В качестве рабочих растворов используют растворы кислот H 2 SO 4 и HCL, растворы гидроксидов NaOH и КОН. Так как эти вещества не могут быть использованы для приготовления титрованных растворов с приготовленным титром, то их титр устанавливают по исходным веществам. В качестве исходных для установления титров кислот используют Na 2 B 4 O 7 ∙10H 2 O(бура) или Na 2 CO 3 , а для установления титра растворов щелочей – щавелевую кислоту Н 2 С 2 О 4 ∙ 2 H 2 O или янтарную кислоту Н 2 С 4 О 4 О 4 .
5.2. Кривые титрования
В процессе титрования изменяются равновесные концентрации вещества, титранта и продуктов реакции. При этом пропорционально концентрации веществ изменяются концентрации этих веществ, изменяются свойства раствора.
График зависимости параметра системы, связанного с концентрацией титруемого вещества, титранта, или продукта от состава раствора в процессе титрования называют кривой титрования .
Кривые титрования помогают выбрать индикатор, оценить погрешность, наглядно проследить за ходом титрования. При построении кривых по осям можно откладывать разные величины.
Если по оси ординат отложить логарифм концентрации (или отношения концентраций) или величину, пропорциональную этому логарифму, получаются логарифмические кривые титрования. Если же по оси ординат откладывать концентрацию или физико-химический параметр, пропорциональный концентрации, получаются линейные кривые титрования. Чаще пользуются логарифмическими кривыми титрования.
По оси абсцисс обычно откладывают объём добавленного титранта V т или степень оттитрованности f – отношение объёма добавленного в данный момент титранта V т к исходному объёму титруемого вещества V о.
В процессе кислотно-основного титрования изменяется рН раствора, поэтому кривые титрования целесообразно строить в координатах f –pH или V т - рН. Рассмотрим на конкретных примерах построение кривых титрования.
5.2.1. Кривая титрования сильной кислоты сильным основанием
Пусть 100.0 мл 0,1 М раствора HCl титруют 0,1 М раствором NaOH. Допустим, что ионная сила раствора близка к нулю (это, конечно, не так, но учет ионной силы затруднит расчеты). Пренебрежём также и изменением объёма. Ионы Na + и Сl - не влияют на кислотно-основное равновесие. Составим таблицу значений рН и построим кривую титрования.
Таблица 5.1. Титрование 100 мл 0,1 М раствора соляной кислоты 0,1 М раствором гидроксида натрия
Рисунок 5.1. Кривая титрования сильной кислоты сильным основанием.
Прямую, параллельную оси абсцисс и пересекающую ось ординат при pH 7,0, называют линией нейтральности .
Прямую, параллельную оси ординат и пересекающую ось абсцисс при значении эквивалентного объема щелочи (VNaOH=100,0 мл), называют линией эквивалентности .
Точку пересечения кривой титрования с линией эквивалентности, называют точкой эквивалентности , а пересечение кривой титрования с линией нейтральности – точкой нейтральности .
Резкое изменение pH в области точки эквивалентности называют скачком титрования .
Выводы из кривой титрования
Кривая симметрична относительно точки эквивалентности
Точка эквивалентности совпадает с линией нейтральности
Скачек титрования имеет большой интервал
5.2.2. Кривая титрования слабой кислоты сильным основанием
Пусть 100.0 мл 0,1 М раствора СН 3 СООН титруют 0,1 М раствором NaOH. В основе титрования лежит реакция СН 3 СООН + NaOH = СН 3 СООNa + H 2 O .
В начале титрования в растворе находится только слабая кислота. До точки титрования при титровании получается сопряженное слабое основание СН 3 СООNa и раствор представляет собой буферную смесь. В точке эквивалентности вся кислота оттитрована и рН раствора определяется наличием соли СН 3 СООNa. После точки эквивалентности основным источником гидроксильных ионов будет добавленное сильное основание. Составим таблицу значений рН, сделав те же допущения, что и в п. 5.2.1.
Таблица 5.2. Тирование100 мл 0,1 н. раствора уксусной кислоты 0,1 н. раствором гидроксида натрия
|
состав раствора |
рН-определяющий компонент |
формула расчета рН |
значение рН |
|
|
СН 3 СООН,Н 2 О |
pH=1/2pK к -1/2lgC k |
|||
|
СН 3 СООН, Н 2 О |
буферная |
pH=pK k – lg C k /C c |
||
|
СН 3 СООН, Н 2 О |
буферная |
pH=pK k – lg C k /C c |
||
|
СН 3 СООН, Н 2 О |
буферная |
pH=pK k – lg C k /C c |
||
|
СН 3 СООН, Н 2 О |
буферная |
pH=pK k – lg C k /C c |
||
|
СН 3 СООNa, Н 2 О |
pH=7-1/2lgK k +1/2lgC o |
|||
|
СН 3 СООNa, Н 2 О |
||||
|
СН 3 СООNa, Н 2 О |
||||
|
СН 3 СООNa, Н 2 О |
Рисунок 5.2. Кривая титрования слабой кислоты сильным основанием
Выводы из кривой титрования
Несовпадение точки эквивалентности с точкой нейтральности и расположение точки эквивалентности в щелочной области.
Скачок титрования 0,1 М уксусной кислоты намного меньше, чем соляной или другой сильной кислоты.
Кривая несимметрична относительно линии нейтральности
5.2.3. Титрование многоосновных кислот и оснований
Многоосновные кислоты обычно являются слабыми и диссоциируют ступенчато. При этом, если последовательные константы кислотности различаются более, чем в 10 4 раз, то на кривых наблюдаются отчетливые скачки титрования. В противном случае скачки сливаются.
