wanneer een zuur wordt getitreerd met een base, is er typisch een plotselinge verandering in de pH van de oplossing op het equivalentiepunt (waarbij de toegevoegde hoeveelheid titrant gelijk is aan de hoeveelheid zuur die oorspronkelijk aanwezig was). Als een paar druppels indicatoroplossing zijn toegevoegd, veroorzaakt deze scherpe stijging van de pH een abrupte verandering in kleur, die het eindpunt van de indicator wordt genoemd., De werkelijke grootte van de sprong in pH, en de pH-waaier die het behandelt afhangen van de sterkte van zowel het zuur als de betrokken base, en Zo kan de keuze van indicator van de ene titratie aan de andere variëren. Om te leren hoe een geschikte indicator te kiezen, moeten we in enig detail de variatie van pH tijdens een titratie bestuderen.
ter referentie bij het lezen van deze paragraaf is cm3 gelijk aan mL.
eerst wordt titratie van een sterk zuur zoals HCl met een sterke base zoals NaOH overwogen. Stel dat we 25.00 cm3 (mL) van 0 plaatsen.,10 m HCl-oplossing in een erlenmeyer en voeg 0,10 M NaOH uit een buret toe. De pH van de oplossing in de kolf varieert met de toegevoegde NaOH, zoals blijkt uit figuur 1a. de pH verandert vrij langzaam aan het begin van de titratie, en bijna alle verhoging van de pH vindt plaats in de onmiddellijke nabijheid van het eindpunt.
de pH verandering tijdens deze titratie wordt veroorzaakt door de proton-transfer reactie
\
die optreedt als hydroxideionen worden toegevoegd uit het buret., Hoewel hydroniumionen in de vroege stadia van de titratie door hydroxideionen worden geconsumeerd, blijft de hydronium-ionenconcentratie in de buurt van 10-1 of 10-2 mol L–1. Hierdoor blijft de pH tussen 1 en 2. Als voorbeeld van dit gedrag beschouwen we de situatie halverwege het eindpunt, dat wil zeggen, wanneer precies 12,50 cm3 van 0,10 m NaOH zijn toegevoegd aan 25,00 cm3 (mL) van 0,10 m HCl in de kolf. De hoeveelheid hydronium ion is gereduceerd van een oorspronkelijke 2,5 mmol naar de helft van deze waarde, 1,25 mmol., Tegelijkertijd is het volume van de oplossing toegenomen van 25 cm3 tot (25 + 12,50) cm3 = 37,50 cm3. Daarom is de hydronium-ion concentratie 1,25 mmol / 37,50 cm3 = 0,0333 mol L-1, en de resulterende pH 1,48. Hoewel de titratie half voltooid is, is dit niet zeer verschillend van de aanvankelijke pH van 1,00.
de pH van de oplossing in de kolf zal pas drastisch veranderen wanneer we dat punt in de titratie bereiken, wanneer slechts een minutenfractie van de hydroniumionen niet wordt opgenomen, d.w.z. wanneer we het eindpunt naderen, zoals te zien is in de grafiek., Alleen dan zullen we de hydronium-ionenconcentratie met meerdere machten van 10 hebben verminderd, en dus de pH met meerdere eenheden hebben verhoogd. Wanneer 24,95 cm3 base zijn toegevoegd, we zijn slechts 0,05 cm3 (ongeveer een druppel) kort van het eindpunt. Op dit punt zijn 24,95 cm3 × 0,10 mmol cm-3 = 2,495 mmol hydroxide ionen toegevoegd. Deze zullen 2.495 mmol hydronium-ionen hebben verbruikt, waardoor (2,5 – 2.495) mmol = 0,005 mmol hydronium-ionen in een volume van 49.95 cm3 overblijven. De hydronium-ion concentratie zal nu zijn:
\ = \ frac {\text{0.005 mmol}} {\text{49.95 cm}^{3}}=\text{1.,00 } \ times \ text{ 10}^{-4} \ text{ mol l}^{-1}\]
geeft een pH van 4,00. Omdat bijna alle hydroniumionen zijn verbruikt, blijft er slechts een kleine fractie (een vijfhonderdste) over en is het volume van de oplossing bijna verdubbeld. Dit vermindert de hydronium-ion concentratie met een factor 10-3, en de pH stijgt met drie eenheden van zijn oorspronkelijke waarde van 1,00.
wanneer precies 25,00 cm3 base zijn toegevoegd, hebben we het theoretische equivalentiepunt bereikt, en de kolf zal 2,5 mmol natrium en chloride ionen in 50 cm3 oplossing bevatten; dat wil zeggen, de oplossing is 0,05 M NaCl., Bovendien zal de pH precies 7,00 bedragen, zoals op de grafiek te zien is, aangezien noch het natrium-ion, noch het chloride-ion merkbare zuur-base-eigenschappen vertoont.
