Пресметки при титрација: од волуменот на биретата до количеството на аналитот

Трите броја што ѝ требаат на секоја пресметка при титрација

При титрација, раствор со позната концентрација (титрантот) се додава од бирета кон супстанцијата што се мери (аналитот) додека реакцијата меѓу нив не заврши. Секоја пресметка користи три податоци: концентрацијата на титрантот, испуштениот волумен на титрантот и молскиот однос од изедначената равенка.

Патот е секогаш ист. Претворете го волуменот на титрантот во литри и помножете го со неговата концентрација за да добиете молови титрант, n = c × V. Користете го молскиот однос за претворање во молови аналит. Потоа претворете во она што го бара прашањето: концентрација, маса или процент од примерокот.

Точката на еквиваленција е точката во која додадениот титрант точно одговара на аналитот во стехиометрискиот однос. Крајната точка е она што всушност го набљудувате, како промена на бојата на индикаторот. Добриот метод ги прави двете речиси да се совпаѓаат, а малата разлика меѓу нив се нарекува грешка на титрацијата.

Стандардизирање на натриум хидроксид со калиум хидрогенфталат

Не можете да направите точен раствор на натриум хидроксид со мерење на цврстата супстанција. Гранулите NaOH апсорбираат вода и јаглерод диоксид од воздухот, па нивната маса не е целата NaOH. Наместо тоа, грубо подготвениот раствор се стандардизира: се титрира со примарен стандард, супстанција доволно чиста и стабилна за директно мерење.

Калиум хидрогенфталатот, KHC₈H₄O₄ (често наречен KHP), е чест избор. Тој е стабилна, нехигроскопна цврста супстанција со еден кисел водород, а NIST сертифицира еден негов квалитет како ацидиметриски примарен стандард (SRM 84L). Неговата голема моларна маса значи и дека типичен примерок тежи околу половина грам, па релативната грешка при мерењето е мала.

Решен пример 1. За примерок од 0.5106 g KHP се потребни 24.68 mL раствор на NaOH за да се стигне до крајната точка со фенолфталеин. Реакцијата е 1:1: KHC₈H₄O₄(aq) + NaOH(aq) → KNaC₈H₄O₄(aq) + H₂O(l). Со стандардните атомски тежини на IUPAC (K 39.098, C 12.011, H 1.008, O 15.999), M(KHP) = 204.22 g/mol. n(KHP) = 0.5106 g ÷ 204.22 g/mol = 2.500 × 10⁻³ mol, што е еднакво на n(NaOH). c(NaOH) = 2.500 × 10⁻³ mol ÷ 0.02468 L = 0.1013 mol/L, наведено со четири значајни цифри бидејќи масата и волуменот имаат по четири.

Двопротонските киселини го менуваат молскиот однос

Сулфурната киселина отпушта по два протона по молекула на хидроксидот: H₂SO₄(aq) + 2 NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + 2 H₂O(l). Затоа секој мол киселина троши два мола база, а молскиот однос мора да доаѓа од оваа равенка, а не од навиката титрациите да се третираат како 1:1.

Решен пример 2. Примерок од 25.00 mL сулфурна киселина се титрира со NaOH од 0.1013 mol/L од примерот 1, а крајната точка се постигнува на 18.45 mL. n(NaOH) = 0.1013 mol/L × 0.01845 L = 1.869 × 10⁻³ mol. n(H₂SO₄) = 1.869 × 10⁻³ mol ÷ 2 = 9.345 × 10⁻⁴ mol. c(H₂SO₄) = 9.345 × 10⁻⁴ mol ÷ 0.02500 L = 0.03738 mol/L. Користењето на однос 1:1 по грешка би дало 0.07476 mol/L, точно двојно повеќе од вистинската вредност.

Послабите повеќепротонски киселини бараат повеќе внимание. Кај фосфорната киселина, протоните се одделуваат во јасно одвоени чекори, па односот зависи од тоа која точка на еквиваленција ја детектира вашиот индикатор. Наведете ја таа крајна точка пред да го изберете молскиот однос.

Редокс-титрации: перманганат и железо(II)

Титрациите не се ограничени на киселини и бази. Во кисел раствор, перманганатот го оксидира железото(II): MnO₄⁻(aq) + 5 Fe²⁺(aq) + 8 H⁺(aq) → Mn²⁺(aq) + 5 Fe³⁺(aq) + 4 H₂O(l). Манганот оди од +7 на +2, примајќи пет електрони, додека секое железо губи по еден, па еден перманганатен јон реагира со пет јони на железо(II).

Перманганатот служи како сопствен индикатор. Јонот MnO₄⁻ е интензивно виолетов, а Mn²⁺ е речиси безбоен, па првата вишок капка ја обојува колбата во постојана бледо розова боја. Калиум перманганатот не е примарен стандард, а неговите раствори полека се распаѓаат, па се стандардизираат пред употреба, најчесто со натриум оксалат.