Рисунок 5.3 Кривая титрования ортофосфорной кислоты гидроксидом натрия
5.2.4. Факторы, влияющие на величину скачка титрования
На величину скачка титрования влияют все факторы, от которых зависят значения рН: константа диссоциации титруемого вещества, его концентрация, температура и ионная сила.
Чем слабее кислота (основание), тем выше рН в начале титрования и в области буферного действия, т.е. ветвь кривой титрования смещается в щелочную область. В точке эквивалентности образуется тем более сильное основание, чем слабее исходная кислота. В результате этого рН в точке эквивалентности смещается также в щелочную область. В то же время ветвь за точкой эквивалентности остается неизменной. Это приводит к тому, что скачок титрования уменьшается. Для кислот и оснований с К дисс ≤ 5∙10 -8 точка эквивалентности сливается с началом правой ветви, т.е. скачок титрования отсутствует и их нельзя оттитровать в водных растворах.
Чем меньше концентрация титруемого вещества и титранта, тем меньше скачок титрования. Практически невозможно оттитровать сильные электролиты с концентрацией меньше 1∙10 -4 М, а слабые с концентрацией меньше 1∙10 -2 М.
При изменении температуры сильно изменяется константа автопротолиза воды, входящая во многие формулы расчета рН. В результате при увеличении температуры скачок уменьшается и смещается в более кислую область. Ионная сипа влияет незначительно.
5.3. Индикаторы метода нейтрализации
Для фиксирования конца титрования используют визуальные (титрование с индикатором, цветным или флуоресцентным) и инструментальные методы (потенциометрическое, амперометрическое, фотометрическое титрование). Цветные индикаторы в кислотно-основном титровании – это слабые органические кислоты и основания, протонированные и непротонированные формы которых различаются по структуре и окраске. Существуют одноцветные (например, фенолфталеин) и двухцветные (например, метиловый оранжевый) индикаторы. Изменение окраски индикатора связано с таутомерией органических молекул, содержащих хромофор. Такие соединения обладают подвижными p-электронами, и в зависимости от распределения электронной плотности молекуле можно приписать несколько структур; предельные структуры называются таутомерами. На распределение электронной плотности влияет наличие ауксохромных групп. Ауксохромы связаны с ненасыщенным углеродным скелетом хромофора так, что положение двойных связей изменяется. Разность энергий основного и возбужденного (под действием света) состояний таких веществ мала, поэтому молекула поглощает свет в видимой части спектра, и вещество имеет определенную окраску. На рис. 5.4. показаны таутомерные переходы метилового оранжевого.
Рис. 5.4. Таутомерные переходы индикатора метилового оранжевого
Однако существуют соединения, не содержащие хромофоров, у которых под влиянием среды структура изменяется так, что появляются хромофорные группы. Таковы фталеины. Например, фенолфталеин в кислой среде бесцветен. В щелочной среде в результате перераспределения электронной плотности в его молекуле образуется хиноидная структура (хромофор), находящаяся в равновесии со своей таутомерией формой. Вещество приобретает красную окраску.
Группу индикаторов, схожую с фталеинами, составляют сулъфофта леины: бромкрезоловый зеленый, феноловый красный, тимоловый синий и другие соединения. Например, в растворе фенолового красного в равновесии находятся красная и желтая формы.
Отдельную группу составляют трифенилметановые красители: кристаллический фиолетовый, метиловый фиолетовый, малахитовый зеленый и др.
По химической природе кислотно-основные индикаторы являются слабыми органическими кислотами или основаниями, частично диссоциирующими в растворе:
HInd ↔ H + + Ind - ,
где HInd – недиссоциированная молекула индикатора; Ind - – анион индикатора. Согласно теории ионных окрасок Оствальда, HInd и Ind - имеют разную окраску. Изменение цвета индикатора при изменении pH эта теория связывает со смещением равновесия диссоциации индикатора. С увеличением концентрации ионов водорода это равновесие смещается влево (в соответствии с принципом Ле Шателье), и раствор приобретает окраску HInd; при уменьшении кислотности возрастает концентрация Ind - , и окраска раствора изменяется. Равновесие диссоциации индикатора характеризуется константой диссоциации K HInd
K HInd = ( )/ (5.1)
Рассмотрим один из наиболее распространенных индикаторов – метиловый оранжевый. Кислая форма HInd у него имеет красный цвет, а основная Ind- – желтый. Из выражения (5.1) можно получить
K HInd / = / (5.2)
Это соотношение показывает, что с увеличением концентрации ионов водорода дробь / будет уменьшаться. Если кислотность раствора снижать, то отношение / будет расти, и интенсивность желтой окраски увеличится. При логарифмировании (5.2) получаем
pH = pK HInd + lg / (5.3)
Глаз человека способен установить появление окрашенных частиц, если их содержание будет примерно в 10 раз или более превышать концентрацию других окрашенных частиц в растворе. Это означает, что если отношение / будет близко к значению 10/1 и больше, то цвет раствора на глаз будет восприниматься как цвет индикаторной формы Ind , а если отношение / будет близко к 1/10 и меньше, то цвет раствора будет восприниматься как окраска индикаторной формы HInd. При выполнении условия 0,1 ≤ / ≤ 10 наблюдается промежуточная окраска индикатора.
Интервал pH, в котором индикатор изменяет свою окраску, называется интервалом перехода индикатора .
Чтобы его найти, подставим предельные значения отношения /, равные 10 и 0,1, в уравнение (5.3)
ΔpH = pK HInd ± 1. (5.4)
Выражение (5.4) показывает, что интервал перехода индикатора составляет примерно две единицы pH. Область pH, в которой находится интервал перехода, определяется величиной pKHInd. Если pK HInd < 7, интервал перехода находится в кислой области; если pK HInd > 7 – в щелочной. Соотношение (5.4) является приближенным, так как оно не учитывает спектральную чувствительность глаза и разницу в интенсивности окраски кислотной и щелочной форм индикатора. Например, у метилового оранжевого pK HInd =3,36. Из формулы (5.4) следует, что изменение цвета метилового оранжевого будет происходить в области pH от 2,36 до 4,36. Экспериментально наблюдаемый интервал перехода этого индикатора лежит в области pH 3,1…4,4. В таблице 5.3 приведены параметры некоторых часто используемых кислотно-основных индикаторов.
