 |
Układ okresowy | | Powłoki | | Obliczenia | | Definicje | | Linki do tematu |
 |
 |
| ||||||||
 |
 |
|
POWRÓT |
|
|
Miareczkowanie
Tutaj kliknij
Miareczkowanie
AlkacymetriaNazwę alkacymetria utworzono przez połączenie dwóch słów: alkalimetria, czyli miareczkowanie mianowanymi roztworami zasad oraz acydymetria, czyli miareczkowanie mianowanymi roztworami kwasów. Metody alkacymetryczne nazywane są także metodami zobojętnienia, ponieważ opierają się one na reakcji zobojętnienia, czyli reakcji kwasu z zasadą, w wyniku której powstaje sól i woda. W przypadku reakcji kwasu jednowodorowego (HA) i jednowodorotlenowej zasady (MeOH) w roztworze wodnym, można zapisać schematycznie.
Jeżeli kwas i zasada są całkowicie zdysocjowane na jony, to podczas miareczkowania zachodzi reakcja zobojętnienia, która w istocie polega na łączeniu jonów wodorowych (hydroniowych), pochodzących od kwasów, z jonami wodorotlenowymi, pochodzącymi od zasad, w wyniku której tworzą się słabo zdysocjowane cząsteczki wody; H+ + OH- <=> H2O (teoria Arrheniusa) Kationy zasady Me+ i aniony kwasu nie biorą udziału w reakcji i pozostają w roztworze nie zmienione. Podczas miareczkowania, mianowane roztwory kwasu lub zasady wprowadza się do analizowanej próbki w takiej ilości, aby osiągnąć taki moment, w którym liczba milimoli (moli) dodanego odczynnika jest stechiometrycznie równa liczbie milimoli (moli) oznaczanego składnika w analizowanym roztworze. Co to oznacza? Przykład - reakcja zobojętniania Ca(OH)2 przez H3PO4 3Ca(OH)2 + 2H3PO4 --> Ca3(PO4)2 + H2O Znając objętość zużytego odczynnika miareczkującego, jego stężenie molowe oraz mając napisane zbilansowane równanie reakcji chemicznej możemy wykonać obliczenia, których celem może być oznaczenie;
Zbilansowane równanie reakcji chemicznej w tym przypadku ma znaczenie równania matematycznego, podaje bowiem stosunki ilościowe pomiędzy reagującymi substratami i powstającymi w reakcji produktami. Równoważnik chemiczny (gramorównoważnik) W celu wyeliminowania pisania zbilansowanych równań chemicznych, wprowadzono do stechiometrii reakcji kwas - zasada pojęcie równoważnika chemicznego.
Przykłady; Na podstawie przedstawionych przykładów widzimy, że faktycznie posługiwanie sie w analizie miareczkowej równoważnikiem chemicznym pozwala wyeliminować pisanie równań bilansowych reakcji chemicznych. Dzieje się tak dlatego, ponieważ tego rodzaju informacja jest zawarta w określeniu równoważnika i pozwala nam na przyjęcie następującego twierdzenia.
