I этап. 0 1; [T] = C(T)0 (1 - ); p. T= - lg C(T)0 - lg (1 - ).

Монологарифмические кривые титрования n II этап: =1 p. T = - lg. C(T)0 + 1/2 lg KC × C 2(T)0

Монологарифмические кривые титрования n III этап: >1 p. T = - lg C(T)0 + lg KC× C 2(T)0 + lg ( -1)

Монологарифмические кривые титрования p. T 0 1. 0 0. 5 1. 3 0. 9 2. 0 0. 99 3. 0 0. 999 4. 0 1. 0 4. 5 1. 001 5. 0 1. 01 6. 0 1. 1 7. 0 1. 5 7. 7 2. 0 8. 0

Монологарифмические кривые титрования

Монологарифмические кривые титрования n Область резкого изменения параметра на кривых титрования называют скачком титрования. n Кривую титрования можно охарактеризовать индексом крутизны ŋ, который является мерой чувствительности и точности титрования: где d. V – объем титранта, при добавлении которого произошло изменение d lg[A]. Очевидно, что чем больше значение ŋ, тем чувствительнее метод.

Оценка индекса кривых титрования

Кислотно-основное титрование n В основе метода кислотно-основного титрования лежит протолитическая реакция: SH 2+ + S- ↔ 2 SH, в частности в водных растворах: H 3 O+ + OH- ↔ 2 H 2 O. n Кривые титрования строят в координатах р. Н – f ( ).

Кривые кислотно-основного титрования Этапы титрования Состав раствора I 0 1 H 3 O + H 2 O Уравнение p. H= - lg C(H 3 O+)0 - lg (1 - ) p. H 0 1 0. 5 1. 3 0. 9 2 0. 99 3 0. 999 4

Кривые кислотно-основного титрования Этапы титрования Состав раствора II =1 H 2 O III, >1 H 2 O OH- Уравнение p. H = - lg C(H 3 O+)0 + ½ lg KC C 2(H 3 O+)0 = = ½ p. Kw p. H= - lg C(H 3 O+)0 + lg KC C 2(H 3 O+)0+ lg ( -1) = = lg C(H 3 O+)0 + p. Kw + lg ( 1) p. H 1 7 1, 001 1, 5 2, 0 10 11 12 12, 7 13

Кривые кислотно-основного титрования n p. H = lg C(H 3 O+)0 + p. Kw + lg ( -1) + lg C(H 3 O+)0 + lg (1 - ) = 2 lg C(H 3 O+)0 + p. Kw – 4. p. H 0 когда 2 lg C(H 3 O+)0 + 14 > 4 или lg C(H 3 O+)0 > -5 C(H 3 O+)0 >10 -5 M

Кривые кислотно-основного титрования n Крутизна ( ) кривой кислотно-основного титрования: 6 для диапазона (0, 999 ÷ 1, 001) = ———— = 300; (1, 001 – 0, 999)× 10 7 для диапазона (0, 99 ÷ 1, 01) = ———— = 35. (1, 01 – 0, 99) × 10

Кривые кислотно-основного титрования p. HI = p. Kw + lg C(OH-)O+ lg (1 - ); p. HII = ½ lg KW; p. HIII = - lg C(OH-)0 – lg ( -1); p. H= - lg C(OH-)0 + 2 – p. Kw - lg C(OH-)0 + 2 = - 2 lg. C(OH-)0 = 1 0; p. H 0 при C(OH-)0 >10 -5 M

Влияние концентрации кислоты на величину скачка титрования Титрование 0, 1 М Na. OH HCI: 0, 1 M (1), 0, 01 M (2), 0, 001 M (3).

Титрование слабых протолитов сильными протолитами BH + OH- ↔ H 2 O + B (BH + Solv- ↔ HSolv + B) – алкалиметрия B + H 3 O+ ↔ BH + H 2 O (B + H 2 Solv+ ↔ BH + HSolv) – ацидиметрия

Титрование слабых протолитов сильными протолитами (алкалиметрия) Этапы титрования I, = 0 Состав раствора BH Уравнение [B] [H 3 O+]2 Ka(BH) = ————— = ——— [BH] [H 3 O+] = √ Ka(BH) [BH] p. H = ½ p. Ka(BH) - ½ lg C(BH)0

Титрование слабых протолитов сильными протолитами Этапы т- я Состав раствора BH, B II, 0 1 Уравнение [B] [H 3 O+] Ka(BH) = —————; [BH]

Титрование слабых протолитов сильными протолитами Этапы т- я Уравнение B, H 2 O III, = 1 Состав раствора B+H 2 O HB+OH-

Титрование слабых протолитов сильными протолитами Этапы т- я Состав раствора B, H 2 O III, = 1 Уравнение

Титрование слабых протолитов сильными протолитами Этапы т- я Состав раствора B, OH- IV, > 1 Уравнение

Титрование слабых протолитов сильными протолитами

Титрование слабых протолитов сильными протолитами (ацидиметрия)

Влияние силы кислоты на величину скачка титрования Кривые титрования слабых кислот различной силы: Ka = 10 -9 (1), 10 -7 (2), 10 -5 (3), 10 -3 (4).

