Chemia Liceum Gimnazjum Testy Matura

Powrót

(N) Miareczkowanie - alkacymetria

Tylko alkacymetria - wersja uproszczona dla LO

Alkacymetria wykorzystuje reakcje zobojętniania do wyznaczania stężenia kwasów lub zasad.

Pojęcia dotyczące miareczkowania:
miareczkowanie - wprowadzanie roztworu o znanym stężeniu do roztworu o nieznanym stężeniu niewielkimi porcjami (miareczkami) do momentu, w którym ilość dodawanego odczynnika zrównoważy stechiometrycznie ilość składnika oznaczanego.
titrant - roztwór zawierający reagent o dokładnie znanym stężeniu
analit - roztwór o nieznanym stężeniu (roztwór oznaczany)
punkt równoważności (punkt końcowy) − punkt w którym oznaczany składnik stechiometrycznie przereagował z dodawanym titrantem
punkt końcowy - moment zmiany barwy wskaźnika, powinien być jak najbliżej punktu równoważności, w praktyce jednak tak nie jest
krzywa miareczkowania - graficzny obraz zmian, jakie zachodzą podczas miareczkowania (pH, V titranta)

Przebieg miareczkowania
• Do biurety wlewa się roztwór o znanym stężeniu (roztwór mianowany, titrant).
• Do kolby wlewa się określoną ilość roztworu o nieznanym stężeniu (analit) z dodatkiem wskaźnika (np. fenoloftaleina, błękit bromotymolowy, oranż metylowy).
• Z biurety powoli dodaje się kroplami titrant do analitu. W kolbie stopniowo przereagowuje titrant z analitem.
• Podczas miareczkowania obserwuje się zachowanie wskaźnika. W pewnym momencie po dodaniu kolejnej kropli wskaźnik nagle zmienia barwę. Jest to punkt końcowy miareczkowania. Przerywa się wówczas dodawanie titranta.
• Na podziałce biurety odczytuje się objętość dodanego titranta
• Dokonuje się obliczenia stężenia roztworu w kolbie

Alkalimetria - oznaczanie stężenia kwasu
Titrantem jest mocna zasada: NaOH, KOH, Ba(OH)2
Analitem jest kwas

Acydymetria - oznaczanie stężenia zasady
Titrantem jest mocny kwas: HCl, HNO3, HClO4
Analitem jest zasada

Przykład miareczkowania kwasu solnego za pomocą 0,1-molowego roztworu NaOH
Titrant: roztwór NaOH, c=0,1mol/dm3
Analit: roztwór HCl,  c=0,1mol/dm3, V=10cm3

Równanie reakcji zachodzącej podczas miareczkowania:
HCl + NaOH → NaCl + H2O

• Początkowe pH miareczkowanego roztworu wynosi 1, ponieważ stężenie jonów H+ jest równe stężeniu HCl.
• W miarę dodawania kropli NaOH stężenie jonów H+ maleje, gdyż łączą się one z jonami OH . Bardzo powoli rośnie pH.
• Roztwór dochodzi do pH=2. W tym punkcie stężenie H+ zmniejszyło się już 10-krotnie i wynosi c=0,01mol/dm3. Na biurecie można odczytać, że zeszło już 9ml roztworu NaOH.
• Teraz pH roztworu zmienia się już szybciej. Przy pH=3 na biurecie odczytuje się 9,9ml roztworu NaOH.
•  Przy pH=4 a na biurecie odczytuje się 9,99ml roztworu NaOH
• Dodanie już tylko 0,01ml roztworu NaOH powoduje całkowite zobojętnienie kwasu i zmianę barwy fenoloftaleiny na malinową i gwałtowny skok pH w okolice 4-12. Dlaczego nie do pH=7? Od pH=4 do pH=7 brakuje tylko 0,01ml NaOH, a objętość 1 kropli to ok.0,05ml - jest więc niemożliwe dokładne dodanie tylko 0,01ml. W tym punkcie jedna mała kropla może zmienić pH o ok. 6 jednostek.
• Koniec miareczkowania i odczytanie z biurety ilości NaOH: 10ml.

Przebieg miareczkowania przedstawia się na wykresach. Poglądowe krzywe miareczkowania w układzie mocy kwas-mocna zasada:
miareczkowanie kwasu zasadą

Poglądowe krzywe miareczkowania słabych kwasów i słabych zasad
miareczkowanie słabego kwasu miareczkowanie słabej zasady

Miareczkowanie słabego kwasu mocną zasadą.
Miareczkowania rozpoczyna się przy pH wyższym niż u mocnych kwasów, ponieważ kwasy słabe są słabiej zdysocjowane.

Do słabego kwasu dodaje się mocnej zasady:
CH3COOH + OH ⇄ CH3COO + H2O

W punkcie równoważnikowym powstaje octan sodu, czyli sól słabego kwasu i mocnej zasady i następuje hydroliza:
CH3COO + H2O ⇄ CH3COOH + OH
Na skutek tego punkt równoważnikowy ma pH>7.

Miareczkowanie słabej zasady mocnym kwasem.
Miareczkowania rozpoczyna się przy pH niższym niż u mocnych zasad, ponieważ zasady słabe są słabiej zdysocjowane.

Do słabej zasady dodaje sie mocnego kwasu:
NH3·H2O + H+ ⇄ NH4+ + H2O

W punkcie równoważnikowym powstaje chlorek amonu, czyli sól słabej zasady i mocnego kwasu i następuje hydroliza:
NH4+ + H2O ⇄ NH3·H2O + H+
Na skutek tego punkt równoważnikowy ma pH<7.

Przekaż darowiznę
Załóż konto | Zaloguj się

Copyright 2011-2019Chem24.pl Ta strona internetowa wykorzystuje pliki cookies. Możesz określić metody zapisywania oraz dostępu do cookies w swojej przeglądarce internetowej lub w konfiguracji usługi.