Acidobazická titrace - Acid–base titration

Titrace NaOH HCl PP.ogv

Acidobazická titrace je metoda kvantitativní analýzy pro stanovení koncentrace a s kyselinou nebo bází podle přesně neutralizací to s standardního roztoku báze nebo kyseliny, která má známou koncentraci. Indikátor pH se používá ke sledování progrese acidobazické reakce . V případě, že disociační konstanta kyseliny (p K ) kyseliny nebo báze disociační konstanty (p K _b ) báze v analytu je známo řešení, jeho koncentrace roztoku ( molarita ) může být určena. Alternativně, p K lze určit, zda je analyt roztok má známou koncentraci roztoku vytvořením titrační křivky .

Alkalimetrie a acidimetrie

Alkalimetrie a acidimetrie jsou druhem objemové analýzy, při které je základní reakcí neutralizační reakce. Acidimetrie je specializované analytické použití acidobazické titrace ke stanovení koncentrace bazických (synonymum alkalických) látek pomocí standardní kyseliny. Alkalimetrie je stejný koncept specializované analytické acidobazické titrace, ale pro kyselé látky používající standardní bázi.

Volba indikátoru

Acidobazická titrace za použití fenolftaleinu jako indikátoru. Kónická baňka obsahovala roztok, který právě dosáhl koncového bodu.

K detekci koncového bodu titrace je třeba zvolit vhodný indikátor pH. Ke změně barvy nebo k jinému efektu by mělo dojít v blízkosti bodu ekvivalence reakce, aby experimentátor mohl přesně určit, kdy je tohoto bodu dosaženo. PH bodu ekvivalence lze odhadnout pomocí následujících pravidel:

Silná kyselina bude reagovat se silnou bází za vzniku neutrálního (pH = 7) roztoku.
Silná kyselina bude reagovat se slabou bází za vzniku kyselého (pH <7) roztoku.
Slabá kyselina bude reagovat se silnou bází za vzniku zásaditého (pH> 7) roztoku.

Když slabá kyselina reaguje se slabou bází, roztok bodu ekvivalence bude zásaditý, pokud je báze silnější, a kyselý, pokud je kyselina silnější. Pokud mají obě stejnou sílu, bude ekvivalenční pH neutrální. Slabé kyseliny však nejsou často titrovány slabými bázemi, protože změna barvy zobrazená indikátorem je často rychlá, a proto je pro pozorovatele změna barvy velmi obtížná.

Bod, ve kterém indikátor mění barvu, se nazývá koncový bod . Měl by být zvolen vhodný indikátor, nejlépe takový, u kterého dojde ke změně barvy (koncový bod) blízko bodu ekvivalence reakce.

Matematická analýza: titrace slabé kyseliny

PH slabého kyselého roztoku, který se titruje roztokem silné báze, lze zjistit na různých místech. Tyto body spadají do jedné ze čtyř kategorií:

počáteční pH
pH před bodem ekvivalence
pH v bodě ekvivalence
pH za bodem ekvivalence

pro důkladnější výpočet je nutné použít RICE graf . Ve skutečnosti jsou níže uvedené rovnice zjednodušením grafu RICE.

Animace titrace základním titrantem

Počáteční pH je pro slabě kyselý roztok ve vodě přibližně pomocí rovnice
${\ displaystyle {\ ce {pH}} = - \ log [{\ ce {H3O +}}] _ {0} = - \ log {\ frac {{\ sqrt {K_ {a} ^ {2} + 4K_ { a} C_ {a}}} - K_ {a}} {2}}}$
kde je disociační konstanta, je koncentrace kyseliny a je počáteční koncentrací hydroniových iontů (dělená mol / L). ${\ displaystyle K_ {a}}$ ${\ displaystyle C_ {a}}$ ${\ displaystyle {\ ce {[H3O +] 0}}}$
PH před bodem ekvivalence závisí na množství zbývající slabé kyseliny a množství vytvořené konjugované báze. PH lze vypočítat přibližně pomocí Henderson-Hasselbalchovy rovnice :
${\ displaystyle {\ ce {pH}} = - \ log [{\ ce {H3O +}}] = - \ log K_ {a} - \ log {\ frac {C_ {a} V_ {a} -C_ {b } V_ {b}} {C_ {b} V_ {b}}}}$
s
${\ displaystyle C_ {a}}$ = počáteční koncentrace kyseliny dělená mol / l.

${\ displaystyle C_ {b}}$ = koncentrace přidané báze vydělená mol / l.

${\ displaystyle V_ {a}}$ = počáteční objem kyseliny.