Титрование слабых протолитов сильными протолитами Протолит p. Ka Протолитт CH 3 COOH NH 4+ HCN HBO 2 C 6 H 5 OH C 5 H 5 NH+ 4, 8 9, 2 9, 3 9, 1 9, 9 5, 2 CH 3 COOH NH 3 CNBO 2 C 6 H 5 O C 5 H 5 NH+

Титрование смесей (многоосновных) протолитов (BIH BIIIH) Этапы т- я 1, τ = 0 2, 0< τ <1 3, τ = 1 4, 1< τ <2 5, τ = 2 Состав раствора BIH BIIH BIIIH B 1 BIIH BII B 1 BIIIH Уравнение p. H = ½ p. Ka(BIH) – ½ lg. C(BIH)0 τ p. H = p. Ka(BIH) + lg 1–τ p. H = ½ p. Ka(BIH) + ½ p. Ka(BIIH) τ-1 p. H = p. Ka(BIIH) + lg 2–τ p. H = ½ p. Ka(BIIIH) + ½ p. Ka(BIIH)

Титрование смесей (многоосновных) протолитов (BIH BIIIH) Этапы т- я 6, 2< τ <3 Состав раствора Уравнение B 1 BIIBIIIH τ-2 p. H = p. Ka(BIIIH) + lg 3–τ 7, τ = 3 B 1 BIIBIII p. H = ½ p. Kw + ½ p. Ka(BIIIH) + ½ lg C(BIIIH) 8, τ > 3 B 1 BIIBIII OH- p. H = p. Kw + lg C(OH-) + lg (τ – 3)

Титрование смесей (многоосновных) протолитов(BIH BIIIH) p. H 1 = p. Ka(BIIH) - p. Ka(BIH) – 4; p. H 2 = p. Ka(BIIIH) - p. Ka(BIIH) – 4; p. H 3 = 9 - p. Ka(BIIIH). p. Ka 1 2, 1 H 3 PO 4 p. Ka 2 7, 2 p. Ka 3 12, 4

Индикаторы n Для фиксирования конца титрования в титриметрии используют визуальные (титрование с индикатором цветным или флуоресцентным) и инструментальные (потенциометрическое, амперометрическое, фотометрическое титрование) методы. n Цветные индикаторы в кислотно-основном титровании – это слабые органические кислоты и основания, молекулярные и ионные формы которых различаются по строению и окраске. n Изменение окраски индикатора связано также с таутомерией органических молекул.

Индикаторы n Согласно ионно-хромофорной теории молекулы кислотно- основных индикаторов содержат так называемые хромофоры (носители цветности), т. е. особые группы атомов с сопряженными двойными связями и неподеленными парами электронов. n Наиболее известными хромофорами являются:

Индикаторы n Помимо хромофорных групп в молекулах индикаторов могут присутствовать ауксохромные - электродонорные (-F < CH 3< -CI < -Br < -OH < -OCH 3< -NH 2 < -NHCH 3< -N(CH 3)2 < NHC 6 H 5) и антиауксохромные – электроноакцепторные (NH 3+ < -SO 2 NH 2 < -COO- < -CN < -COOCH 3 < -COCH 3 < CHO < NO 2) группы, которые усиливают окраску реагентов. n Типичный одноцветный индикатор – фенолфталеин. При p. H < 8 его молекулы не содержат хромофорных групп, поэтому его растворы бесцветны. n При повышении р. Н молекулы фенолфталеина диссоциируют и образующийся анион содержит хиноидную группировку, что проявляется в окрашивании раствора в малиновый цвет.

Индикаторы (фенолфталеин)

Индикаторы (метиловый оранжевый) n Типичным двухцветным индикатором является метиловый оранжевый. n При действии оснований наблюдается переход красной окраски индикатора в желтую.

