Llogaritjet e titrimit: nga një vëllim në buretë te sasia e analitit

Tre numrat që i duhen çdo llogaritjeje titrimi

Në një titrim, një tretësirë me përqendrim të njohur (titranti) shtohet nga një buretë te substanca që matet (analiti) derisa reaksioni midis tyre të jetë i plotë. Çdo llogaritje përdor tri të dhëna: përqendrimin e titrantit, vëllimin e titrantit të dhënë dhe raportin molar nga ekuacioni i barazuar.

Rruga është gjithmonë e njëjta. Shndërroje vëllimin e titrantit në litra dhe shumëzoje me përqendrimin e tij për të marrë molet e titrantit, n = c × V. Përdor raportin molar për t'i shndërruar në mole analiti. Pastaj shndërroji në atë që kërkon pyetja: një përqendrim, një masë ose një përqindje të një mostre.

Pika e ekuivalencës është pika ku titranti i shtuar përputhet saktësisht me analitin në raportin stekiometrik. Pika përfundimtare është ajo që vëzhgon në të vërtetë, si ndryshimi i ngjyrës së një indikatori. Një metodë e mirë i bën të dyja të përkojnë pothuajse, dhe diferenca e vogël midis tyre quhet gabimi i titrimit.

Standardizimi i hidroksidit të natriumit me hidrogjenftalat kaliumi

Nuk mund të përgatisësh një tretësirë të saktë hidroksidi natriumi duke peshuar trupin e ngurtë. Kokrrizat e NaOH thithin ujë dhe dioksid karboni nga ajri, ndaj masa e tyre nuk është e gjitha NaOH. Në vend të kësaj, një tretësirë e përgatitur përafërsisht standardizohet: titrohet kundrejt një standardi primar, një substance mjaft të pastër dhe të qëndrueshme për t'u peshuar drejtpërdrejt.

Hidrogjenftalati i kaliumit, KHC₈H₄O₄ (shpesh i quajtur KHP), është zgjedhje e zakonshme. Ai është trup i ngurtë i qëndrueshëm, jo higroskopik, me një hidrogjen acid, dhe NIST certifikon një cilësi të tij si standard primar acidimetrik (SRM 84L). Masa e tij e madhe molare do të thotë gjithashtu se një mostër tipike peshon rreth gjysmë grami, ndaj gabimi relativ i peshimit është i vogël.

Shembull i zgjidhur 1. Një mostër KHP prej 0.5106 g kërkon 24.68 mL tretësirë NaOH për të arritur pikën përfundimtare me fenolftaleinë. Reaksioni është 1:1: KHC₈H₄O₄(aq) + NaOH(aq) → KNaC₈H₄O₄(aq) + H₂O(l). Me peshat atomike standarde të IUPAC-ut (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, që është e barabartë me n(NaOH). c(NaOH) = 2.500 × 10⁻³ mol ÷ 0.02468 L = 0.1013 mol/L, e raportuar me katër shifra domethënëse sepse masa dhe vëllimi kanë secili katër.

Acidet diprotike e ndryshojnë raportin molar

Acidi sulfurik i jep hidroksidit dy protone për molekulë: H₂SO₄(aq) + 2 NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + 2 H₂O(l). Çdo mol acid harxhon prandaj dy mole bazë, dhe raporti molar duhet të vijë nga ky ekuacion, jo nga zakoni për t'i trajtuar titrimet si 1:1.

Shembull i zgjidhur 2. Një mostër 25.00 mL acid sulfurik titrohet me NaOH 0.1013 mol/L nga shembulli 1 dhe pika përfundimtare arrihet në 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. Përdorimi gabimisht i një raporti 1:1 do të jepte 0.07476 mol/L, saktësisht dyfishin e vlerës së vërtetë.

Acidet poliprotike më të dobëta kërkojnë më shumë kujdes. Te acidi fosforik, protonet largohen në hapa qartësisht të ndarë, ndaj raporti varet nga cila pikë ekuivalence zbulon indikatori yt. Përcakto atë pikë përfundimtare para se të zgjedhësh raportin molar.

Titrimet redoks: permanganati dhe hekuri(II)

Titrimet nuk kufizohen te acidet dhe bazat. Në tretësirë acide, permanganati oksidon hekurin(II): MnO₄⁻(aq) + 5 Fe²⁺(aq) + 8 H⁺(aq) → Mn²⁺(aq) + 5 Fe³⁺(aq) + 4 H₂O(l). Mangani kalon nga +7 në +2, duke fituar pesë elektrone, ndërsa çdo hekur humb një, ndaj një jon permanganat reagon me pesë jone hekuri(II).

Permanganati vepron si indikatori i vetvetes. Joni MnO₄⁻ është vjollcë e thellë dhe Mn²⁺ është pothuajse i pangjyrë, ndaj pika e parë e tepërt e kthen balonën në një ngjyrë rozë të zbehtë të qëndrueshme. Permanganati i kaliumit nuk është standard primar dhe tretësirat e tij zbërthehen ngadalë, ndaj standardizohen para përdorimit, zakonisht kundrejt oksalatit të natriumit.

Shembull i zgjidhur 3. Një mostër minerali hekuri prej 1.2084 g tretet dhe i gjithë hekuri i saj reduktohet në Fe²⁺. Titrimi kërkon 26.34 mL 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. Me Fe 55.845 g/mol, masa e hekurit është 0.1581 g, dhe minerali përmban 0.1581 g ÷ 1.2084 g × 100 = 13.09 përqind hekur në masë.

