Titracja Kwasowo-Zasadowa | mysimulator.uk

Dodawanie podstawy po kropli

Titracja to powolna, kontrolowana reakcja: silną zasadę o znanej koncentracji, dostarczaną kroplomierzem, dodaje się stopniowo do słabego kwasu o nieznanej koncentracji, a pH-metro (lub barwnik wskaźnikowy) monitoruje roztwór. Wynikowa wykres pH w funkcji objętości dodawanej zasady nie jest linią prostą – ma charakterystyczny kształt S z płaskim środkowym odcinkiem i stromym wzrostem na końcu, a każdy element tego kształtu determinuje on podstawową chemię równowagową słabego kwasu.

demo na żywo · powiązana symulacja● LIVE

Równowaga pod wszystkimi

Słaby kwas HA nie dysocjuje w pełni w wodzie; ustala się w równowadze zdeterminowana przez jego stałą dysocjacji kwasowej Ka:

HA ⇌ H⁺ + A⁻ Ka = [H⁺][A⁻] / [HA]

Równanie Hendersona-Hasselbalcha: pH = pKa + log( [A⁻] / [HA])

Dodanie każdej kropli silnej zasady przekształca trochę HA w jej sprzężony związek A⁻, przesuwając stosunek [A⁻]/[HA] i, poprzez logarytm, pH. Ponieważ zależność jest logarytmiczna, duże zmiany w tym stosunku powodują jedynie niewielkie zmiany w pH na większości titracji – co dokładnie wyjaśnia płaski kształt krzywej w środku.

HA ⇌ H⁺ + A⁻         Ka = [H⁺][A⁻] / [HA]

Henderson-Hasselbalch equation:
  pH = pKa + log( [A⁻] / [HA] )

Cztery punkty charakterystyczne na krzywej

Krzywa titracji słabego kwasu z silną zasadą ma cztery rozpoznawalne obszary. Początkowa wartość pH, przed dodaniem jakiejkolwiek zasady, jest ustalona wyłącznie przez samo równowagiowe rozpuszczenie słabego kwasu w wodzie. Obszar buforowy to długi, płaski odcinek, na którym obecna jest porównywalna ilość HA i A⁻; roztwór opiera się na zmianach pH tutaj, ponieważ dodana zasada jest zużywana do przekształcania HA w A⁻ zamiast gromadzić się jako wolne jony wodoru. Punkt półrównowagi, dokładnie pośrodku obszaru buforowego, to miejsce, gdzie [A⁻] = [HA] i równanie Hendersona-Hasselbalcha upraszcza się do pH = pKa — najprostszą metodę odczytania pKa słabego kwasu z eksperymentalnej krzywej. Punkt równowagi, w którym mole zasady dodanej dokładnie odpowiadają oryginalnemu molowi kwasu, to miejsce, gdzie obserwuje się ostry, prawie pionowy skok na krzywej.

Dlaczego punkt ekwiwalentowy nie jest pH 7

W punkcie ekwiwalentnym zasadniczo cały pierwotny kwas HA został przekształcony w rozpuszczone A⁻ w wodzie — jednakże A⁻ jest również słabą zasadą i reaguje z wodą: A⁻ + H₂O ⇌ HA + OH⁻. Ta hydroliza generuje niewielki nadmiar jonów wodorotlenowych, dlatego pH punktu ekwiwalentnego znajduje się powyżej 7, a nie przy nim. Im słabszy pierwotny kwas (im mniejsza jego wartość Ka), tym silniejsza jest jego konwersja i tym bardziej pH punktu ekwiwalentnego odchyla się powyżej 7 — co stanowi przydatną diagnozę przy identyfikacji nieznanego kwasu na podstawie krzywej titracji.

Wybór wskaźnika

Wskaźnik to sam parę słabego kwasu-zasady, której dwie formy mają różne kolory i zmieniają kolor w wąskim zakresie pH, położonym blisko jego wartości pKa. Dobór odpowiedniego wskaźnika oznacza dopasowanie tego zakresu do pH w punkcie ekwiwalentnym, a nie do pH 7 – dla słabego kwasu titrowanego silną zasadą, oznacza to wskaźnik jak fenolphthalein (bezbarwny poniżej około pH 8.2, różowy powyżej około pH 10) zamiast tego, który jest skoncentrowany w pobliżu neutralnego pH, ponieważ punkt ekwiwalentny rzeczywiście znajduje się w zakresie zasadowym.

Frequently asked questions

Dlaczego punkt ekwiwalentny w titracji słabego kwasu/silnej zasady jest powyżej pH 7?

W punkcie ekwiwalentnym całe oryginalne kwas HA zostało przekształcone w jego konwersowaną sól A-, rozpuszczoną w wodzie. A- jest słabą zasadą i reaguje z wodą (A- + H2O -> HA + OH-), produkując niewielki nadmiar jonów wodorotlenowych. Ta hydroliza powoduje wzrost pH powyżej 7, a wielkość przesunięcia zależy od tego, jak słaby był pierwotny kwas – słabsze kwasy dają silniejszą konwersowaną sól i wyższe pH ekwiwalentne.

Co sprawia, że punkt pół-ekwiwalencji jest wyjątkowy?

W punkcie pół-ekwiwalencji dokładnie połowa słabego kwasu została przekształcona w jego konwersowaną sól, więc [A-] równa się [HA]. Wzór Henderson-Hasselbalch daje pH = pKa + log(1) = pKa. Jest to najłatwiejszy punkt do odczytania pKa z krzywej titracji i znajduje się w środku najbardziej płaskiej części obszaru buforowego, gdzie roztwór najlepiej opiera się dalszym zmianom pH.

Jak wybrać odpowiedni wskaźnik dla titracji?

Wybierz wskaźnik, którego zakres zmiany koloru obejmuje pH na punkcie ekwiwalentnym, a nie pH 7. Fenolftaleina, która zmienia kolor w zakresie od pH 8,2-10, jest standardowym wyborem dla titracji słabego kwasu z silną zasadą, ponieważ punkt ekwiwalencji znajduje się powyżej 7. Metylowy pomarańcz, który zmienia kolor w zakresie od pH 3,1-4,4, jest używany zamiast tego dla titracji słabej zasady z silnym kwasem, gdzie punkt ekwiwalencji znajduje się poniżej 7.

Wypróbuj na żywo

Wszystko powyżej działa bezpośrednio w Twojej przeglądarce — otwórz Acid-Base Equilibrium i zmieniaj parametry podczas działania. Nic nie jest instalowane ani przesyłane na serwer, cały model działa w jednej karcie.

▶ Otwórz symulację Acid-Base Equilibrium

Titracja Kwasowo-Zasadowa: Interpretacjakształ krzywej pH