Кислотно-основные индикаторы

Равновесия в растворах индикаторов n Равновесие в растворе индикатора HIn можно представить как кислотно-основную реакцию n Из выражения для константы кислотности получаем n Человеческий глаз воспринимает окраску одной из форм при определенной концентрации ее в растворе, например, форму In- при [In-]/[HIn] ≥ 10 и форму HIn при In-]/[HIn] ≤ 10.

Равновесия в растворах индикаторов n Подставляя граничные значения отношений форм, получим интервал р. Н перехода окраски индикатора: ∆p. H = p. Ka ± 1 n Индикатор тем ценнее, чем меньше ∆ р. Н. n Для одноцветных индикаторов при изменении р. Н нарастает или уменьшается концентрация окрашенной формы. Если окрашенная ионная форма. In- получаем равновесие:

Кислотно-основные индикаторы n Середина области перехода окраски индикатора (при этом р. Н = р. Ка) называется показателем индикатора (р. Т). n Выбирают индикатор так, чтобы область р. Н перехода его окраски входила в скачок титрования. n При титровании возможны случайные и систематические погрешности. n Случайные погрешности титрования связаны с измерением объема и массы навески. Они тем меньше, чем больше индекс крутизны кривой титрования s(V) = s(p. H)/ŋ n Систематические погрешности титрования связаны с несовпадением точки эквивалентности и конечной точки титрования.

Кислотно-основные индикаторы. Титрование слабой кислоты сильным основанием

Погрешности кислотно-основного титрования n 1. При недотитровывании сильных кислот (присутствует избыток ионов водорода): [H+] = C 0 (1 – f) C 0 - исходная концентрация титруемого раствора. n Систематическая погрешность титрования вычисляется по формуле: n C учетом изменения объема раствора:

Погрешности кислотно-основного титрования n 2. При недотитровывании сильных оснований в растворе присутствует избыток гидроксид - ионов [OH-] = C 0 (1 – f) n Тогда n С учетом изменения объема

Погрешности кислотно-основного титрования n 3. При перетитровывании сильных кислот в растворе присутствует избыток сильного основания, и систематическую погрешность рассчитывается по формуле: n 4. При перетитровывании сильного основания в растворе присутствует избыток сильной кислоты, и систематическую погрешность рассчитывается по формуле:

Погрешности кислотно-основного титрования n При недотитровывании слабых кислот: n При недотитровывании слабых оснований:

Погрешности кислотно-основного титрования n Систематические погрешности: 1. протонная (водородная ошибка) p. T < p. Hт. э. - алкалиметрия p. T > p. Hт. э. - ацидиметрия p. H = - lg [H 3 O+] = p. T; [H 3 O+] = 10 -p. T N 1 V 1 ——— = 100 %; 1000 10 -p. T V 2 ———— = x %; x = ————× 100 %. 1000 N 1 V 1

Погрешности кислотно-основного титрования n Систематические погрешности: 2. гидроксильная ошибка p. T > p. Hт. э. - алкалиметрия p. T < p. Hт. э. - ацидиметрия p. OH = 14 – p. H = 14 – (-lg[H 3 O+]) = 14 – p. T [OH-] = 10 - (14 – p. T) 10 -(14 -p. T) V 2 x = ————— 100% N V 1

Погрешности кислотно-основного титрования n Систематические погрешности: 3. кислотная ошибка [B][H 3 O+] [BH] [H 3 O+] BH + H 2 O ↔ B + H 3 O+; Ka = —————; —— = ——— = [BH] [B] Ka 10 -p. T ———— = 10 p. Ka – p. T; p. Ka – p. T ≤ - 2; p. T ≥ p. Ka + 2. 10 -p. Ka n 4. щелочная ошибка [BH][OH-] B + H 2 O ↔ BH + OH- ; Kb = —————; [B]

Погрешности кислотно-основного титрования [B] [OH-] 10 -(14 – p. T) n ——— = ————— = 10 p. Kb + p. T - 14 [BH] Kb 10 -p. Kb + p. T - 14 ≤ -2 n Для при p. T ≤ 12 - p. Kb снижения систематической погрешности рекомендуется использовать контрольный раствор (называемый также «холостым» или «свидетелем» ). С этой целью заранее готовят раствор с такой же окраской, как в конечной точке титрования.

