14.10: curbe de titrare

când un acid este titrat cu o bază, există de obicei o schimbare bruscă a pH-ului soluției la punctul de echivalență (unde cantitatea de titrant adăugată este egală cu cantitatea de acid prezentă inițial). Dacă s-au adăugat câteva picături de soluție indicator, această creștere accentuată a pH-ului determină o schimbare bruscă a culorii, care se numește punctul final al indicatorului., Magnitudinea reală a saltului în pH și intervalul de pH pe care îl acoperă depind de rezistența atât a acidului, cât și a bazei implicate, astfel încât alegerea indicatorului poate varia de la o titrare la alta. Pentru a afla cum să alegeți un indicator adecvat, trebuie să studiem în detaliu variația pH-ului în timpul unei titrări.

pentru referință pe măsură ce citiți această secțiune, cm3 este echivalent cu mL.

mai întâi vom lua în considerare titrarea unui acid puternic, cum ar fi HCl, cu o bază puternică, cum ar fi NaOH. Să presupunem că plasăm 25,00 cm3 (mL) de 0.,10 m soluție de HCl într-un balon și se adaugă 0,10 m NaOH dintr-un biuret. PH-ul soluției în balon variază cu adaos de NaOH, ca în Figura 1a. PH-ul se modifică destul de lent la începutul titrării, și aproape toată creșterea pH-ului are loc în imediata vecinătate a obiectivului.modificarea pH-ului în timpul acestei titrări este cauzată de reacția de transfer de protoni

\
care apare pe măsură ce ionii de hidroxid sunt adăugați din biuretă., Deși ionii de hidroniu sunt consumați de ioni de hidroxid în stadiile incipiente ale titrării, concentrația ionilor de hidroniu rămâne în vecinătatea 10-1 sau 10-2 mol L-1. Ca urmare, pH-ul rămâne în intervalul 1 până la 2. Ca un exemplu de acest comportament să ne ia în considerare situația la jumătatea drumului spre final, adică, exact când 12.50 cm3 de 0,10 M NaOH au fost adăugate la 25.00 cm3 (mL) de 0,10 M HCl în vas. Cantitatea de Ion hidroniu a fost redusă în acest moment de la 2,5 mmol inițial la jumătate din această valoare, 1,25 mmol., În același timp, volumul soluției a crescut de la 25 cm3 la (25 + 12,50) cm3 = 37,50 cm3. Prin urmare, concentrația ionilor de hidroniu este de 1,25 mmol/37,50 cm3 = 0,0333 mol L-1, iar pH–ul rezultat este de 1,48. Deși titrarea este pe jumătate finalizată, aceasta nu este foarte diferită de pH-ul inițial de 1,00.

pH-ul soluției în balon va schimba drastic atunci când vom ajunge la acel punct în titrarea atunci când numai o fracțiune infimă din hydronium ioni rămân neconsumate, de exemplu, ca ne apropiem de final, văzut de pe grafic., Numai atunci vom reduce concentrația ionilor de hidroniu cu mai multe puteri de 10 și, în consecință, vom crește pH-ul cu mai multe unități. Când au fost adăugate 24.95 cm3 de bază, suntem doar 0.05 cm3 (aproximativ o picătură) scurt de punctul final. În acest moment s–au adăugat 24, 95 cm3 × 0, 10 mmol cm-3 = 2, 495 mmol ioni de hidroxid. Acestea vor fi consumate 2.495 mmol hydronium ioni, lăsând (2.5 – 2.495) mmol = 0.005 mmol hydronium ioni într-un volum de 49.95 cm3. Concentrația ionilor de hidroniu va fi acum:

\= \ frac {\text{0,005 mmol}} {\text{49,95 cm}^{3}}= \ text{1.,00 } \ times \ text{ 10}^{-4} \ text{ mol l}^{-1}\]

dând un pH de 4,00. Deoarece aproape toți ionii de hidroniu au fost consumați, rămâne doar o mică fracțiune (una de cinci sute) și volumul soluției aproape s-a dublat. Aceasta reduce concentrația ionilor de hidroniu cu un factor de 10-3, iar pH-ul crește cu trei unități față de valoarea inițială de 1,00.

când s-au adăugat exact 25,00 cm3 de bază, am ajuns la punctul de echivalență teoretică, iar balonul va conține 2,5 mmol atât de ioni de sodiu, cât și de clorură în 50 cm3 de soluție; adică, soluția este de 0,05 m NaCl., În plus, pH-ul său va fi exact 7.00, așa cum se vede pe grafic, deoarece nici ionul de sodiu, nici ionul de clorură nu prezintă proprietăți acido-bazice apreciabile.

