Calcule de titrare: de la volumul citit pe biuretă la cantitatea de analit

Cele trei numere de care are nevoie orice calcul de titrare

Într-o titrare, o soluție de concentrație cunoscută (titrantul) este adăugată dintr-o biuretă la substanța de determinat (analitul) până când reacția dintre ele este completă. Orice calcul folosește trei informații: concentrația titrantului, volumul de titrant adăugat și raportul molar din ecuația echilibrată.

Drumul este întotdeauna același. Convertește volumul de titrant în litri și înmulțește-l cu concentrația lui pentru a obține molii de titrant, n = c × V. Folosește raportul molar pentru a converti în moli de analit. Apoi convertește în ce cere întrebarea: o concentrație, o masă sau un procent dintr-o probă.

Punctul de echivalență este punctul în care titrantul adăugat corespunde exact analitului în raportul stoichiometric. Punctul final este ceea ce observi efectiv, de exemplu schimbarea culorii unui indicator. O metodă bună le face să coincidă aproape, iar mica diferență dintre ele se numește eroare de titrare.

Standardizarea hidroxidului de sodiu cu ftalat acid de potasiu

Nu poți prepara o soluție exactă de hidroxid de sodiu cântărind solidul. Granulele de NaOH absorb apă și dioxid de carbon din aer, deci masa lor nu este în întregime NaOH. În schimb, o soluție preparată aproximativ este standardizată: titrată față de un standard primar, o substanță suficient de pură și de stabilă pentru a fi cântărită direct.

Ftalatul acid de potasiu, KHC₈H₄O₄ (numit adesea KHP), este o alegere obișnuită. Este un solid stabil, nehigroscopic, cu un singur hidrogen acid, iar NIST certifică un sortiment al lui ca standard primar acidimetric (SRM 84L). Masa lui molară mare înseamnă, de asemenea, că o probă tipică cântărește aproximativ o jumătate de gram, deci eroarea relativă de cântărire este mică.

Exemplu rezolvat 1. O probă de 0.5106 g de KHP necesită 24.68 mL de soluție de NaOH pentru a atinge punctul final cu fenolftaleină. Reacția este 1:1: KHC₈H₄O₄(aq) + NaOH(aq) → KNaC₈H₄O₄(aq) + H₂O(l). Folosind masele atomice standard 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, care este egal cu n(NaOH). c(NaOH) = 2.500 × 10⁻³ mol ÷ 0.02468 L = 0.1013 mol/L, raportat cu patru cifre semnificative deoarece atât masa, cât și volumul au câte patru.

Acizii diprotici schimbă raportul molar

Acidul sulfuric cedează hidroxidului doi protoni per moleculă: H₂SO₄(aq) + 2 NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + 2 H₂O(l). Fiecare mol de acid consumă deci doi moli de bază, iar raportul molar trebuie să provină din această ecuație, nu din obiceiul de a trata titrările ca 1:1.

Exemplu rezolvat 2. O probă de 25.00 mL de acid sulfuric este titrată cu NaOH 0.1013 mol/L din exemplul 1, iar punctul final apare la 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. Folosirea din greșeală a unui raport 1:1 ar da 0.07476 mol/L, exact dublul valorii reale.

Acizii poliprotici mai slabi cer mai multă atenție. La acidul fosforic, protonii se desprind în etape clar separate, deci raportul depinde de punctul de echivalență pe care îl detectează indicatorul tău. Precizează acel punct final înainte de a alege raportul molar.

Titrări redox: permanganat și fier(II)

Titrările nu se limitează la acizi și baze. În soluție acidă, permanganatul oxidează fierul(II): MnO₄⁻(aq) + 5 Fe²⁺(aq) + 8 H⁺(aq) → Mn²⁺(aq) + 5 Fe³⁺(aq) + 4 H₂O(l). Manganul trece de la +7 la +2, câștigând cinci electroni, în timp ce fiecare atom de fier pierde unul, deci un ion permanganat reacționează cu cinci ioni de fier(II).

Permanganatul își este propriul indicator. Ionul MnO₄⁻ este intens violet, iar Mn²⁺ este aproape incolor, așa că prima picătură în exces colorează vasul într-un roz pal persistent. Permanganatul de potasiu nu este un standard primar, iar soluțiile lui se descompun lent, așa că sunt standardizate înainte de folosire, de obicei față de oxalat de sodiu.

Exemplu rezolvat 3. O probă de minereu de fier de 1.2084 g este dizolvată, iar tot fierul din ea este redus la Fe²⁺. Titrarea necesită 26.34 mL de KMnO₄ 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. Folosind Fe 55.845 g/mol, masa fierului este 0.1581 g, iar minereul conține 0.1581 g ÷ 1.2084 g × 100 = 13.09 la sută fier în masă.