Погрешности кислотно-основного титрования n Пример. Рассчитайте погрешность титрования 10, 0 мл 0, 1000 М раствора соляной кислоты 0, 1000 М раствором гидроксида натрия с индикатором фенолфталеином (р. Т = 9, 0). n Решение. Поскольку р. Т > р. Нт. э. , то раствор перетитрован. Следовательно погрешность титрования определяется избыточным количеством добавленного титранта. n Используем уравнение 20, 0 • 10(14 – 9) n ∆, % = ————— × 100 = + 0, 02 %. 10, 0 • 1, 000 • 10 -1

Погрешности кислотно-основного титрования n Пример. Рассчитайте погрешность титрования 0, 1000 М раствора уксусной кислоты 0, 1000 М раствором гидроксида натрия в присутствии индикатора метилового оранжевого (р. Т = 4). n Решение. Титрование закончилось раньше точки эквивалентности (р. Н = 8. 72). Следовательно в растворе осталась неоттитрованная уксусная кислота.

Применение протолиметрии n Определение азота. Важным методом определения азота в белках и других азотсодержащих веществах является метод Кьельдаля. n Для определения азота пробу сначала разлагают серной кислотой: n Затем раствор охлаждают, добавляют концентрированный раствор щелочи и отгоняют аммиак, поглощая его точно измеренным объемом стандартного раствора кислоты, которая берется в избытке.

Прибор для отгонки аммиака n 1 – колба Кьельдаля; 2 – ловушка; 3 – холодильник; 4 – аллонж; 5 – приемник.

Применение протолиметрии n Непрореагировавшее количество кислоты оттитровывают стандартным раствором щелочи: n Содержание азота находят по разности между взятым количеством кислоты и израсходованным количеством щелочи.

Определение карбонатной жесткости воды n Жесткость воды зависит от содержания в воде гидрокарбонатов кальция и магния. n Она почти полностью устраняется кипячением, при котором гидрокарбонаты разлагаются: n Жесткость воды принято выражать молярной концентрацией эквивалентов кальция и магния. n Карбонатную жесткость определяют титрование определенного объема воды раствором HCI с метиловым оранжевым:

Определение карбонатной жесткости воды

Определение общей кислотности плодов и овощей n По общей кислотности судят о качестве свежих или переработанных плодов и овощей. n Приблизительно 20 г анализируемого материала переносят в мерную колбу вместимостью 200 мл, ставят на водяную баню и выдерживают 15 мин при температуре 800 С. n Аликвоту (20 мл) переносят в коническую колбу (если необходимо, предварительно фильтруют), добавляют 2 – 3 капли фенолфталеина и титруют раствором гидроксида натрия. n Общую кислотность продукта (x) рассчитывают в процентах

Определение карбонат-, гидрокарбонати гидроксид - ионов в смеси n При титровании смеси ионов CO 32 - и HCO 3 - на кривой титрования имеется два скачка, поскольку Kb(CO 32 -)/ Kb(HCO 3 -) = 2 • 10 -4 : 2, 2 • 10 -8 ≈ 104. n Если титровать смесь объемом Vсм раствором HCI концентрацией СHCI в присутствии фенолфталеина до обесцвечивания последнего (V 1), то ионы CO 32 - будут оттитровываться до HCO 3 -: СHCI • V 1 C(CO 32 -) = —————. Vсм n Если титровать смесь в присутствии метилового оранжевого, то будут оттитрованы все ионы CO 32 - и HCO 3 до H 2 CO 3.

Определение бора n H 3 BO 3 + CH 3 OH ↔ (CH 3)3 BO 3↑ + 3 H 2 O (CH 3)3 BO 3 ↑ + 3 Na. OH ↔ Na 3 BO 3 + 3 CH 3 OH↑ Na 3 BO 3 + 3 HCl ↔ H 3 BO 3 + 3 Na. Cl n Борная кислота слишком слабая (К = 5, 6 • 10 -10) для прямого титрования Na. OH: n CH 2 OH CH 2 O OH 2 C 2 CHOH CH 2 OH + H 3 BO 3 ↔ H+ CHO — B — OH — C CH 2 OH HOH 2 C + 3 H 2 O

Определение бикарбоната в крови методом обратного титрования n Порядка 95 % диоксида углерода в крови человека находится в форме HCO 3 -, остальная часть – в виде растворенного СО 2. n Концентрация HCO 3 - в крови во многих случаях является диагностическим показателем. n К пробе крови добавляют избыток 0, 01 М HCI для перевода HCO 3 - в летучий СО 2 и удаления газа, а затем оттитровывают непрореагировавшее количество HCI раствором Na. OH. n Уравнения реакций: HCO 3 - + H+ ↔ H 2 O + СО 2↑ H+ (избыток) + OH- ↔ H 2 O