När en syra titreras med en bas sker vanligtvis en plötslig förändring i lösningens pH vid ekvivalenspunkten(där mängden tillsatt Tirant motsvarar den mängd syra som ursprungligen fanns). Om några droppar indikatorlösning har tillsatts, orsakar denna kraftiga ökning av pH en abrupt färgförändring, som kallas indikatorns slutpunkt., Den faktiska storleken på hoppet i pH och pH-intervallet som det täcker beror på styrkan hos både syran och basen, och så kan valet av indikator variera från en titrering till en annan. För att lära sig att välja en lämplig indikator måste vi i detalj studera variationen av pH under en titrering.
som referens när du läser detta avsnitt motsvarar cm3 mL.
först ska vi överväga titrering av en stark syra som HCl med en stark bas som NaOH. Antag att vi placerar 25.00 cm3 (mL) av 0.,10 M HCl-lösning i en kolv och tillsätt 0.10 M NaOH från en buret. Lösningens pH i kolven varierar med tillsatt NaOH, som visas i Figur 1a. pH-värdet ändras ganska långsamt i början av titreringen, och nästan all ökning av pH sker i omedelbar närhet av slutpunkten.
pH-förändringen under denna titrering orsakas av protonöverföringsreaktionen
\
som uppträder som hydroxidjoner tillsätts från buret., Även om hydroniumjoner konsumeras av hydroxidjoner i de tidiga stadierna av titreringen, förblir hydroniumjonkoncentrationen i närheten av 10-1 eller 10-2 mol L-1. Som ett resultat förblir pH i intervallet 1 till 2. Som ett exempel på detta beteende låt oss överväga situationen halvvägs till slutpunkten, dvs när exakt 12.50 cm3 av 0.10 m NaOH har tillsatts till 25.00 cm3 (mL) av 0.10 M HCl i kolven. Mängden hydroniumjon har reducerats vid denna tidpunkt från en original 2,5 mmol till hälften av detta värde, 1,25 mmol., Samtidigt har volymen av lösningen ökat från 25 cm3 till (25 + 12,50) cm3 = 37,50 cm3. Därför är hydroniumjonkoncentrationen 1,25 mmol / 37,50 cm3 = 0,0333 mol L-1 och det resulterande pH-värdet är 1,48. Även om titreringen är halv avslutad, är detta inte mycket annorlunda än det ursprungliga pH-värdet på 1,00.
lösningens pH i kolven kommer bara att förändras drastiskt när vi når den punkten i titreringen när endast en minuts fraktion av hydroniumjonerna förblir omedvetna, dvs när vi närmar oss slutpunkten, sett på grafen., Först då kommer vi att ha minskat hydroniumjonkoncentrationen med flera krafter på 10, och följaktligen ökat pH med flera enheter. När 24.95 cm3 av basen har lagts till är vi bara 0,05 cm3 (ungefär en droppe) kort av slutpunkten. Vid denna punkt 24,95 cm3 × 0,10 mmol cm – 3 = 2,495 mmol hydroxidjoner har tillsatts. Dessa kommer att ha konsumerat 2,495 mmol hydroniumjoner, lämnar (2,5 – 2,495) mmol = 0,005 mmol hydroniumjoner i en volym av 49,95 cm3. Hydroniumjonkoncentrationen kommer nu att vara:
\= \ frac {\text{0.005 mmol}} {\text{49.95 cm}^{3}}= \ text{1.,00 } \ times \ text{ 10}^{-4} \ text{ mol L}^{-1}\]
ger ett pH på 4.00. Eftersom nästan alla hydroniumjoner har förbrukats, återstår bara en liten fraktion (en femhundradel) och volymen av lösningen har nästan fördubblats. Detta minskar hydroniumjonkoncentrationen med en faktor 10-3, och pH ökar med tre enheter från sitt ursprungliga värde av 1,00.
När exakt 25,00 cm3 bas har tillsatts har vi nått den teoretiska ekvivalenspunkten, och kolven innehåller 2,5 mmol av både natrium-och kloridjoner i 50 cm3 lösning; dvs lösningen är 0,05 m NaCl., Dessutom kommer dess pH att vara exakt 7,00, vilket framgår av diagrammet, eftersom varken natriumjon eller kloridjon uppvisar några märkbara syra-basegenskaper.
omedelbart efter denna ekvivalenspunkt resulterar tillsatsen av ytterligare NaOH till kolven i en plötslig ökning av koncentrationen av hydroxidjoner, eftersom det nu finns praktiskt taget inga hydroniumjoner kvar för att konsumera dem. Således tillför även en droppe (0,05 cm3) bas till ekvivalenspunktslösningen 0,005 mmol hydroxidjoner och producerar en hydroxidjonkoncentration av 0,005 mmol / 50,05 cm3 = 1,00 × 10-4 mol L–1., Den resulterande pOH = 4,00, och pH = 10,00. Tillägget av bara två droppar bas resulterar i ett pH-hopp från 4,00 till 7,00 till 10,00. Denna snabba ökning gör att indikatorn ändrar färg, så slutpunkten matchar ekvivalenspunkten om indikatorn väljs korrekt.
titrering av en stark bas med en stark syra kan hanteras på väsentligen samma sätt som den starka syra-starka bassituationen som vi just har beskrivit.,
notera:
I det här fallet, eftersom lösningarna var en tiondel lika koncentrerade som i titreringen av HCl med NaOH utarbetad i texten, är hoppet i pH (från 9 till 5) vid slutpunkten mindre.
ett brett utbud av indikatorer som detta är inte möjligt för titreringar som involverar svaga syror eller baser. När 25.,00 cm3 av 0,10 m CH3COOH titreras med 0,10 m NaOH, till exempel, det finns en mycket mindre förändring i pH vid ekvivalenspunkten, som visas i Figur 1b, och valet av indikatorer är motsvarande minskat. Beteendet hos pH i detta fall skiljer sig mycket från titreringen av HCl med NaOH, eftersom syrabasreaktionen är annorlunda.,
När CH3COOH titreras med NaOH förbrukar OH– jonerna CH3COOH-molekyler enligt ekvationen:
\
som ett resultat blir lösningen i titreringsflaskan snart en buffertblandning med märkbara koncentrationer av CH3COO– Jonen såväl som dess konjugatsyra. Och pH styrs sedan av förhållandet mellan syra och konjugatbas (ekvationer 2 och 3 i avsnittet om buffertlösningar)., När vi är halvvägs till slutpunkten, till exempel , kommer att vara i huvudsak samma som, och
medan pH kommer att ges av Henderson-Hasselbalch ekvationen som
\} {} \ \ \ text { } \ approx \ text{ p}k_{a}= \ text{4.74} \ end{align}\]
jämföra detta med pH av 1.78 beräknat ovan för halvvägs i titreringen av HCl, finner vi en skillnad på ungefär tre pH-enheter. Effekten av buffertverkan av CH3COOH / CH3COO– konjugatparet är således att hålla pH-värdet ungefär tre enheter högre än tidigare och därmed skära hoppet i pH vid slutpunkten med ungefär denna mängd.,
exakt vid ekvivalenspunkten har vi inte längre en buffertblandning utan en 0,05-m lösning av natriumacetat. Denna lösning är något grundläggande, och dess pH av 8.72 kan beräknas från ekvation 4 på sektionen som täcker pH hos svaga baslösningar. Utöver denna ekvivalenspunkt är historien ungefär densamma som i det starka syrafallet. Tillsats av även en droppe (0. 05cm3) av överskott bas höjer OH– koncentrationen till 10-4 mol L–1 och pH till 10. Av de tre indikatorer som kan användas vid titrering av HCl är endast en användbar för ättiksyra., Detta är fenolftalein, som ändrar färg till den rosa nyansen, som ses nedan, när i pH-intervallet 8.3 till 10.0.
titreringen av en svag bas med en stark syra innebär också en buffertlösning och kräver följaktligen ett mer noggrant val av indikator.,
pH-variationen under titreringar av starka och svaga baser med stark syra visas i Figur \(\PageIndex{2}\). Vid titrering av 0,010 m NH3 med 0,010 M HCl skulle metylrött, men inte fenolftalein, vara en lämplig indikator. I allmänhet är den bästa indikatorn för en given titrering den vars pKa mest nästan matchar pH beräknat vid den teoretiska slutpunkten.
Lämna ett svar