Imediat după punctul de echivalență adaos ulterior de NaOH la balon rezultă într-o creștere bruscă a concentrației de ioni de hidroxid, deoarece acum există practic nici hydronium ioni stânga pentru a le consuma. Astfel, chiar și o picătură (0,05 cm3) de bază adăugată la soluția punctului de echivalență adaugă ioni de hidroxid 0,005 mmol și produce o concentrație de hidroxid-ion de 0,005 mmol/50,05 cm3 = 1,00 × 10-4 mol L–1., Rezultatul pOH = 4,00, iar pH-ul = 10,00. Adăugarea a doar două picături de bază are ca rezultat un salt de pH de la 4.00 la 7.00 la 10.00. Această creștere rapidă determină indicatorul să schimbe culoarea, astfel încât punctul final se potrivește cu punctul de echivalență dacă indicatorul este ales corect.

titrarea unei baze puternice cu un acid puternic poate fi tratată în esență în același mod ca și situația de bază puternică pe care tocmai am descris-o.,

o gamă largă de indicatori ca aceasta nu este posibilă pentru titrări care implică acizi sau baze slabe. Când 25.,00 cm3 de 0,10 m CH3COOH este titrat cu 0,10 m NaOH, de exemplu, există o modificare mult mai mică a pH-ului la punctul de echivalență, așa cum se arată în figura 1b, iar alegerea indicatorilor este îngustată corespunzător. Comportamentul pH-ului în acest caz este foarte diferit de cel al titrării HCl cu NaOH, deoarece reacția acido-bazică este diferită.,

Când CH3COOH se titrează cu NaOH, ionii OH– consuma molecule de CH3COOH în conformitate cu ecuația:

\

Ca urmare, soluția din balon de titrare în curând devine un amestec tampon cu concentrații apreciabile de CH3COO– ion, precum și conjugat cu acid. PH-ul și pH-ul sunt apoi controlate de raportul dintre acid și baza conjugată (ecuațiile 2 și 3 din secțiunea privind soluțiile tampon)., Atunci când suntem la jumătatea drumului spre efect, de exemplu, va fi, în esență, la fel ca și

în timp ce pH-ul va fi dat de către Henderson-Hasselbalch ecuație ca

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

compar asta cu pH-ul de 1.78 calculate mai sus de jumătatea drumului în titrarea HCl, am găsit o diferență de aproximativ trei unități de pH. Efectul acțiunii de tamponare a perechii CH3COOH/ CH3COO– conjugat este astfel de a menține pH-ul cu aproximativ trei unități mai mare decât înainte și, prin urmare, de a reduce saltul pH-ului la punctul final cu aproximativ această cantitate.,

Exact la punctul de echivalență nu mai avem un amestec tampon, ci o soluție de acetat de sodiu de 0,05 m. Această soluție este ușor bazică, iar pH-ul său de 8,72 poate fi calculat din ecuația 4 pe secțiunea care acoperă pH-ul soluțiilor de bază slabe. Dincolo de acest punct de echivalență, povestea este la fel ca în cazul acidului puternic. Adăugarea chiar și a unei picături (0, 05cm3) de bază în exces ridică concentrația OH la 10-4 mol L– 1 și pH–ul la 10. Dintre cei trei indicatori care ar putea fi utilizați în titrarea HCl, doar unul este util pentru acidul acetic., Aceasta este fenolftaleina, care își schimbă culoarea în nuanța roz, așa cum se vede mai jos, când se află în intervalul de pH 8,3 până la 10,0.

titrarea de o bază slabă cu un acid tare, de asemenea, implică o soluție tampon și, în consecință, necesită o mai atentă alegere de indicator.,variația pH-ului în timpul titrărilor bazelor puternice și slabe cu acid puternic este prezentată în figura \(\PageIndex{2}\). În cazul titrării de 0,010 M NH3 cu 0,010 m HCl, roșu de metil, dar nu fenolftaleină, ar fi un indicator adecvat. În general, cel mai bun indicator pentru o anumită titrare este cel al cărui pKa se potrivește cel mai mult cu pH-ul calculat la punctul final teoretic.