Titrimet e kthyera për trupa të ngurtë që reagojnë ngadalë

Disa mostra nuk treten ose nuk reagojnë mjaft shpejt për një titrim të drejtpërdrejtë. Karbonati i kalciumit në një tabletë antiacide është shembull: ai reagon me acidin, por është trup i ngurtë dhe reaksioni çliron dioksid karboni, çka e bën të vështirë dallimin e një pike përfundimtare të mprehtë. Në një titrim të kthyer shton një tepricë të matur të një reagjenti, e lë reaksionin të përfundojë dhe pastaj titron atë që ka mbetur.

Shembull i zgjidhur 4. Një pjesë prej 0.5000 g e një tablete antiacide të shtypur trajtohet me 50.00 mL HCl 0.2000 mol/L, më shumë se sa duhet për të reaguar me gjithë CaCO₃ e saj: CaCO₃(s) + 2 HCl(aq) → CaCl₂(aq) + H₂O(l) + CO₂(g). Pasi tretësira zihet për të larguar CO₂, acidi i mbetur kërkon 21.38 mL NaOH 0.1000 mol/L. HCl i shtuar: 0.2000 × 0.05000 = 1.000 × 10⁻² mol. HCl i mbetur, i barabartë me NaOH të përdorur: 0.1000 × 0.02138 = 2.138 × 10⁻³ mol. HCl i harxhuar nga tableta: 1.000 × 10⁻² − 2.138 × 10⁻³ = 7.862 × 10⁻³ mol.

Karbonati reagon 1:2 me acidin, ndaj n(CaCO₃) = 7.862 × 10⁻³ ÷ 2 = 3.931 × 10⁻³ mol. Me M(CaCO₃) = 100.09 g/mol, masa është 0.3935 g (0.39345 g para rrumbullakimit), që është 78.69 përqind e pjesës prej 0.5000 g. Zbritja është hapi që anashkalohet më shpesh. Pa të, do të llogaritje acidin e mbetur në balonë, jo acidin që përdori tableta.

Zgjedhja e indikatorit dhe teknika e buretës

Një indikator e ndryshon ngjyrën në një interval afërsisht pKa ± 1 të tij, ndaj zgjidh një, intervali i të cilit bie në pjesën e pjerrët të kurbës së titrimit. Për një acid të fortë me një bazë të fortë në rreth 0.1 mol/L, pika e ekuivalencës është në pH 7.00 dhe pH-ja kërcen disa njësi brenda një ose dy pikave, ndaj disa indikatorë të zakonshëm japin një pikë përfundimtare të mprehtë, mes tyre fenolftaleina. Për një acid të dobët me një bazë të fortë, pika e ekuivalencës është bazike: OpenStax llogarit pH 8.72 për acid acetik 0.100 mol/L të titruar me NaOH 0.100 mol/L. Fenolftaleina, që bëhet rozë mbi rreth pH 8.3, i përshtatet atij rasti. Metiloranzhi (Ka = 4.0 × 10⁻⁴ në OpenStax, pra pKa ≈ 3.4) do ta ndryshonte ngjyrën shumë herët.

Një buretë 50 mL lexohet me saktësi 0.01 mL, dhe çdo vëllim i dhënë është diferenca e dy leximeve. Një pasiguri prej rreth ±0.02 mL është 0.08 përqind e një dhënieje 25 mL, por 0.4 përqind e një dhënieje 5 mL. Prandaj metodat projektohen që vëllimi i titrantit të bjerë në mes të shkallës së buretës.

• Shpëlaje buretën me disa mililitra titrant para se ta mbushësh, që uji i mbetur të mos e hollojë.
• Hiqe flluskën e ajrit nga maja para leximit të parë.
• Lexo pjesën e poshtme të meniskut në nivelin e syve dhe regjistro të dyja leximet, jo vetëm diferencën.
• Bëj së pari një titrim të përafërt, pastaj përsërite derisa dy titrime të kujdesshme të përputhen ngushtë.

Gabimet aritmetike në titrim dhe kontrollet e tyre

Shumica e përgjigjeve të gabuara vijnë nga raporti molar ose nga njësitë, jo nga kimia. Para se të llogaritësh, shkruaj ekuacionin e barazuar dhe rrethoji koeficientët e titrantit dhe të analitit.

• Përdorimi i C₁V₁ = C₂V₂ për një titrim. Ajo shkurtore është për hollimin dhe supozon një raport 1:1, që dështon për H₂SO₄, Ba(OH)₂ dhe MnO₄⁻/Fe²⁺.
• Lënia e vëllimeve në mililitra ndërsa përqendrimet janë në mol/L. Shndërroji në litra ose përdor milimole në mënyrë të qëndrueshme.
• Harrimi i zbritjes në një titrim të kthyer.
• Përdorimi i masës formulare të species së gabuar, si NaOH në vend të KHP në një standardizim.
• Raportimi i më shumë shifrave domethënëse nga sa lejojnë bureta dhe peshorja. Katër është tipike për punë vëllimore të kujdesshme.
• Supozimi se tretësira është neutrale në çdo pikë ekuivalence. Kjo vlen vetëm për acid të fortë me bazë të fortë.