Miareczkowanie kwasowo-zasadowe — procedura, obliczenia i wskaźniki

Miareczkowanie kwasowo-zasadowe to metoda wyznaczania nieznanego stężenia kwasu lub zasady przez reakcję z roztworem wzorcowym o znanym stężeniu. Dodajesz roztwór wzorcowy, aż reakcja osiągnie punkt równoważnikowy, w którym kwas i zasada przereagowały dokładnie w stosunku molowym wynikającym z równania stechiometrycznego.

W typowym układzie laboratoryjnym odmierzysz próbkę, dodajesz titrant z biurety, obserwujesz punkt końcowy i używasz objętości titranta do obliczenia nieznanego stężenia. Jeśli reakcja ma stosunek $1{:}1$, działa skrót $C_aV_a = C_bV_b$. Jeśli nie jest to $1{:}1$, najpierw trzeba skorzystać z równania stechiometrycznego.

Dlaczego miareczkowanie kwasowo-zasadowe działa

Ta metoda działa, ponieważ reakcja zobojętniania podlega stechiometrii. W punkcie równoważnikowym ilości reagujących substancji nie są tylko „zbliżone”. Odpowiadają równaniu stechiometrycznemu.

To rozróżnienie ma znaczenie. HCl i NaOH reagują w stosunku $1{:}1$, ale kwas siarkowy(VI) i wodorotlenek sodu reagują w stosunku $1{:}2$:

$$\mathrm{H_2SO_4} + 2\mathrm{NaOH} \rightarrow \mathrm{Na_2SO_4} + 2\mathrm{H_2O}$$

Sama objętość nigdy więc nie wystarcza. Potrzebny jest też stosunek molowy z równania.

Procedura miareczkowania kwasowo-zasadowego krok po kroku

Standardowe miareczkowanie szkolne lub laboratoryjne zwykle przebiega według tych kroków:

1. Przepłucz biuretę i napełnij ją roztworem wzorcowym.
2. Odmierz pipetą znaną objętość roztworu o nieznanym stężeniu do kolby.
3. Dodaj kilka kropli odpowiedniego wskaźnika albo użyj sondy pH.
4. Dodawaj titrant, mieszając kolbą, a w pobliżu punktu końcowego przejdź na dodawanie kroplami.
5. Zanotuj odczyt z biurety, gdy pojawi się punkt końcowy.
6. Powtarzaj, aż uzyskasz zgodne wyniki miareczkowania.

Punkt końcowy to widoczny sygnał, na przykład zmiana barwy. Punkt równoważnikowy to punkt stechiometryczny wynikający z chemii reakcji. W zadaniach podręcznikowych często traktuje się je jak to samo, ale w rzeczywistej pracy laboratoryjnej są tylko do siebie zbliżone.

Wzór i obliczenia w miareczkowaniu kwasowo-zasadowym

Najbezpieczniej zacząć od liczby moli i równania stechiometrycznego:

$$\frac{n_{\text{acid}}}{a} = \frac{n_{\text{base}}}{b}$$

gdzie $a$ i $b$ są współczynnikami stechiometrycznymi z równania reakcji.

Ponieważ $n = CV$, otrzymujemy:

$$\frac{C_{\text{acid}}V_{\text{acid}}}{a} = \frac{C_{\text{base}}V_{\text{base}}}{b}$$

To jest ogólna zależność dla miareczkowania kwasowo-zasadowego.

Skrót

$$C_aV_a = C_bV_b$$

działa tylko wtedy, gdy reakcja ma stosunek $1{:}1$.

Przykład obliczeniowy: wyznaczanie nieznanego stężenia HCl

Załóżmy, że $25.0\ \mathrm{mL}$ kwasu chlorowodorowego miareczkuje się roztworem wodorotlenku sodu o stężeniu $0.100\ \mathrm{mol/L}$. Punkt końcowy zostaje osiągnięty po dodaniu $18.4\ \mathrm{mL}$ NaOH. Oblicz stężenie HCl.