Таблица 5.3. Кислотно-основные индикаторы
Кислотно-основные индикаторы изменяют свою окраску в области интервала перехода, независимо от того, достигнута или не достигнута точка эквивалентности.
Правильно выбранный индикатор изменяет окраску в области скачка титрования. Наблюдаемое при титровании резкое изменение цвета индикатора при добавлении лишь одной капли титранта связано с резким (в несколько единиц) изменением pH в области скачка. У неправильно выбранного индикатора изменение окраски может происходить задолго до наступления точки эквивалентности (в недотитрованных растворах) или после нее (в перетитрованных). При этом изменение цвета раствора не будет столь резким, как вблизи точки эквивалентности.
Выбирают индикатор с помощью кривой титрования. Для этого на график кривой титрования наносят интервал перехода индикатора. У правильно подобранного индикатора интервал перехода полностью или частично перекрывается скачком титрования. Если такого перекрывания нет, индикатор для данного титрования не подходит. Отличным индикатором для рассмотренного выше титрования сильной кислоты сильным основанием является лакмус, интервал перехода которого находится в середине скачка титрования (рис. 5.1). Фенолфталеин также может быть использован для данного титрования, так как его интервал перехода (8,2…9,8) захватывает область скачка титрования. Явно непригодным индикатором для титрования 0,1 М HCl раствором NaOH был бы, например, метиловый оранжевый (табл. 5.3).
Величину pH, при которой заканчивается титрование с данным индикатором, называют показателем титрования и обозначают pT. Показатель титрования находится близко к середине интервала перехода индикатора. У метилового оранжевого pT 4,0, у фенолфталеина 9,0 и т.д. Правило выбора индикатора можно сформулировать также, пользуясь понятием pT. Индикатор пригоден для данного титрования, если его pT лежит в пределах скачка титрования.
Примеры решения задач
Пример 1. Определить содержание хлороводорода в растворе, если на нейтрализацию 25 см 3 раствора НСl, взятого пипеткой из мерной колбы ёмкостью 500,00 см 3 , расходуется 21,65 см 3 0,0962 н раствора NaOH.
определяем концентрацию раствора НСl:
N НС l ∙ V НС l = N NaOH ∙ V NaOH
N НС l = (0, 0962 ∙ 21.65)/25.00 = 0.0836 моль/л
Находим титр НСl:
Т НС l = (N НС l ∙ m eq HCl) /1000 = (0.0836 ∙ 36.5)/1000 = 0.003051 г/см 3
Вычисляем массу хлороводорода в растворе:
m НС l = T НС l ∙ V = 0.003051 ∙ 500 = 1.5257 г
Пример 2. Определить массовую долю гидроксида натрия в образце, если навеска технического едкого натра массой 0,1095 г растворена в воде и на титрование полученного раствора израсходовано 25,50 см 3 0,1002 н раствора Н 2 SO 4 .
- 1) Находим массу NaOH, находящуюся в приготовленном растворе:
- m NaOH = T HSO4/NaOH ∙ V H2SO4 = (N H2SO4 ∙ m eqNaOH ∙ V H2SO4)/ 1000 = (0.1002 ∙40.01 ∙25.50)/1000 = 0.1022 г
- ) Находим массовую долю гидроксида натрия в образце:
W = (m NaOH ∙ 100) / m навески = (0,1022 ∙ 100)/0,1095 = 93,36 %.
Пример 3. Какую навеску технического NaOH, содержащего 40% примесей, необходимо взять для определения NaOH, если для определения полученного раствора израсходовано 30.00 см 3 0,1000 н раствора HCl.
1) Определяем массу NaOH, содержащуюся в навеске, взятой для анализа:
m NaOH = T HCl / NaOH ∙ V HCl = (N HCl ∙ m eqNaOH ∙ V HCl)/1000 = (0.1000 ∙ 40.01∙30.00)/1000 = 0.1200 г
2) Находим массу навески технического NaOH:
m навески = (m NaOH ∙ 100)/W NaOH) = (0.1200 ∙ 100)/40 = 0.3001 г
Т. Бергман, А. Л. Лавуазье и другие исследователи XVIII в. создавали гравиметрический анализ без явных утилитарных целей − анализ был инструментом фундаментальных исследований, средством познания природы. В частности, гравиметрия стала способом изучения состава минералов и органических веществ, а также способом изучения химических процессов. Конечно, эта цель не исключала применения гравиметрии для аналитического контроля конкретных производств (например, металлургического). Однако гравиметрия, особенно метод осаждения, всегда была слишком продолжительна и трудоемка чтобы ее можно было эффективно использовать в заводских лабораториях. В руководстве по анализу минералов В. Лампадиуса (1801) указывалось, что те, кто не может ждать результатов неделями и месяцами, не должны приступать к аналитической работе. Лампадиус имел в виду именно гравиметрический анализ.
Однако производство в отличие от фундаментальной науки не может ждать неделями и месяцами. Для химических и металлургических производств, для обеспечения повседневных нужд торговли и медицины требовались иные методы количественного анализа. Подходящий метод - объемный анализ - был изобретен во Франции, что вполне закономерно. Для французской науки всегда была характерна связь с практикой, и такая связь стала особенно тесной в годы промышленной революции, т.е. в конце XVIII в. и в первой половине XIX в.
Обычно считается, что титриметрический (объемный) анализ создан французским химиком Ж. Гей-Люссаком в 20-30-е гг. XIX в. Такое утверждение можно найти во многих отечественных и зарубежных учебниках. Однако на самом деле это не так. Ж. Гей-Люссак внес большой вклад в развитие титриметрии, да и само это название предложено именно им, но принципы титриметрии разработаны другими учеными. Задолго до Ж. Гей-Люссака методики титриметрического анализа уже применяли в разных странах, особенно во Франции, как в заводских, так и в научных лабораториях.
Титриметрический анализ возник как метод нейтрализации , другие реакции стали использовать несколько позже. Представления о нейтрализации кислот веществами щелочного характера (содой, поташом) имели еще алхимики. Позднее ятрохимики Я. Б. Ван Гельмонт и О. Тахений указывали, что кислоты и щелочи должны реагировать в определенном количественном соотношении, причем в этой реакции образуются растворимые соли. И. Глаубер в начале XVII в. применил реакцию нейтрализации в производстве химических реактивов. Для приготовления селитры он добавлял к азотной кислоте раствор поташа (карбоната калия) до тех пор, пока «оба вещества не лишатся своих враждебных характеристик и не убьют друг друга». Точку нейтрализации И. Глаубер замечал по прекращению выделения пузырьков углекислого газа при добавлении очередной капли раствора поташа.
Нейтрализацию кислот «щелочами» (содой или поташом) в присутствии природных цветных индикаторов изучал Р. Бойль. В 1663 г. он писал, что голубая окраска его индикатора исчезает при добавлении кислоты, но он может восстановить ее, добавляя раствор «щелочи» (соды или поташа). Можно даже судить о «крепости» раствора кислоты по количеству раствора щелочи, которое понадобится для восстановления голубой окраски индикатора. В 1699 г. ученик Р. Бойля, французский химик В. Гомберг попытался использовать найденные таким способом «соотношения сродства» для количественного определения содержания кислот в водных растворах, но не довел эти исследования до конца.
Историки химии выделяют работы Клода Жоффруа (1726), который впервые применил реакцию нейтрализации для оценки качества промышленной продукции (уксуса). Однако ни К. Жоффруа, ни другие французские исследователи, использовавшие в начале XVIII в. реакции нейтрализации, не могут, строго говоря, считаться основателями объемного анализа, так как они измеряли в качестве аналитического сигнала не объем стандартного раствора щелочи, а массу твердого щелочного реагента (поташа или соды). Контролировали процесс по выделению пузырьков газа, вблизи точки насыщения выделение газа прекращалось. По-видимому, объем раствора титранта, затрачиваемого на нейтрализацию исследуемого раствора, впервые стал измерять немецкий аналитик Каспар Нейман (1727), но детали его работы историкам неизвестны. Больший интерес современников вызвала работа шотландца Ф. Хоума (1756), который применял ту же реакцию, что и К. Нейман, а измерял объем титранта (водного раствора кислоты) чайными ложками. Он указывал, что при добавлении каждой порции титранта начиналось бурное, но недолгое выделение газа. Позднее российский исследователь Т. Е.Ловиц проводил титрование уксусной кислоты, добавляя к ней титрант (тарт-рат калия) по каплям, а результат анализа рассчитывал по числу добавленных капель.
Более основательными были исследования У. Льюиса (1767), который определял точку эквивалентности («точку насыщения») не по прекращению выделения газа, а с помощью цветных индикаторов или бумаги, пропитанной этими индикаторами. Для большей точности У. Льюис предлагал измерять не объем, а массу раствора кислоты, затраченного на нейтрализацию пробы. Такие методики вскоре были использованы и для анализа смесей кислот, например соляной и азотной (Гитон де Морво).
Особое значение для развития объемного анализа имели работы французского изобретателя и химика-технолога Ф. Декруазиля (1751-1825), который ввел в употребление мерные пипетки, мерные колбы с тонкой шейкой и, что наиболее важно, изобрел бюретку с делениями (а также огнетушитель, кофеварку и многие другие полезные вещи). Хотя крана на бюретке Декруазиля не было, скорость вытекания из нее титранта можно было регулировать (рис.). Ф. Декруазиль в 1806 г. разработал и опубликовал методики прямого кислотно-основного титрования с применением цветных индикаторов при точном измерении объема титранта. Методики Декруазиля были весьма сходны с современными, но они не были нацелены на определение концентрации растворов или процентного содержания кислот (или щелочей) в технических продуктах. Оценивали качество продуктов, причем в условных единицах - градусах. Так, если расход кислоты на единицу массы поташа был меньше некоторого критического значения, исследуемый поташ считался недостаточно качественным. Не ясно было только, какой именно природный индикатор лучше использовать в том или ином случае.
Очевидно, чтобы титриметрия из метода технического контроля стала универсальным аналитическим методом, пригодным Даже для научных исследований, надо было разработать теоретические представления об эквивалентах и соответствующие способы расчетов. Отметим, что сами значения эквивалентов были получены И. Рихтером (1800) не только весовым, но и объемным методом.
Английский исследователь Дж. Блэк в 1800-1810 гг. существенно расширил возможности метода нейтрализации: он впервые провел обратное титрование щелочей, добавляя к пробе избыток кислоты и оттитровывая непрореагировавшую кислоту раствором карбоната калия. Дж. Блэк также предложил при подготовке растворов кислот или щелочей заранее удалять растворенный в воде углекислый газ, предотвращая соответствующие погрешности анализа. Кроме того, он вносил поправку на тот объем титранта, который расходуется на изменение окраски индикатора в холостом опыте. После работ Ф. Декруазиля и Дж. Блэка принципиальных изменений метода нейтрализации не было в течение нескольких десятилетий. Можно отметить лишь введение новых титрантов - вместо ранее применявшихся растворов поташа и соды с 1846 г. стали применять растворы гидроксидов натрия или калия (А. Бино). Эти реагенты давали более четкий переход окраски цветных индикаторов. А. Бино разработал также остроумный способ титриметрического определения азота в органических веществах, основанный на переводе его в аммиак, отгонке аммиака, поглощении его кислотой и последующем титровании не прореагировавшей кислоты стандартным раствором щелочи. Позднее (1883) этот важнейший аналитический метод определения азота был усовершенствован И. Кьельдалем и с тех пор носит его имя.
Для выполнения определений по методу нейтрализации применяют титрованные растворы кислот (серной, соляной или азотной) и растворы щелочей (гидроксидов натрия, калия или бария). Для установления точки эквивалентности применяют индикаторы, изменяющие окраску в определенной области pH.
Индикаторы метода нейтрализации
Метиловый оранжевый. Область перехода окраски при pH 3,1-4,4. Для титрования берут 1-2 капли раствора на 20-25 мл титруемого раствора. Для растворяют 2 г сухого метилового оранжевого (метилоранжа) в 1 л воды. Переход окраски от красной к желтой.
Метиловый красный. Область перехода окраски при pH 4,2-6,2. Дает более резкий переход окраски, чем метиловый оранжевый. Для титрования применяют не более одной капли 0,2%-ного этанольного раствора на 25 мл титруемого раствора, при больших количествах индикатора переход окраски труднее заметен. Переход окраски от красной к желтой.
Фенолфталеин. Область перехода окраски при pH 8,2-10,0. Для титрования используют 1-2 капли 1%-ного этанольного (70%-ного) раствора индикатора на 25 мл титруемого раствора. Переход окраски от красного к бесцветному. Красная (розовая) окраска легко обесцвечивается под действием CO2, выделяющегося в результате реакции. Оттитрованные до розовой окраски растворы при стоянии могут также обесцветиться под действием CO2 воздуха. Применяют при титровании слабых . Имеются и другие индикаторы.
Приготовление рабочих растворов и установка их титров
Приготовление 0,1 н. раствора серной кислоты. Эквивалент серной кислоты ЭH2SO4 = 98,08: 2 = 49,04 г. Для приготовления 0,1 н. раствора необходимо получить раствор, содержащий в 1 л 49,04 * 0,1 = 4,90 г H2SO4. Раствор готовят приближенной концентрации из разбавленной 1:2 или 1:5 серной кислоты; далее точную нормальность раствора устанавливают титрованием. Для приготовления 1 л 0,1 н. раствора H2SO4 необходимо 16,8 мл кислоты плотностью 1,18 г/см3 (разбавленной 1:5) или 8,1 мл кислоты плотностью 1,35 г/см3 (разбавленной 1:2) разбавить водой в мерной колбе вместимостью 1 л до метки.
Для вычисления объема исходной серной кислоты, необходимой для приготовления 1 л 0,1 н. раствора H2SO4, нужно 0,1 эквивалента H2SO4 (4,9 г) умножить на 100 и разделить на процентное содержание H2SO4 в кислоте. Получают навеску кислоты в граммах; разделив ее на плотность, получают объем в миллилитрах.
Установка титра и нормальности 0,1 н. раствора серной кислоты. По тетраборату натрия Na2B4O7-10H2O. Тетраборат натрия гидролизуется в водном растворе с образованием ионов OH-:
которые и титруются кислотой. Поскольку ионы гидроксила связываются ионами водорода, реакция протекает до конца. Суммарно реакцию можно представить следующим уравнением:
Эквивалент тетрабората натрия в этой реакции равен 1/2 моля, а его масса равна Э = 381,37 / 2 = 190,69 г/моль. Чтобы препарат тетрабората натрия соответствовал формуле Na2B4O7-10H2O, его перекристаллизовывают. Для этого растворяют 140-150 г тетрабората натрия в 300 мл воды при нагревании не выше 60 °С. Раствор фильтруют через складчатый фильтр в фарфоровую чашку, охлаждаемую льдом. Фильтрат помешивают стеклянной палочкой, выделившиеся кристаллы отфильтровывают с отсасыванием, промывают небольшим количеством холодной воды и повторяют перекристаллизацию. Полученные кристаллы высушивают на воздухе 2-3 дня. Продаваемые препараты не соответствуют своей формуле из-за выветривания.
Для установки титра кислоты нужно взять такую навеску тетрабората натрия, чтобы на нее было израсходовано примерно 25 мл раствора кислоты. Навеска будет составлять: 191 * 0,1 * 25: 1000 = 0,5 г.
Для установки титра кислоты берут 3-4 конические колбы вместимостью 100-150 мл и помещают в каждую точную навеску (около 0,5 г) тетрабората натрия. Каждую навеску растворяют примерно в 50 мл воды при слабом нагревании. Добавляют сначала в раствор одной из навесок 2-3 капли раствора индикатора метилового красного или метилового оранжевого. Раствор приобретает желтую окраску. Титруют приготовленным раствором (примерно 0,1 н.) кислоты до появления розового (с метиловым красным) или оранжевого (с метиловым оранжевым) окрашивания. Титрование ведут, сначала прибавляя раствор кислоты из бюретки малыми порциями при непрерывном перемешивании, затем осторожно титруют быстро падающими каплями, под конец титрование замедляют, последние капли добавляют по одной после сильного взбалтывания. Меньшую навеску следует титровать первой, потому что это даст приблизительную ориентировку в расходовании раствора на последующие навески. Такой способ установки титра называется методом отдельных навесок.
Для установки титра методом пипетирования готовят точно 0,1 н. раствор тетрабората натрия. Для этого точную навеску (19,07 г на 1 л или 4,760 г на 250 мл) тетрабората натрия взвешивают на часовом стекле и переводят в мерную колбу через воронку. Воронку и часовое стекло обмывают из промывалки струей горячей воды, затем колбу наполняют водой на 2/3 объема. Взбалтывая содержимое колбы круговыми движениями, растворяют навеску, после чего охлаждают до комнатной температуры, разбавляют водой до метки и перемешивают.