${\ displaystyle V_ {b}}$ = přidaný objem základny.
V bodě ekvivalence je slabá kyselina spotřebována a převedena na svou konjugovanou bázi. Hodnota pH bude vyšší než 7 a lze ji vypočítat z rovnice odvozené z následujících vztahů:
1. ${\ displaystyle C_ {a} V_ {a} = C_ {b} V_ {b}}$
2. ${\ displaystyle K_ {a} K_ {b} = K_ {w} = 10 ^ {- 14}}$
3. ${\ displaystyle {\ ce {pH}} _ {eq} = - \ log [{\ ce {H3O +}}] _ {eq} = 14 + \ log [{\ ce {OH -}}] _ {eq} }$
${\ displaystyle {\ ce {pH}} = 14+ \ log {\ frac {{\ sqrt {K_ {b} ^ {2} + 4K_ {b} C}} - K_ {b}} {2}}}$

s

${\ displaystyle C = {\ frac {C_ {a} C_ {b}} {C_ {a} + C_ {b}}} = {\ frac {C_ {b} V_ {b}} {V_ {a} + V_ {b}}}}$

${\ displaystyle K_ {b} = {\ frac {K_ {w}} {K_ {a}}}}$

Všimněte si, že když kyselina neutralizuje zásadu, pH může nebo nemusí být neutrální (pH = 7). PH závisí na síle kyseliny a zásady.
Po bodě ekvivalence bude roztok obsahovat dvě báze: konjugovanou zásadu kyseliny a silnou zásadu titrantu. Báze titrantu je však silnější než konjugovaná báze kyseliny. Proto je pH v této oblasti řízeno silnou bází. Jako takové lze pH zjistit pomocí následujícího:
${\ displaystyle {\ ce {pH}} = 14+ \ log [{\ ce {OH ^ -}}] = 14+ \ log {\ frac {C_ {b} (V_ {b} -V_ {b} ekv )} {V_ {a} + V_ {b}}} = 14+ \ log {\ frac {C_ {b} V_ {b} -C_ {a} V_ {a}} {V_ {a} + V_ {b }}}}$
kde je základní objem přidán do rovnováhy. ${\ displaystyle V_ {b} ekv}$

Jediný vzorec

Přesněji je níže uveden jeden vzorec, který popisuje titraci slabé kyseliny se silnou zásadou od začátku do konce:

{\ displaystyle \ phi = {\ frac {C_ {b} V_ {b}} {C_ {a} V_ {a}}} = {\ frac {\ alpha _ {{\ ce {A ^ -}}} - {\ frac {{\ ce {[H +] - [OH ^ -]}}} {C_ {a}}}} {1 + {\ frac {{\ ce {[H +] - [OH ^ -]}} } {C_ {b}}}}}}

{\ displaystyle \ alpha _ {{\ ce {A ^ -}}} = {\ frac {K_ {a}} {[{\ ce {H +}}] + K_ {a}}}}

kde „φ = zlomek dokončení titrace (φ <1 je před bodem ekvivalence, φ = 1 je bod ekvivalence a φ> 1 je za bodem ekvivalence)

{\ displaystyle C_ {a}, C_ {b}}

= koncentrace kyseliny, respektive zásady

{\ displaystyle V_ {a}, V_ {b}}

= objemy kyseliny a báze

{\ displaystyle \ alpha _ {{\ ce {A ^ -}}}}

= podíl slabé kyseliny, která je ionizovaná

{\ displaystyle K_ {a}}

= disociační konstanta pro kyselinu

{\ displaystyle {\ ce {[H +], [OH ^ -]}}}

= koncentrace iontů H ⁺ a OH ^-

Galerie

Grafické metody

Proces titrace vytváří roztoky s kompozicemi od čisté kyseliny po čistou bázi. Identifikace pH spojeného s jakoukoli fází titračního procesu je pro monoprotické kyseliny a zásady relativně jednoduchá. Přítomnost více než jedné kyselé nebo bazické skupiny tyto výpočty komplikuje. Grafické metody, jako je ekviligraf, se již dlouho používají k vysvětlování interakce spojených vazeb. Tyto metody grafického řešení jsou snadno implementovatelné, ale používají se jen zřídka.

Viz také

Henderson-Hasselbalchova rovnice
Gran plot (také známý jako Gran titrace nebo Gran metoda)

Reference

externí odkazy

Jednoduché analytické vzorce pro titraci N-protických kyselin. Platí pro libovolný počet N: 1-monoprotický, 2-diprotický do N = 6 (např. EDTA).

Languages

In other projects