Кислотно-основное титрование

Метод химического количественного анализа Воспроизвести среду Титрование NaOH HCl PP.ogv

An кислотно-основное титрование - это метод количественного анализа для определения концентрации кислоты или основания путем точной нейтрализации его стандартным раствором основания или кислоты с известной концентрацией. Индикатор pH используется для отслеживания хода кислотно-основной реакции. Если константа диссоциации кислоты (pK a ) константы кислотной или основной диссоциации (pK b ) основания в растворе аналита известно, его концентрацию раствора (молярность ) можно определить. В качестве альтернативы, pK a можно определить, если раствор анализируемого вещества имеет известную концентрацию раствора, путем построения кривой титрования.

• 1 Алкалиметрия и ацидиметрия
• 2 Выбор индикатора
• 3 Математический анализ: титрование слабой кислоты
  • 3.1 Единая формула
• 4 Галерея
• 5 Графические методы
• 6 См. Также
• 7 Ссылки
• 8 Внешние ссылки

Алкалиметрия и ацидиметрия - это разновидности объемного анализа, в котором основной реакцией является реакция нейтрализации. Ацидиметрия - это специализированное аналитическое использование кислотно-основного титрования для определения концентрации основных (синонимичных щелочам) веществ с использованием стандартной кислоты. Алкалиметрия - это та же концепция специализированного аналитического кислотно-основного титрования, но для кислого вещества с использованием стандартного основания.

кислотно-основное титрование с использованием фенолфталеина в качестве индикатора. Коническая колба содержала раствор, который только что достиг конечной точки.

Для определения конечной точки титрования необходимо выбрать подходящий индикатор pH. Изменение цвета или другой эффект должны происходить близко к точке эквивалентности реакции, чтобы экспериментатор мог точно определить, когда эта точка будет достигнута. Значение pH точки эквивалентности можно оценить, используя следующие правила:

• Сильная кислота реагирует с сильным основанием с образованием нейтрального (pH = 7) раствора.
• A сильная кислота реагирует со слабым основанием с образованием кислого (pH < 7) solution.
• Слабая кислота реагирует с сильным основанием с образованием основного (pH>7) раствора.

Когда слабая кислота реагирует со слабым основанием, раствор точки эквивалентности будет основным, если основание более сильное, и кислым, если кислота сильнее. Если оба имеют одинаковую силу, тогда эквивалентный pH будет нейтральным. Однако слабые кислоты не часто титруются относительно слабых оснований из-за изменения цвета отображается с индикатором часто быстро, и поэтому наблюдателю очень трудно увидеть изменение цвета.

Точка, в которой индикатор меняет цвет, называется конечной точкой. Следует выбрать подходящий индикатор, желательно тот, который испытает изменение цвета (конечная точка), близкое к точке эквивалентности реакции.

. pH раствора слабой кислоты, титруемого раствором сильного основания, можно определить на разных этапах пути. Эти точки попадают в одну из четырех категорий:

1. исходный pH
2. pH до точки эквивалентности
3. pH в точке эквивалентности
4. pH после точки эквивалентности

для более точных расчетов требуется использование диаграммы RICE. Фактически, приведенные ниже уравнения являются упрощением диаграммы RICE.

Анимация титрования с основным титрантом

1. Начальный pHаппроксимируется для раствора слабой кислоты в воде с использованием уравнения

   $pH\; =\; -\; журнал\; \; [H\; 3\; O\; +]\; 0\; =\; -\; журнал\; \; K\; a\; 2\; +\; 4\; K\; a\; C\; a\; -\; K\; a\; 2\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{pH\}\}\; =\; -\; \backslash \; log\; [\{\backslash \; ce\; \{\; H3O\; +\}\}]\; \_\; \{0\}\; =\; -\; \backslash \; log\; \{\backslash \; frac\; \{\{\backslash \; sqrt\; \{K\_\; \{a\}\; ^\; \{2\}\; +\; 4K\_\; \{a\}\; C\_\; \{a\}\}\}\; -\; K\_\; \{a\}\}\; \{2\}\}\}$

   где $K\; a\; \{\backslash \; displaystyle\; K\_\; \{a\}\}$- константа диссоциации, $C\; a\; \{\backslash \; displaystyle\; C\_\; \{a\}\}$- концентрация кислоты, а $[H\; 3\; O\; +]\; 0\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{[H3O\; +]\; 0\}\}\}$- начальная концентрация ионов гидроксония (разделенных на моль / л).
2. pH до точки эквивалентностизависит от количества оставшейся слабой кислоты и количества образовавшегося конъюгированного основания. Значение pH можно приблизительно рассчитать по уравнению Хендерсона – Хассельбаха :