Отбирают пипеткой 25,0 мл приготовленного раствора тетрабората натрия в колбу для титрования, добавляют 2-3 капли раствора индикатора (метилового оранжевого или метилового красного) и титруют раствором кислоты, как и в случае отдельных навесок. Рекомендуется титровать со «свидетелем». Для приготовления «свидетеля» в колбу для титрования наливают мензуркой 50 мл воды, две капли раствора индикатора и одну каплю кислоты из бюретки, чтобы появилось очень слабое, но вполне заметное оранжевое или розовое окрашивание. Титрование тетрабората проводят до появления такой же интенсивности окраски, как у «свидетеля».
Для вычисления нормальности раствора кислоты по методу отдельных навесок пользуются формулой
где N - определяемая нормальность кислоты; m - навеска тетрабората, г; Э - эквивалентная масса тетрабората, г/моль; V - объем раствора кислоты, затраченный на титрование навески, мл.
По каждой навеске вычисляют нормальность и находят ее среднее значение. При титровании методом пипетирования расчет ведут по формуле
где N - искомая нормальность раствора кислоты; N1 - нормальность раствора тетрабората натрия; V1 - объем раствора тетрабората натрия, мл; V - объем, раствора кислоты, мл.
Например, навеска тетрабората натрия 4,8024 г растворена в мерной колбе вместимостью 250 мл и разбавлена водой до метки. На 25,0 мл этого раствора было израсходовано (среднее из четырех титрований) 25,85 мл устанавливаемого раствора H2SO4. Нормальность приготовленного раствора тетрабората натрия находят по формуле
где m - навеска тетрабората, г; Э - эквивалентная масса тетрабората, г/моль; Vк - объем колбы с раствором тетрабората натрия, мл. Подставив в эту формулу приведенные значения, получим:
Титр раствора серной (или другой) кислоты можно устанавливать также то карбонату натрия или по стандартному раствору гидроксида.
Приготовление 0,1 н. раствора гидроксида натрия (едкого натра). Для приготовления нужно пользоваться химически чистым реактивом (хч). Навеску берут несколько большей, чем требуется по расчету (на 30-50%). Взвешивают на химических лабораторных весах, отбирая шпателем свежие куски. Навеску помещают в фарфоровый стакан и дважды быстро промывают ее водой для удаления карбоната. Обмытые куски щелочи растворяют в небольшом количестве воды, переливают в склянку, предназначенную для хранения раствора щелочи, и разбавляют до необходимого объема прокипяченной (для удаления CO2) и затем охлажденной дистиллированной водой.
Растворы едкого натра (как и других щелочей) сильно поглощают CO2 из воздуха и изменяют свой титр. Поэтому растворы щелочей хранят в герметически закрытых склянках, защищая их от действия CO2 воздуха пробкой с хлоркальциевой трубкой, заполненной натронной известью; бюретку присоединяют к бутыли с помощью сифона.
Установление титра и нормальности 0,1 н. раствора гидроксида натрия. По щавелевой кислоте H2C2O4-2H2O. Щавелевая кислота взаимодействует со щелочью по уравнению
Эквивалент щавелевой кислоты равен 1/2 моля, а его масса
Для установления нормальности методом отдельных навесок растворяют 0,25 г (точную навеску) свежеперекристаллизованной щавелевой кислоты в 25 мл воды, добавляют 1-2 капли раствора фенолфталеина и титруют раствором NaOH до появления устойчивого розового (малинового) окрашивания. Нормальность вычисляют по формуле, приведенной выше. Нормальность можно установить методом пипетирования.
Для титрования можно применять только свежеприготовленный 0,1 н. раствор щавелевой кислоты. Раствор щавелевой кислоты неустойчив при хранении, поэтому для разового пользования его готовят не более 250 мл.
По янтарной кислоте HOOC-CH2-CH2-COOH. Янтарная кислота не содержит кристаллизационной воды, не гигроскопична. Продажные препараты квалификации хч или чда содержат не менее 99,9% основного вещества. Эквивалент янтарной кислоты равен 1/2 моля, а его масса 59,04 г/моль.
Для определения нормальности раствора NaOH растворяют 0,20-0,25 г янтарной кислоты (точное взвешивание) в 25 мл воды, добавляют 2-3 капли раствора фенолфталеина и титруют раствором NaOH до появления розового окрашивания, не исчезающего в течение 1 мин. Для устранения влияния CO2 раствор кипятят и титруют горячим. Титр устанавливают по отдельным навескам, так как янтарная кислота неустойчива при хранении в растворе. Нормальность можно устанавливать также по стандартному раствору кислоты с известным титром.
Существующее в неорганической химии понятие “реакция нейтрализации” подразумевает химический процесс, в котором взаимодействуют вещества с кислотными и основными свойствами, в результате чего происходит потеря участниками реакции и тех и других характерных химических свойств. Реакция нейтрализации в микробиологии имеет то же глобальное значение, продукты ее теряют свои биологические свойства. Но, разумеется, это совершенно иной процесс с другими участниками и итогами. И биологическое свойство, о котором идет речь и которое прежде всего интересует врачей и ученых, — это способность микроорганизма вызывать заболевание или гибель восприимчивого животного.
Области применения
Чаще всего этот метод исследования используется для идентификации вирусов, то есть диагностики вирусных заразных болезней. Причем тест может быть направлен как на выявление самого возбудителя, так и антител к нему.
В бактериологии эту методику обычно применяют для выявления антител к ферментам бактерий, таких как антистрептолизины, антистафилолизины, антистрептокиназы.