Titrări inverse pentru solidele care reacționează lent

Unele probe nu se dizolvă sau nu reacționează suficient de repede pentru o titrare directă. Carbonatul de calciu dintr-o tabletă antiacidă este un exemplu: reacționează cu acidul, dar este un solid, iar reacția eliberează dioxid de carbon, ceea ce face greu de observat un punct final net. Într-o titrare inversă adaugi un exces măsurat dintr-un reactiv, lași reacția să se încheie și apoi titrezi ce a rămas.

Exemplu rezolvat 4. O porție de 0.5000 g dintr-o tabletă antiacidă mărunțită este tratată cu 50.00 mL de HCl 0.2000 mol/L, mai mult decât suficient pentru a reacționa cu tot CaCO₃: CaCO₃(s) + 2 HCl(aq) → CaCl₂(aq) + H₂O(l) + CO₂(g). După ce soluția este fiartă pentru a elimina CO₂, acidul rămas necesită 21.38 mL de NaOH 0.1000 mol/L. HCl adăugat: 0.2000 × 0.05000 = 1.000 × 10⁻² mol. HCl rămas, egal cu NaOH folosit: 0.1000 × 0.02138 = 2.138 × 10⁻³ mol. HCl consumat de tabletă: 1.000 × 10⁻² − 2.138 × 10⁻³ = 7.862 × 10⁻³ mol.

Carbonatul reacționează cu acidul în raport 1:2, deci n(CaCO₃) = 7.862 × 10⁻³ ÷ 2 = 3.931 × 10⁻³ mol. Cu M(CaCO₃) = 100.09 g/mol, masa este 0.3935 g (0.39345 g înainte de rotunjire), adică 78.69 la sută din porția de 0.5000 g. Scăderea este pasul omis cel mai des. Fără ea, ai calcula acidul rămas în vas, nu acidul folosit de tabletă.

Alegerea indicatorului și tehnica de lucru cu biureta

Un indicator își schimbă culoarea într-un interval de aproximativ pKa ± 1, așa că alege unul al cărui interval cade pe porțiunea abruptă a curbei de titrare. Pentru un acid tare titrat cu o bază tare la aproximativ 0.1 mol/L, punctul de echivalență este la pH 7.00, iar pH-ul sare cu mai multe unități la una sau două picături, deci mai mulți indicatori obișnuiți dau un punct final net, printre ei și fenolftaleina. Pentru un acid slab titrat cu o bază tare, punctul de echivalență este bazic: OpenStax calculează pH 8.72 pentru acid acetic 0.100 mol/L titrat cu NaOH 0.100 mol/L. Fenolftaleina, care devine roz peste aproximativ pH 8.3, se potrivește în acest caz. Metiloranjul (Ka = 4.0 × 10⁻⁴ în OpenStax, deci pKa ≈ 3.4) și-ar schimba culoarea mult prea devreme.

O biuretă de 50 mL se citește la 0.01 mL, iar fiecare volum adăugat este diferența dintre două citiri. O incertitudine de aproximativ ±0.02 mL reprezintă 0.08 la sută dintr-un volum de 25 mL, dar 0.4 la sută dintr-unul de 5 mL. De aceea metodele sunt concepute astfel încât volumul de titrant să cadă la mijlocul domeniului biuretei.

• Clătește biureta cu câțiva mililitri de titrant înainte de a o umple, ca apa rămasă să nu-l dilueze.
• Elimină bula de aer din vârf înainte de prima citire.
• Citește partea de jos a meniscului la nivelul ochilor și notează ambele citiri, nu doar diferența.
• Fă mai întâi o titrare orientativă, apoi repetă până când două titrări atente concordă îndeaproape.

Erori de calcul la titrare și verificarea lor

Majoritatea răspunsurilor greșite provin din raportul molar sau din unități, nu din chimie. Înainte de a calcula, scrie ecuația echilibrată și încercuiește coeficienții titrantului și ai analitului.

• Folosirea lui C₁V₁ = C₂V₂ pentru o titrare. Această scurtătură este pentru diluare și presupune un raport 1:1, ceea ce nu funcționează pentru H₂SO₄, Ba(OH)₂ și MnO₄⁻/Fe²⁺.
• Lăsarea volumelor în mililitri când concentrațiile sunt în mol/L. Convertește în litri sau folosește consecvent milimoli.
• Uitarea scăderii într-o titrare inversă.
• Folosirea masei molare a speciei greșite, de exemplu NaOH în loc de KHP la o standardizare.
• Raportarea mai multor cifre semnificative decât permit biureta și balanța. Patru este valoarea tipică pentru o lucrare volumetrică atentă.
• Presupunerea că soluția este neutră la orice punct de echivalență. Acest lucru este valabil doar pentru un acid tare cu o bază tare.