   $pH\; =\; -\; log\; \; [H\; 3\; O\; +]\; =\; -\; log\; \; K\; a\; -\; log\; \; C\; a\; V\; a\; -\; C\; b\; V\; b\; C\; b\; V\; б\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{pH\}\}\; =\; -\; \backslash \; log\; [\{\backslash \; ce\; \{H3O\; +\}\}]\; =\; -\; \backslash \; log\; K\_\; \{a\}\; -\; \backslash \; log\; \{\backslash \; frac\; \{C\_\; \{a\}\; V\_\; \{a\}\; -C\_\; \{\; b\}\; V\_\; \{b\}\}\; \{C\_\; \{b\}\; V\_\; \{b\}\}\}\}$

   с

   $C\; a\; \{\backslash \; displaystyle\; C\_\; \{a\}\}$= исходная концентрация кислоты, разделенная на моль / л.

   $C\; b\; \{\backslash \; displaystyle\; C\_\; \{b\}\}$= концентрация добавленного основания, деленная на моль / л.

   $V\; a\; \{\backslash \; displaystyle\; V\_\; \{a\}\}$= начальный объем кислоты.

   $V\; b\; \{\backslash \; displaystyle\; V\_\; \{b\}\}$= объем добавленного основания.

3. В точке эквивалентности, слабая кислота потребляется и превращается в сопряженное основание. Значение pH будет больше 7, и его можно будет рассчитать по уравнению, полученному из следующих соотношений:
   1. $C\; a\; V\; a\; =\; C\; b\; V\; b\; \{\backslash \; displaystyle\; C\_\; \{a\}\; V\_\; \{a\}\; =\; C\_\; \{b\}\; V\_\; \{\; b\}\}$
   2. $K\; a\; K\; b\; =\; K\; w\; =\; 10\; -\; 14\; \{\backslash \; displaystyle\; K\_\; \{a\}\; K\_\; \{b\}\; =\; K\_\; \{w\}\; =\; 10\; ^\; \{-\; 14\}\}$
   3. $pH\; экв\; =\; -\; log\; \; [H\; 3\; O\; +]\; eq\; =\; 14\; +\; log\; \; [OH\; -]\; eq\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{pH\}\}\; \_\; \{eq\}\; =\; -\; \backslash \; log\; [\{\backslash \; ce\; \{H3O\; +\}\}]\; \_\; \{eq\}\; =\; 14\; +\; \backslash \; log\; [\{\backslash \; ce\; \{OH\; -\}\}]\; \_\; \{eq\}\}$

   $pH\; =\; 14\; +\; log\; \; K\; b\; 2\; +\; 4\; K\; b\; C\; -\; K\; b\; 2\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{pH\}\}\; =\; 14+\; \backslash \; log\; \{\backslash \; frac\; \{\{\backslash \; sqrt\; \{K\_\; \{b\}\; ^\; \{2\}\; +\; 4K\_\; \{b\}\; C\}\}\; -\; K\_\; \{b\}\}\; \{2\}\}\}$

   с

   $C\; =\; C\; a\; C\; b\; C\; a\; +\; C\; b\; знак\; равно\; C\; b\; V\; b\; V\; a\; +\; V\; b\; \{\backslash \; displaystyle\; C\; =\; \{\backslash \; frac\; \{C\_\; \{a\}\; C\_\; \{b\}\}\; \{C\_\; \{a\}\; +\; C\_\; \{b\}\}\}\; =\; \{\backslash \; гидроразрыв\; \{C\_\; \{b\}\; V\_\; \{b\}\}\; \{V\_\; \{a\}\; +\; V\_\; \{b\}\}\}\}$

   $K\; b\; =\; K\; w\; K\; a\; \{\backslash \; displaystyle\; K\_\; \{b\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{K\_\; \{w\}\; \}\; \{K\_\; \{a\}\}\}\}$

   Обратите внимание, что когда кислота нейтрализует основание, pH может быть или не быть нейтральным (pH = 7). Значение pH зависит от силы кислоты и основания.
4. После точки эквивалентностираствор будет содержать два основания: сопряженное основание кислоты и сильное основание титранта. Однако основание титранта сильнее, чем основание конъюгата кислоты. Следовательно, pH в этой области контролируется сильным основанием. Таким образом, pH можно найти, используя следующее:

   $pH\; =\; 14\; +\; log\; \; [OH\; -]\; =\; 14\; +\; log\; \; C\; b\; (V\; b\; -\; V\; beq)\; V\; a\; +\; V\; b\; =\; 14\; +\; log\; \; C\; b\; V\; b\; -\; С\; a\; V\; a\; V\; a\; +\; V\; b\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{pH\}\}\; =\; 14+\; \backslash \; log\; [\{\backslash \; ce\; \{OH\; ^\; -\}\}]\; =\; 14+\; \backslash \; log\; \{\backslash \; frac\; \{C\_\; \{b\; \}\; (V\_\; \{b\}\; -V\_\; \{b\}\; экв)\}\; \{V\_\; \{a\}\; +\; V\_\; \{b\}\}\}\; =\; 14+\; \backslash \; log\; \{\backslash \; frac\; \{C\_\; \{b\}\; V\_\; \{b\}\; -C\_\; \{a\}\; V\_\; \{\; a\}\}\; \{V\_\; \{a\}\; +\; V\_\; \{b\}\}\}\}$

   где $V\; beq\; \{\backslash \; displaystyle\; V\_\; \{b\}\; eq\}$- базовый объем, добавляемый до достижения равновесия.

Простая формула

Более точно, одна формула, описывающая титрование слабой кислоты сильным основанием от начала до конца, приведена ниже:

$\varphi \; =\; C\; b\; V\; b\; C\; a\; V\; a\; =\; \alpha \; A\; -\; -\; [H\; +]\; -\; [OH\; -]\; C\; a\; 1\; +\; [H\; +]\; -\; [OH\; -]\; C\; b\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; phi\; =\; \{\backslash \; frac\; \{C\_\; \{b\}\; V\_\; \{b\}\}\; \{C\_\; \{\; a\}\; V\_\; \{a\}\}\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{\backslash \; alpha\; \_\; \{\{\backslash \; ce\; \{A\; ^\; -\}\}\}\; -\; \{\backslash \; frac\; \{\{\backslash \; ce\; \{[H\; +]\; -\; [OH\; ^\; -]\}\}\}\; \{C\_\; \{a\}\}\}\}\; \{1\; +\; \{\backslash \; frac\; \{\{\backslash \; ce\; \{[H\; +]\; -\; [OH\; ^\; -]\}\}\}\; \{C\_\; \{b\}\}\}\}\}\}$

$\alpha \; A\; -\; =\; K\; a\; [H\; +]\; +\; К\; a\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; alpha\; \_\; \{\{\backslash \; ce\; \{A\; ^\; -\}\}\}\; =\; \{\backslash \; frac\; \{K\_\; \{a\}\}\; \{[\{\backslash \; ce\; \{H\; +\}\}]\; +\; K\_\; \{a\}\}\}\}$

где "φ = доля завершения титрования n (φ < 1 is before the equivalence point, φ = 1 is the equivalence point, and φ >1 после точки эквивалентности)

$C\; a,\; C\; b\; \{\backslash \; displaystyle\; C\_\; \{a\},\; C\_\; \{b\}\}$= концентрации кислоты и основания соответственно

$V\; a,\; V\; b\; \{\backslash \; displaystyle\; V\_\; \{a\},\; V\_\; \{b\}\}$= объемы кислоты и основания соответственно

$\alpha \; A\; -\; \{\backslash \; displaystyle\; \backslash \; alpha\; \_\; \{\{\backslash \; ce\; \{A\; ^\; -\}\}\}\}$= доля слабой кислоты, которая ионизируется

$K\; a\; \{\backslash \; displaystyle\; K\_\; \{a\}\}$= константа диссоциации для кислота

$[H\; +],\; [OH\; -]\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{[H\; +],\; [OH\; ^\; -]\}\}\}$= концентрации ионов H и OH соответственно

В процессе титрования создаются растворы с составом от чистой кислоты до чистого основания. Определение pH, связанного с любой стадией процесса титрования, относительно просто для монопротоновых кислот и оснований. Присутствие более чем одной кислотной или основной группы усложняет эти вычисления. Графические методы, такие как эквилиграф, давно используются для учета взаимодействия связанных равновесий. Эти графические методы решения просты в реализации, однако используются нечасто.

• уравнение Хендерсона – Хассельбаха
• График Гран (также известный как гран-титрование или метод Гран)

Wikimedia У Commons есть материалы, относящиеся к кислотно-щелочному титрованию .

• Графический метод решения кислотно-щелочных задач, включая титрование
• Графический и числовой решатель общих кислотно-основных проблем - Программное обеспечение для телефона и планшетов

Простые аналитические формулы для титрования N-протонных кислот. Действительно для любого количества N: 1-монопротонных, 2-дипротических до N = 6 (например, EDTA).