Решен пример 3. Примерок од 1.2084 g железна руда се раствора и целото негово железо се редуцира до Fe²⁺. За титрацијата се потребни 26.34 mL KMnO₄ од 0.02150 mol/L. n(MnO₄⁻) = 0.02150 mol/L × 0.02634 L = 5.663 × 10⁻⁴ mol. n(Fe²⁺) = 5 × 5.663 × 10⁻⁴ mol = 2.832 × 10⁻³ mol. Со Fe 55.845 g/mol, масата на железото е 0.1581 g, а рудата содржи 0.1581 g ÷ 1.2084 g × 100 = 13.09 масени проценти железо.

Повратни титрации за цврсти супстанции што реагираат бавно

Некои примероци не се раствораат или не реагираат доволно брзо за директна титрација. Калциум карбонатот во таблета антацид е пример: тој реагира со киселина, но е цврста супстанција, а реакцијата ослободува јаглерод диоксид, што ја отежнува видливоста на остра крајна точка. При повратна титрација додавате измерен вишок од еден реагенс, ја оставате реакцијата да заврши, а потоа го титрирате она што преостанало.

Решен пример 4. Дел од 0.5000 g од здробена таблета антацид се третира со 50.00 mL HCl од 0.2000 mol/L, повеќе од доволно за да реагира со целиот нејзин CaCO₃: CaCO₃(s) + 2 HCl(aq) → CaCl₂(aq) + H₂O(l) + CO₂(g). Откако растворот ќе се зоврие за да се отстрани CO₂, за преостанатата киселина се потребни 21.38 mL NaOH од 0.1000 mol/L. Додадена HCl: 0.2000 × 0.05000 = 1.000 × 10⁻² mol. Преостаната HCl, еднаква на потрошениот NaOH: 0.1000 × 0.02138 = 2.138 × 10⁻³ mol. HCl потрошена од таблетата: 1.000 × 10⁻² − 2.138 × 10⁻³ = 7.862 × 10⁻³ mol.

Карбонатот реагира со киселината во однос 1:2, па n(CaCO₃) = 7.862 × 10⁻³ ÷ 2 = 3.931 × 10⁻³ mol. Со M(CaCO₃) = 100.09 g/mol, масата е 0.3935 g (0.39345 g пред заокружувањето), што е 78.69 проценти од делот од 0.5000 g. Одземањето е чекорот што најчесто се прескокнува. Без него, би ја пресметувале киселината преостаната во колбата, а не киселината што ја потрошила таблетата.

Избор на индикатор и техника со биретата

Индикаторот ја менува бојата во опсег од приближно неговиот pKa ± 1, па изберете индикатор чиј опсег паѓа на стрмниот дел од титрационата крива. За силна киселина со силна база при околу 0.1 mol/L, точката на еквиваленција е на pH 7.00, а pH скока за неколку единици во рамките на една или две капки, па неколку вообичаени индикатори даваат остра крајна точка, меѓу нив и фенолфталеинот. За слаба киселина со силна база, точката на еквиваленција е базна: OpenStax пресметува pH 8.72 за оцетна киселина од 0.100 mol/L титрирана со NaOH од 0.100 mol/L. Фенолфталеинот, кој станува розов над околу pH 8.3, одговара за тој случај. Метил оранжот (Ka = 4.0 × 10⁻⁴ во OpenStax, значи pKa ≈ 3.4) би ја сменил бојата многу прерано.

Бирета од 50 mL се отчитува до 0.01 mL, а секој испуштен волумен е разлика на две отчитувања. Неопределеност од околу ±0.02 mL е 0.08 проценти од испуштени 25 mL, но 0.4 проценти од 5 mL. Затоа методите се дизајнираат така што волуменот на титрантот паѓа во средината на опсегот на биретата.

• Исплакнете ја биретата со неколку милилитри титрант пред да ја наполните, за преостанатата вода да не го разреди.
• Отстранете го воздушниот меур од врвот пред првото отчитување.
• Отчитувајте го дното на менискусот во висина на очите и запишувајте ги двете отчитувања, а не само разликата.
• Прво направете груба титрација, а потоа повторувајте додека две внимателни титрации не се согласат тесно.

Аритметички грешки при титрација и нивните проверки

Повеќето погрешни одговори доаѓаат од молскиот однос или од единиците, а не од хемијата. Пред да пресметувате, запишете ја изедначената равенка и заокружете ги коефициентите на титрантот и на аналитот.

• Користење на C₁V₁ = C₂V₂ за титрација. Таа кратенка е за разредување и претпоставува однос 1:1, што не важи за H₂SO₄, Ba(OH)₂ и MnO₄⁻/Fe²⁺.
• Оставање на волумените во милилитри додека концентрациите се во mol/L. Претворете во литри или доследно користете милимолови.
• Заборавање на одземањето при повратна титрација.
• Користење на формулската маса на погрешна честичка, како NaOH наместо KHP при стандардизација.
• Наведување повеќе значајни цифри отколку што дозволуваат биретата и вагата. Четири е типично за внимателна волуметриска работа.
• Претпоставка дека растворот е неутрален во секоја точка на еквиваленција. Тоа важи само за силна киселина со силна база.