onmiddellijk na dit equivalentiepunt leidt de toevoeging van meer NaOH aan de kolf tot een plotselinge toename van de concentratie hydroxideionen, aangezien er nu vrijwel geen hydroniumionen meer over zijn om ze te consumeren. Dus zelfs een druppel (0,05 cm3) base toegevoegd aan de equivalentiepunt oplossing voegt 0,005 mmol hydroxide ionen en produceert een hydroxide-ion concentratie van 0,005 mmol/50,05 cm3 = 1,00 × 10-4 mol L–1., De resulterende pOH = 4,00, en de pH = 10,00. De toevoeging van slechts twee druppels base resulteert in een pH-sprong van 4.00 naar 7.00 naar 10.00. Deze snelle stijging zorgt ervoor dat de indicator van kleur verandert, zodat het eindpunt overeenkomt met het equivalentiepunt als de indicator goed is gekozen.
titratie van een sterke base met een sterk zuur kan in wezen op dezelfde manier behandeld worden als de sterke zuur-sterke base situatie die we zojuist beschreven hebben.,
opmerking:
in dit geval, omdat de oplossingen een tiende zo geconcentreerd waren als bij de titratie van HCl met NaOH zoals uitgewerkt in de tekst, is de sprong in pH (van 9 naar 5) op het eindpunt kleiner.
een ruime keuze aan indicatoren zoals deze is niet mogelijk voor titraties met zwakke zuren of basen. Wanneer 25.,00 cm3 van 0,10 M CH3COOH wordt getitreerd met 0,10 m NaOH, er is bijvoorbeeld een veel kleinere verandering in pH op het equivalentiepunt, zoals getoond in Figuur 1b, en de keuze van indicatoren is dienovereenkomstig versmald. Het gedrag van de pH is in dit geval heel anders dan dat van de titratie van HCl met NaOH, omdat de zuur-base reactie anders is.,
wanneer CH3COOH met NaOH wordt getitreerd, verbruiken de OH– ionen CH3COOH-moleculen volgens de vergelijking:
\
hierdoor wordt de oplossing in de titratiekolf al snel een buffermengsel met aanzienlijke concentraties van het CH3COO-ion en het geconjugeerde zuur. De pH en de pH worden dan gecontroleerd door de verhouding van zuur tot geconjugeerde base (vergelijkingen 2 en 3 in de sectie over bufferoplossingen)., Wanneer we halverwege het eindpunt zijn, bijvoorbeeld, zullen we in wezen hetzelfde zijn als, en
terwijl de pH door de Henderson-Hasselbalch vergelijking wordt gegeven als
\} {} \ \ \ text { } \ approx \ text{ p}K_{a} = \text{4.74}\end{align}\]
als we dit vergelijken met de pH van 1.78 die hierboven is berekend voor het halverwege stadium van de titratie van HCl, vinden we een verschil van ongeveer drie pH-eenheden. Het effect van de bufferwerking van het CH3COOH/ CH3COO– conjugaatpaar is dus om de pH ongeveer drie eenheden hoger te houden dan voorheen en zo de sprong in pH op het eindpunt met ongeveer deze hoeveelheid te verminderen.,
precies op het equivalentiepunt hebben we geen buffermengsel meer maar een 0,05-M oplossing van natriumacetaat. Deze oplossing is licht basisch en de pH van 8,72 kan worden berekend uit vergelijking 4 op het gedeelte dat de pH van zwakke baseoplossingen omvat. Buiten dit equivalentiepunt is het verhaal ongeveer hetzelfde als in het geval van strong-acid. Toevoeging van zelfs een druppel (0.05cm3) van overtollige base verhoogt de oh– concentratie tot 10-4 mol L–1 en de pH tot 10. Van de drie indicatoren die bij de titratie van HCl zouden kunnen worden gebruikt, is er slechts één nuttig voor azijnzuur., Dit is fenolftaleïne, dat van kleur verandert naar de roze tint, zoals hieronder te zien is, wanneer het pH-bereik 8,3 tot 10,0 is.
de titratie van een zwakke base met een sterk zuur impliceert ook een bufferoplossing en vereist derhalve een zorgvuldiger keuze van de indicator.,
de pH-variatie tijdens titraties van sterke en zwakke basen met sterk zuur is weergegeven in Figuur \(\Paginindex{2}\). Bij de titratie van 0,010 m NH3 met 0,010 m HCl zou methylrood, maar niet fenolftaleïne, een geschikte indicator zijn. In het algemeen is de beste indicator voor een bepaalde titratie degene waarvan de pKa het meest overeenkomt met de pH berekend op het theoretische eindpunt.
Geef een reactie