Oznaczając w obecności wskaźnika, np. lakmusu, względne objętości roztworów kwaśnych i zasadowych, które są równoważne, można obliczyć normalność jednego roztworu na podstawie znanej normalności drugiego roztworu. Potrzebna jest tylko informacja o liczbie zobojętniach jonów wodorowych H+, czyli o powstających produktach. Może tutaj okazać się użyteczne zapamiętanie następującego równania. V1C1 = V2C2 gdzie: V1 jest objętością roztworu o normalności C1, a V2 jest objętością roztworu o normalności C2 Obecnie po wprowadzeniu układu SI, pojęcie równoważnika chemicznego nie jest zalecaną wielkością, ale z uwagi na wygodę, myślę że jest warta zainteresowania i praktycznego wykorzystania w analizie miareczkowej. ZobojętnianieJak już wspomniano metody alkacymetryczne opierają się na reakcji zobojętnienia, czyli reakcji kwasu z zasadą, w wyniku której powstaje sól i woda. Według definicji Arrheniusa reakcją zobojętnienia jest reakcją w której jon wodorowy H+ kwasu reaguje z jonem wodorotlenowym OH- zasady, tworząc wodę. W czasie reakcji znikają właściwości kwasowe i zasadowe. H3O+ + OH- ---> 2H2O Tego terminu "zobojętnianie" nie należy rozumieć dosłownie, ponieważ tylko kwasy i zasady o zbliżonej mocy mogą utworzyć rzeczywiście obojętny roztwór. Ponadto reagenty muszą występować w ilościach stechiometrycznych. Możliwe są cztery możliwe przypadki reakcji kwasu z zasadą;
Reakcja mocnego kwasu z mocną zasadą Przykładem może być reakcja 1 mola kwasu solnego z 1 molem wodorotlenku sodowego. HCl + NaOH ---> NaCl + H2O Ponieważ Na+ i Cl- występują po obu stronach równania, można je opuścić i otrzymać równanie. H+ + OH- ---> H2O (koncepcja Arrheniusa) lub Po zmieszaniu stechiometrycznych ilości mocnego kwasu i mocnej zasady otrzyma sie formalnie roztwór soli oraz wodę. Sól która powstała w reakcji mocnego kwasu i mocnej zasady nie ulega hydrolizie. Odczyn roztworu jest obojętny (pH = 7) Reakcja słabego kwasu z mocną zasadą Całkiem inny efekt reakcji zobojętnienia otrzymamy, gdy 1 mol kwasu octowego reaguje z 1 molem wodorotlenku sodowego. Otrzymany roztwór nie jest obojętny, lecz słabo zasadowy. CH3COOH + NaOH <=> CH3COONa + H2O Czyli w tym przypadku nie uzyskaliśmy tego co ogólnie nazwaliśmy "zobojętnieniem". Dzieje się tak dlatego, ponieważ w reakcji powstaje sól, która ulega reakcji hydrolizy. Wynikiem tej reakcji jest nadanie roztworowi odczynu zasadowego. Zasadowy odczyn roztworu jest spowodowany powstaniem dodatkowych ilości OH- w reakcjach. Przebieg reakcji chemicznej przedstawia poniższe równanie CH3COOH + Na+ + OH- <=> CH3COO- + Na+ + H2O Ponieważ jony sodowe nie uczestniczą realnie w reakcji, więc powyższe równanie możemy zapisać w postaci CH3COOH + OH- <=> CH3COO- + H2O W napisanej reakcji zgodnie z teorią Bronsteda uczestniczą dwa słabe kwasy (kwas octowy i woda). Po zmieszaniu roztworów zawierających stechiometryczne ilości kwasu CH3COOH i zasady NaOH ustali się stan równowagi, w którym stężenie jonów wodorotlenowych będzie większe niż stężenie jonów wodorowych (pochodzących wyłącznie z dysocjacji cząsteczek wody) - odczyn otrzymanego roztworu będzie zasadowy (pH > 7). Dlaczego pH > 7? CH3COONa ---> CH3COO- + Na+ Jon sodowy nie uczestniczy w żadnej równowadze kwasowo-zasadowej, natomiast jon octanowy, będący zasadą Bronsteda, konkuruje z cząsteczkami wody o proton. Ustala się stan równowagi kwasowo-zasadowej a reakcji proton H+ od bardzo słabego kwasu H2O przechodzi do mocniejszej zasady CH3COO- tworząc słabo zdysocjowany kwas octowy oraz wolne jony wodorotlenowe. Roztwór ulega zalkalizowaniu. CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH- Ogólne równanie reakcji słabego kwasu z mocną zasadą jest następujące; HA + OH- ---> H2O + A- Reakcja mocnego kwasu ze słabą