Каким образом проводится этот тест
Реакция нейтрализации основана на способности антител — особых иммунных белков крови — нейтрализовать антигены — чужеродные агенты, попадающие в организм. Если необходимо обнаружение возбудителя и его идентификация, тогда смешивают стандартную иммунную сыворотку, содержащую антитела, с биологическим материалом. Полученная смесь выдерживается в термостате нужное время и вводится в живую восприимчивую систему.
Таковыми являются лабораторные животные (крысы, мыши), куриные эмбрионы, культуры клеток. При отсутствии биологического действия (болезни или смерти животного) можно сделать вывод о том, что это именно тот вирус, стандартную сыворотку к которому использовали. Так как, как уже было сказано, признаком того, что реакция прошла, является потеря вирусом биосвойств (способности вызывать смерть животного) вследствие взаимодействия антител сыворотки и антигенов вируса. При определении токсических веществ алгоритм действий тот же, но есть варианты.
Если исследуют какой-либо субстрат, содержащий токсин, тогда его смешивают со стандартной сывороткой. В случае изучения последней применяют контрольное токсическое вещество. Чтобы пошла реакция нейтрализации, эта смесь также инкубируется заданное время и вводится восприимчивой системе. Техника оценки результата точно такая же.
В медицинской и ветеринарной практике используемая как диагностический тест реакция нейтрализации вирусов проводится в так называемой методике парных сывороток.
Это способ подтверждения диагноза какого-либо вирусного заболевания. Для его проведения у больного человека или животного берут дважды — в начале заболевания и через 14-21 дней после этого.
Если после проведения теста обнаруживается увеличение количества антител к вирусу в 4 и более раза, то диагноз можно считать подтвержденным.
важнейшие методы титриметрического анализа (См. Титриметрический анализ). Основаны на реакции нейтрализации (См. Нейтрализация), которая упрощённо записывается в виде Н + + ОН - = Н 2 О. Н. м. позволяют определять содержание кислоты титрованием раствором основания (например, NaOH, KOH) известной концентрации и содержание основания титрованием раствором кислоты известной концентрации (например, HCl). Для установления конечной точки титрования обычно применяют различные Индикаторы химические, четко изменяющие свою окраску. В случае мутных или окрашенных анализируемых растворов применяют инструментальные методы установления конечной точки титрования (потенциометрические, кондуктометрические и др. методы).
Титрование кислот и оснований обычно выполняют в водной среде. В некоторых случаях титрование целесообразно осуществлять в среде органических растворителей, где сила кислот и оснований может быть иной, чем в водной среде (см. также Кислоты и основания). Н. м. широко применяются при химическом контроле многих производств, при научных исследованиях и др.
Лит.: Кольтгоф И. М., Стенгер В. А., Объёмный анализ, пер. с англ., т. 1-2, М., 1950-52.
А. И. Бусев.
- - лабораторный тест, в к-ром Ат иммунной с-ки нейтрализуют, обезвреживают, тормозят биол. активность микроорганизмов, их токсинов и ферментов...
Словарь микробиологии
- - обследования в сельском хозяйстве, совокупность методов сбора, обработки и использования материалов аэро- и космич...
Сельско-хозяйственный энциклопедический словарь
- - Рис. 1. Аппарат Ван Слайка для определения щелочного резерва плазмы крови. Рис. 1. Аппарат Ван Слайка для определения щелочного резерва плазмы крови...
- - нейтрализа́ции реа́кция в микробиологии, серологическая реакция определения иммунологической специфичности антигенов и антител по феномену утраты их биологической активности после взаимодействия...
Ветеринарный энциклопедический словарь
- - 1) методы изучения газового состава крови, основанные на принципе физического и химического вытеснения газов крови, поглощении выделяющихся газов химическими реактивами и измерении давления в замкнутой системе до и...
Большой медицинский словарь
- - совокупность приемов, позволяющих исследовать и прогнозировать развитие природных объектов путем сопоставления прихода и расхода вещества, энергии и других потоков...
Экологический словарь
- - защиты растений, совокупность приемов сокращения численности нежелательных организмов с помощью др. живых существ и биопродуктов...
Экологический словарь
- - метод решения краевых задач математической физики, сводящиеся к минимизации функционалов - скалярных переменных величин, зависящих от выбора одной или нескольких функций...
Энциклопедический словарь по металлургии
- - "..."система нейтрализации отработавших газов" - совокупность компонентов, обеспечивающих снижение выбросов загрязняющих веществ с отработавшими газами при работе двигателя;.....
Официальная терминология
- - способы, приемы, средства обеспечения необходимого управляющего воздействия органов исполнительной власти, органов местного самоуправления, осуществляющих исполнительную деятельность, их должностных лиц,...
Административное право. Словарь-справочник
- - I Ван-Сла́йка ме́тоды газометрические методы количественного определения аминного азота, кислорода и углекислого газа крови - см. Азот. II Ван-Сла́йка ме́тоды 1) методы изучения газового состава крови,...
Медицинская энциклопедия
- - методы выявления гистиоцитов в препаратах нервной ткани и различных органов с помощью аммиачного серебра или пиридиново-содовых растворов серебра...
Большой медицинский словарь
- - методы обезвреживания отбросов, содержащих органические вещества, основанные на их разогревании в результате жизнедеятельности термофильных аэробных микроорганизмов...
Большой медицинский словарь
- - метод идентификации вируса, основанный на феномене потери им инфекционности в результате взаимодействия со специфическими антителами...
Большой медицинский словарь
- - взаимодействие токсина со специфическим антитоксином, приводящее к образованию комплекса, не обладающего токсичностью...
Большой медицинский словарь
- - прил., кол-во синонимов: 1 нейтрализовавший...
