0,1 М розчину hCl 0,1 m розчином NaOh
|
V(NaOH), см3 |
[H+], [OH–], моль/дм3 |
рН |
|
0 |
0,1 |
1,0 |
|
10 |
(0,1∙90)/100 = 0,09 |
1,1 |
|
50 |
(0,1∙50)/100 = 0,05 |
1,3 |
|
90 |
(0,1∙10)/100 = 0,01 |
2,0 |
|
99 |
(0,1∙1)/100 = 0,001 |
3,0 |
|
99,9 |
(0,1∙0,1)/100 = 0,0001 |
4,0 |
|
100,0 (т.е.) |
[H+] = [OH–] = 1∙10-7 |
7,0 |
|
100,1 |
[OH– ]=(0,1∙0,1)/100=0,0001, [H+]=1∙10-10 |
10,0 |
|
101 |
[OH–]=(0,1∙1)/100=0,001, [H+]=10-1 |
11,0 |
|
110 |
[OH–]=(0,1∙10)/100=0,01, [H+]=10-12 |
12,0 |
|
120 |
[OH–]=(0,1∙20)/100=0,02, [H+]=10-13 |
12,3 |
За цими даними будуємо криву титрування в координатах рН-V(NaOH) (рис. 5.1).
Рис. 5.1. Крива титрування 0,1 М розчину НС1 0,1 М розчином NaOH.
Точку перетину кривої титрування з лiнiєю еквiвалентності називають точкою еквівалентності (т.е.), а перетин кривої титрування з лiнiєю нейтральностi називають точкою нейтральності (т.н.). Під час титрування сильної кислоти лугом та навпаки ці точки спiвпадають. Різку зміну pH біля точки еквівалентності називають стрибком титрування (ΔрН). Він спостерігається вже тоді, коли розчин на 0,1 % недотитрований чи на 0,1 % перетитрований порівняно з еквівалентною кількістю. Це найбiльш суттєва частина кривої титрування, яка використовується для вибору iндикатора.
Крива титрування сильної основи кислотою може бути розрахована аналогiчно i є симетричним вiдображенням кривої титрування сильної кислоти лугом вiдносно лiнiї еквiвалентностi.
Для вибору індикатора за кривою титрування користуються правилом: показник титрування індикатора повинен співпадати із стрибком титрування:
рТ=рН100,1 - рН99,9.
Титрування слабкої кислоти сильною основою (чи навпаки). У цьому випадку вже не можна концентрацію водневих йонів обчислювати як загальну концентрацію кислоти, оскільки основна її частина знаходиться у розчині у вигляді нейонізованих молекул і тільки дуже незначна її кількість дисоціює з утворенням H+. Тому для обчислення рН використовують рівняння константи дисоціації відповідної слабкої кислоти. Для розрахунку кривої титрування необхідно розрахувати рН розчину для чотирьох випадків: 1) до початку титрування, коли в розчині знаходиться тільки слабка кислота; 2) коли розчин недотитрований, тобто, коли у ньому знаходиться слабка кислота та продукт реакції - її сіль (буферний розчин); 3) в точці еквівалентності, коли у розчині знаходиться тільки сіль слабкої кислоти та сильної основи; 4) коли розчин перетитрований і у ньому присутній надлишок сильної основи.
Побудову такої кривої розглянемо на прикладі титрування ацетатної кислоти натрій гідроксидом:
СН3СООН + NaOH ↔СН3СООNa + