– 14.10: Titrering Kurver

Når en syre er titrated med en base, det er vanligvis en plutselig endring i pH i løsningen ved ekvivalens punkt (der mengden av titrant lagt tilsvarer den mengden syre som opprinnelig er til stede). Hvis noen dråper indikator løsning har blitt lagt til, er dette en kraftig økning i pH fører til en vesentlig endring i farge, som er kalt endepunktet av indikatoren., Den faktiske omfanget av hoppe i pH og pH-område som dekker det avhenger av styrken av både syre og base som er involvert, og så valget av indikator kan variere fra en titrering til en annen. For å lære hvordan å velge en passende indikator, må vi studere i detalj variasjon i pH i løpet av en titrering.

For referanse som du har lest denne delen, cm3 tilsvarer mL.

Første vi skal vurdere titrering av sterk syre, for eksempel HCl med en sterk base som NaOH. Anta at vi plass 25.00 cm3 (mL) av 0.,10 M HCl-løsning i en kolbe og tilsett 0,10 M NaOH fra en buret. PH i løsningen i kolben varierer med tilsatt NaOH, som vist i Figur 1a. PH-endringer ganske sakte i starten av titrering, og nesten all økning i pH finner sted i umiddelbar nærhet av endepunkt.

pH-verdien endres i løpet av denne titrering er forårsaket av proton-overføring reaksjon

\
som oppstår som hydroksidioner som er lagt fra buret., Selv om hydronium ioner blir konsumert av hydroksidioner i de tidlige stadier av titrering, den hydronium-ion-konsentrasjonen forblir i nærheten av 10-1 eller 10-2 mol L–1. Som et resultat, pH forblir i området 1 til 2. Som et eksempel på denne situasjonen la oss vurdere situasjonen halvveis til endepunkt, dvs., nøyaktig når 12.50 cm3 av 0,10 M NaOH har blitt lagt til 25.00 cm3 (mL) 0,10 M HCl i kolben. Mengden av hydronium ion har blitt redusert på dette punktet fra en original 2.5 mmol til halvparten av denne verdien, på 1,25 mmol., På samme tid volumet av løsning har økt fra 25 cm3 å (25 + 12.50) cm3 = 37.50 cm3. Derfor hydronium-ion-konsentrasjon er 1,25 mmol/37.50 cm3 = 0.0333 mol L–1, og den resulterende pH er 1.48. Selv om titrering er halvparten fullført, dette er ikke veldig forskjellig fra den opprinnelige pH-verdien 1,00.

pH i løsningen i kolben vil bare endre seg drastisk når vi når fram til det punktet i titrering når bare en liten brøkdel av hydronium ioner forbli unconsumed, dvs., som vi nærmer oss endepunkt, sett på grafen., Bare da vil vi ha redusert hydronium-ion konsentrasjon av flere potenser av 10, og følgelig økt pH ved flere enheter. Når 24.95 cm3 av basen har blitt lagt til, vi er bare 0.05 cm3 (ca en dråpe) kort av endepunkt. På dette punktet 24.95 cm3 × 0.10 mmol cm–3 = 2.495 mmol hydroksidioner som har blitt lagt til. Disse vil ha konsumert 2.495 mmol hydronium ioner, og etterlot (2.5 – 2.495) mmol = 0.005 mmol hydronium ioner i et volum av 49.95 cm3. Den hydronium-ion-konsentrasjonen vil nå være:

\=\frac{\text{0.005 mmol}}{\text{49.95 cm}^{3}}=\text{1.,00 }\times \text{ 10}^{-4}\text{ mol L}^{-1}\]

å gi en pH-verdi på 4.00. Fordi nesten alle hydronium ioner har blitt konsumert, bare en liten brøkdel (en fem-hundredel) fortsatt og volum av en løsning som har nesten doblet. Dette reduserer hydronium-ion konsentrasjon med en faktor på 10-3, og pH-verdien øker med tre enheter fra den opprinnelige verdien 1,00.

nøyaktig Når 25.00 cm3 av basen har blitt lagt til, har vi nådd den teoretiske ekvivalens punkt, og kolben vil inneholde 2.5 mmol av både natrium og klorid-ioner i 50 cm3 av løsning, det vil si, løsningen er 0,05 M NaCl., Videre er dens pH vil være nøyaktig 7.00, som har sett på grafen, siden verken natrium ion eller klorid ion-utstillinger nevneverdig syre-base-egenskaper.