Словарь синонимов
"Нейтрализации методы" в книгах
16. Механизм реакции нейтрализации
Из книги Химия автора Данина Татьяна16. Механизм реакции нейтрализации Предварить эту статью следует следующим утверждением, которым, несомненно, следует предварять все статьи по химии и ядерной физике – все, где речь идет о химических элементах и их строении. Повторять надо до тех пор, пока этот факт не
5.14. О нейтрализации Любви
Из книги Психоэнергетические основы нравственности автора Баранова Светлана Васильевна5.14. О нейтрализации Любви Внедрив во взаимоотношения между людьми борьбу, негуманоиды, однако, не решили до конца опасный для себя вопрос, связанный с состоянием Любви, возникающей между мужчинами и женщинами. Они заметили, что Любовь зарождается в сердечном центре как
Техники нейтрализации программ
Из книги Йога автора Смирнов ВячеславТехники нейтрализации программ Любая жизненная ситуация, независимо от нашего желания оставляет после себя тот или иной след. Из этих следов постепенно формируется наш опыт, картинка мира, своеобразная призма, через которую мы воспринимаем мир и которая определяет
Отмена нейтрализации Черного моря.
Из книги Том 1. Дипломатия с древних веков до 1872 гг. автора Потемкин Владимир ПетровичОтмена нейтрализации Черного моря. Объясняется эта перемена тем, что 21 сентября Бисмарк подтвердил данное еще в 1866 г. обещание: оказать России полную поддержку в вопросе большой важности - именно, в отмене статей Парижского трактата, которые запрещали России держать
Неудача плана Нокса по нейтрализации
Из книги История Дальнего Востока. Восточная и Юго-Восточная Азия автора Крофтс АльфредНеудача плана Нокса по нейтрализации В начале 1910 г. Государственный секретарь президента Тафта Филэндер Нокс предложил, чтобы международный синдикат купил железные дороги Маньчжурии и «нейтрализовал» наместничество в Китае. План не был лишен разумности. Россия,
Попытка идеологической нейтрализации прошлого
Из книги Катынский синдром в советско-польских и российско-польских отношениях автора Яжборовская Инесса СергеевнаПопытка идеологической нейтрализации прошлого 1985 год открыл шлюзы для духовного обновления страны; 1987 год уже был ознаменован изменением психологического климата, развитием творческой атмосферы дискуссий и обсуждения спорных, требующих подлинной гласности проблем.
4.5. Самый простой способ нейтрализации
Из книги автора4.5. Самый простой способ нейтрализации Итак, PIR можно заблокировать даже самым простым способом – напылением на рабочую поверхность или с применением ИК лучей не направленного, а рассеянного источника. По той же аналогии, обычное накрывание датчика платком, тряпкой, на
Нейтрализации методы
Из книги Большая Советская Энциклопедия (НЕ) автора БСЭФинансовые риски и способы их нейтрализации
Из книги Великолепные мероприятия. Технологии и практика event management. автора Шумович Александр ВячеславовичФинансовые риски и способы их нейтрализации В некоторых случаях за участие в мероприятии нужно платить. Тогда возникает риск, что кто-то из участников придет и не заплатит.Если вы работаете в магазине и продали в кредит телевизор, то вы можете не особенно волноваться,
Метод нейтрализации калорий
Из книги Карманный счетчик калорий автора Лужковская ЮлияМетод нейтрализации калорий На основе теории гликемического индекса французский диетолог Клод Годар разработал эффективную методику похудения. Суть ее заключается в том, что отслеживать нужно не столько количество калорий, поступающих с пищей, сколько то, что
Психологические методы нейтрализации гнева
Из книги Семь смертных грехов, или Психология порока [для верующих и неверующих] автора Щербатых Юрий ВикторовичПсихологические методы нейтрализации гнева Лучшее лекарство против гнева – отсрочка. Сенека Рациональная психотерапияРациональная терапия – это совладение с ситуацией с помощью разума. Одним из вариантов ее является способность извлекать пользу из ситуации, которая
6.1. Общие подходы к нейтрализации стресса
Из книги Психология стресса и методы коррекции автора Щербатых Юрий Викторович6.1. Общие подходы к нейтрализации стресса Существует много методов коррекции психоэмоционального стресса, и задача состоит в том, чтобы выбрать те из них, которые отвечали бы, с одной стороны, индивидуальным особенностям конкретной личности, а с другой – реальным
Глава 4. Общий подход к нейтрализации замечаний
Из книги Словесное каратэ [Стратегия и тактика общения] автора Сергеечева ВалентинаГлава 4. Общий подход к нейтрализации замечаний Мы привели краткий перечень возможных возражений и замечании собеседников. Замечаний чаще всего неприятных. Но и нам самим приходится, в свою очередь, предъявлять претензии, критиковать, уличать в неблаговидных поступках,
ЧТО МЫ МОЖЕМ СДЕЛАТЬ ДЛЯ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ ПРОПАГАНДЫ
Из книги Эпоха пропаганды: Механизмы убеждения [Повседневное использование и злоупотребление] автора Аронсон ЭллиотЧТО МЫ МОЖЕМ СДЕЛАТЬ ДЛЯ НЕЙТРАЛИЗАЦИИ ПРОПАГАНДЫ На протяжение всей нашей книги мы описывали великое множество тактик убеждения и пропаганды и часто обсуждали, что можно сделать, чтобы противодействовать нежелательным формам пропаганды. Теперь мы хотели бы свести эти
Реакция нейтрализации / Hi-tech / Бизнес
Из книги Итоги № 39 (2012) автора Итоги ЖурналРеакция нейтрализации / Hi-tech / Бизнес Реакция нейтрализации / Hi-tech / Бизнес Минкомсвязи собирается придать ускорение мобильной связи. Далеко ли рванет рынок? Плохая новость для российских фанатов айфонов - новый гаджет, который на днях поступил