zasadą Dla reakcji chemicznej w której uczestniczy stechiometryczne ilości reagentów, odczyn roztworu jest kwasowy (pH < 7) . Ogólne równanie reakcji chemicznej dla tego przypadku opisane jest równaniem. H+ + MeOH ---> Me+ + 2H2O gdzie MeOH oznacza słabą zasadę. Mało jest słabych zasad typu MeOH. Z znanych zasad należy tutaj wymienić zasady typu NH3. Równanie zobojętnienia dla tego typu zasady jest następujące; H+ + NH3 --->NH4+ Przykładem jest reakcja kwasu solnego a amoniakiem. HCl + NH3 ---> NH4Cl + H2O Dlaczego pH < 7? NH4- + H2O <=> H3O+ + NH3 W tej reakcji część kationów soli ulega przekształceniu w niezdysocjowane cząsteczki słabej zasady i powstaje dodatkowa liczba jonów hydroniowych - stąd pH < 7. Reakcja słabego kwasu ze słabą zasadą Równanie ogólne dla reakcji słabego kwasu i słabej zasady jest następujące. HA + MeOH ---> Me+ + A- + H2O Przykładem może być reakcja. CH3COOH + NH3 ----> CH3COO- + NH4+ Na podstawie tego równania nie można bezpośrednio określić odczynu otrzymanego roztworu przez zmieszanie roztworów zawierających stechiometryczne ilości słabego kwasu i słabej zasady. Jeżeli moc słabego kwasu i moc słabej zasady są porównywalne, to pH otrzymanego roztworu jest bliskie 7. W przypadku gdy jeden z substratów jest mocniejszy, to właśnie on będzie decydował o odczynie roztworu. Odczyn w tym przypadku może być lekko kwasowy lub lekko zasadowy. Wskaźniki kwasowo-zasadowePrzebieg zobojętnienia kwasu przez zasadę lub odwrotnie obserwuje się wizualnie przez zastosowanie odpowiednio dobranego wskaźnika (indykatora), którego zmiana barwy wskazuje na zakończenie reakcji.
Na rysunku podano obszary pH odpowiadające przejściom barwnym kilku najczęściej używanych wskaźników.
Na podstawie wcześniej opisanego procesu zobojętnienia wiemy, że w zależności od mocy kwasu i zasady moment kiedy reagenty przereagują w ilościach stechiometrycznych występuje przy różnych pH. I tak;
Ogólnie można stwierdzić, że przy miareczkowaniu słabych kwasów mocnymi zasadami należy stosować wskaźniki, których zmiana barwy następuje przy wartościach pH > 7, np. fenyloftaleina. Przy miareczkowaniu słabych zasad mocnymi kwasami należy stosowac wskaźniki zmieniające barwę przy wartości pH < 7, np. oranż metylowy, czerwień metylowa. Natomiast dla mocnych kwasów i mocnych zasad najlepsze są wskaźniki zmieniające barwy w granicach 3 < pH < 10, np. lakmus, błękit bromotylowy (zmiany barwy odpowiednio w granicach 4,5 - 8,3 oraz 6,0 - 7,6). MiareczkowanieW oznaczeniach alkacymetrycznych można przeprowadzać;
W każdym z tych przypadków, w miarę wprowadzania substancji miareczkującej, w roztworze zachodzą zmiany stężenia jonów wodorowych lub wodorotlenowych, następuje więc zmiana pH roztworu. Zmiany pH, następujące podczas miareczkowania można przedstawic graficznie: na osi x oznacza się ilości zużytego roztworu mianowanego, na osi y - pH. Ilościowy przebieg zmian pH w roztworze podczas miareczkowania odzwierciedla krzywa miareczkowania, która przedstawia zmiany pH roztworu w zależności od objętości zużytego roztworu miareczkującego.
Zmiany stężenia jonów wodorowych przy miareczkowaniu mocnego kwasu mocną zasadą opisuje równanie. [H3O+] = (va*cm(a) - vb*cm(b)) / (va + vb) gdzie: va - objętość początkowa kwasu, vb - objętość wprowadzonej zasady, cm(a) - początkowe stężenie molowe kwasu, cm(b) - stężenie molowe zasady Na przykład jeśli dodamy do roztworu kwasu 990 ml 0,2N (0,2 mol/dm3) roztworu NaOH, to na ten moment stężenie jonów wodorowych wyniesie; [H3O+] = (1*0,2 - 0,99*0,2) / (1 + 0,99) = 0,001 mol/dm3 co odpowiada pH = 3 Odpowiednio, dla 999 ml zasady, [H3O+] = 0,001 mol/dm3 (pH = 4), dla 999,9 ml zasady [H3O+] = 0,0001 mol/dm3 (pH = 5), dla 999,99 ml zasady [H3O+] = 0,00001 mol/dm3 (pH = 5)... itd.
Wielkość tego skoku zależy od stężenia substancji reagujących - jest on większy, gdy miareczkuje się roztwory o większym stężeniu.
Miareczkowanie słabego kwasu mocną zasadą
Po wprowadzeniu do roztworu pewnej ilości zasady tworzy się sól i pozostaje nadmiar słabego kwasu. Tworzy sie roztwór buforowy, w którym stężenie jonów wodorowych zależy od wartości stałej dysocjacji słabego kwasu oraz od stosunku stężenia kwasu do stężenia powstałej w reakcji zobojetnienia soli cm(a) / cm(s). Stężenie powstałej soli jest stechiometrycznie równe ilości wprowadzonej zasady. Jeżeli więc na początku do va*cm(a) milimoli kwasu wprowadzono vb*cm(b) milimoli zasady, to różnica (va*cm(a) - vb*cm(b)) odpowiada liczbie milimoli nie zobojętnionego kwasu, a vb*cm(b) jest równe liczbie powstałej soli (słuszne jedynie w przypadku kwasu jednoprotonowego). [H3O+] = Ka*cm(a) / cm(s) = Ka*(va*cm(a) - vb*cm(b)) / vb*cm(b) Ten wzór ma zastosowanie od początku miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą, aż do osiągnięcia punktu równoważnikowego (PR). W punkcie równoważnikowym (PR) jak wiemy reagenty występują w ilościach stechiometrycznych a sól (pochodzi od słabego kwasu i mocnej zasady) która powstawała podczas miareczkowania nadaje roztworowi odczyn zasadowy. Stężenie jonów wodorowych w tym momencie określa zależność.
Po przekroczeniu punktu równoważnikowego (PR) w roztworze pojawia się nadmiar wprowadzonej zasady i jej sól. Stężenie jonów wodorowych dla tego zakresu miareczkowania będzie zmieniało się zgodnie ze wzorem. pH = pKH2O - log(va + vb) / (vb*cm(b) - va*cm(a)) Wzór ten jest dokładnie taki sam jak dla miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą. Z tego wynika, że po przekroczeniu punktu równoważnikowego (PR) przebieg krzywych dla obu przypadków będzie pokrywał się. Warunkiem jest zastosowanie do miareczkowania takiej samej zasady i o tym samym stężeniu.
Miareczkowanie kwasu octowego zasadą NaOH CH3COOH + OH- ---> CH3COO- + H2O W czasie wprowadzania 0,1 moloweo roztworu NaOH osiągamy punkt B, w którym na krzywej występuje przegięcie. [CH3COOH] = [CH3COO-] Stężenie jonów wodorowych dla tego punktu ma wartość równą pH = 3,2 Podczas dodawania kolejnych porcji roztworu NaOH, zauważamy gwałtowną zmianę pH i dochodzimy do momentu kiedy liczba moli dodanego roztworu NaOH jest stechiometrycznie równa liczbie moli oznaczanego kwasu octowego w analizowanym roztworze. Jest to moment osiągnięcia punktu równoważnikowego (PR). Punkty C i D określają zakres zmian zabarwienia wskaźnika jaki został zastosowany do uchwycenia punktu równoważnikowego. W podanym przykładzie tym wskaźnikiem fenoloftaleina. Dlaczego fenoloftaleina a nie inny? W punkcie równoważnikowym (ilość dodanego wodorotlenku równoważy ilość kwasu octowego) otrzymamy roztwór będzie taki sam, jaki uzyskałoby się przez rozpuszczenie odpowiedniej ilości octanu sodowego (CH3COONa). Roztwór tej soli nie jest jednak obojetny (pH > 7), lecz alkaliczny, ponieważ jest to sól pochodząca od słabego kwasu i mocnej zasady. Jaką wartość pH ma roztwór w punkcie równoważnikowym? Wartość pH możemy obliczyć znając stężenie octanu sodowego w punkcie równoważnikowym. Odpowiednio dla stężenia octanu sodowego (CH3COONa) równego 0,1 mola, wartość pH możemy obliczyć korzystając z wzoru;
gdzie odpowiednio; Ka = 1,8*10-5, KH2O = 10-14, cm(s) = 0,1 mol/dm3 Obliczone pH = 8,87
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |
|