rett etter at dette gjelder likevel peke tillegg av ytterligere NaOH til kolben resulterer i en plutselig økning i konsentrasjonen av hydroksidioner, siden det er nå så godt som ingen hydronium ioner venstre for å fortære dem. Dermed selv en dråpe (0.05 cm3) av base lagt til ekvivalens punkt løsning som legger 0.005 mmol hydroksidioner og produserer en hydroxide-ion konsentrasjon av 0.005 mmol/50.05 cm3 = 1.00 × 10-4 mol L–1., Den resulterende pOH = 4.00, og pH = 10.00. Tillegg av bare to dråper base resulterer i en pH hoppe fra 4.00 til 7.00 til 10.00. Denne raske veksten fører til at indikatoren til å endre farge, så endepunkt matcher ekvivalens poeng hvis indikatoren er valgt riktig.

Titrering av sterk base med en sterk syre kan behandles i hovedsak på samme måte som sterk syre og sterk base situasjonen vi nettopp har beskrevet.,

Et bredt utvalg av indikatorer som dette er ikke mulig for titrations involverer svake syrer eller baser. Når 25.,00 cm3 av 0,10 M CH3COOH er titrated med 0,10 M NaOH, for eksempel, det er en svært mye mindre endring i pH ved ekvivalens punkt, som vist i Figur 1b, og valg av indikatorer er tilsvarende redusert. Virkemåten av pH-verdien i dette tilfellet er svært forskjellig fra den titrering av HCl med NaOH, fordi syre-base reaksjon er forskjellige.,

Når CH3COOH er titrated med NaOH, OH – – ioner forbruker CH3COOH molekyler i henhold til ligning:

\

Som et resultat av løsningen i titrering kolbe blir snart en buffer blanding med betydelige konsentrasjoner av CH3COO– ion-så vel som dens kobling syre. Og pH blir deretter kontrollert av forholdet mellom syre å bøye basen (ligninger 2 og 3 i avsnittet om buffer-løsninger)., Når vi er halvveis til endepunkt, for eksempel, vil være i hovedsak de samme som , og

mens pH vil bli gitt av Henderson-Hasselbalch ligningen som

\}{}\\\text{ }\approx \text{ p}K_{a}=\text{4.74}\end{align}\]

å Sammenligne dette til pH på 1.78 beregnet ovenfor for halvveis scenen i titrering av HCl, vi finner en forskjell på omtrent tre pH-enheter. Effekten av jobbufring, handling av CH3COOH/ CH3COO– konjugat par er dermed å holde pH på rundt tre enheter høyere enn før, og dermed å kutte hoppe i pH ved endepunktet av omtrent denne mengden.,

Nøyaktig på likeverd punktet er vi ikke lenger har en buffer blandingen men en 0,05-M løsning av natrium acetat. Denne løsningen er litt grunnleggende, og dens pH-verdi på 8.72 kan beregnes fra ligning 4 på den delen som dekker pH i svake base-løsninger. Utover dette gjelder likevel punkt, historien er mye det samme som i sterk syre tilfelle. Tillegg av enda en dråpe (0.05cm3) av overskudd av base reiser OH– konsentrasjon til 10-4 mol L–1 og en pH 10. Av de tre indikatorer som kan brukes i titrering av HCl, bare man er nyttig for eddiksyre., Dette er phenolphthalein, som endrer farge til rosa nyanse, som vist nedenfor, når du er i pH-område 8,3 til 10.0.

titrering av en svak base med en sterk syre innebærer også en bufferløsning og krever dermed en mer forsiktig valg av indikator.,

pH variasjon i titrations av sterke og svake baser med sterk syre er vist i Figur \(\PageIndex{2}\). I tilfelle av titrering av 0.010 M NH3 med 0.010 M HCl, metyl-rød, men ikke phenolphthalein, ville være en egnet indikator. Generelt er den beste indikatoren for en gitt titrering er den som pKa mest nesten tilsvarer pH beregnet på den teoretiske endepunkt.