Najpierw zapisz reakcję:

$$\mathrm{HCl} + \mathrm{NaOH} \rightarrow \mathrm{NaCl} + \mathrm{H_2O}$$

Jest to reakcja $1{:}1$, więc w punkcie równoważnikowym liczba moli HCl i NaOH jest taka sama.

Oblicz liczbę moli dodanego NaOH:

$$n(\mathrm{NaOH}) = CV = 0.100 \times 0.0184 = 0.00184\ \mathrm{mol}$$

Zatem próbka HCl również zawierała:

$$n(\mathrm{HCl}) = 0.00184\ \mathrm{mol}$$

Teraz podziel przez objętość kwasu wyrażoną w litrach:

$$C(\mathrm{HCl}) = \frac{0.00184}{0.0250} = 0.0736\ \mathrm{mol/L}$$

A więc stężenie kwasu wynosi:

$$0.0736\ \mathrm{mol/L}$$

Ten przykład pokazuje logikę większości zadań z miareczkowania: znane stężenie i zmierzona objętość dają liczbę moli, a liczba moli pozwala wyznaczyć nieznane stężenie.

Jak dobrać właściwy wskaźnik

Wskaźnik powinien zmieniać barwę w stromym fragmencie krzywej miareczkowania. Jeśli jego zakres zmiany barwy leży daleko od gwałtownej zmiany pH, może zasygnalizować punkt końcowy zbyt wcześnie albo zbyt późno.

W miareczkowaniu mocnego kwasu mocną zasadą może działać kilka popularnych wskaźników, ponieważ skok pH w pobliżu punktu równoważnikowego jest duży. W miareczkowaniu słabego kwasu mocną zasadą zwykle lepiej nadaje się wskaźnik o zakresie przejścia po stronie zasadowej, ponieważ punkt równoważnikowy w rozcieńczonym roztworze wodnym zazwyczaj leży powyżej $7$. W miareczkowaniu mocnego kwasu słabą zasadą lepszym wyborem bywa wskaźnik zmieniający barwę w zakresie kwaśnym.

Praktyczna zasada jest prosta: dobieraj wskaźnik do krzywej miareczkowania, a nie tylko do nazw odczynników.

Typowe błędy w miareczkowaniu kwasowo-zasadowym

Automatyczne używanie $C_aV_a = C_bV_b$

Ten skrót jest poprawny tylko dla reakcji $1{:}1$. Jeśli współczynniki są różne, najpierw użyj równania stechiometrycznego.

Mylenie punktu końcowego z punktem równoważnikowym

Punkt końcowy to to, co obserwujesz. Punkt równoważnikowy wynika ze stechiometrii. Powinny być blisko siebie, ale z definicji nie są tym samym.

Przekroczenie punktu końcowego

Większość potrzebnej objętości można bezpiecznie dodać przed ostatnimi kilkoma kroplami. W pobliżu punktu końcowego jedna dodatkowa kropla może mieć znaczenie.

Mieszanie jednostek objętości

Jeśli obliczasz liczbę moli ze wzoru $n = CV$, używaj stężenia w $\mathrm{mol/L}$ i objętości w $\mathrm{L}$. Jeśli korzystasz z postaci ilorazowej po obu stronach, jednostki objętości nadal muszą być zgodne.

Kiedy stosuje się miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Miareczkowanie kwasowo-zasadowe stosuje się do wyznaczania nieznanych stężeń, mianowania roztworów i sprawdzania stężenia próbki. Zamienia też ideę zobojętniania w mierzalną metodę laboratoryjną.

Jest najbardziej użyteczne wtedy, gdy reakcja zobojętniania jest dobrze określona, a punkt końcowy można wyraźnie wykryć.

Spróbuj podobnego zadania

Zmień przykład obliczeniowy tak, aby objętość NaOH wynosiła $22.0\ \mathrm{mL}$ zamiast $18.4\ \mathrm{mL}$, a następnie rozwiąż go ponownie. Potem spróbuj przypadku innego niż $1{:}1$, na przykład $\mathrm{H_2SO_4}$ z NaOH, i zauważ, że sposób ułożenia obliczeń zmienia się wcześniej niż sama arytmetyka.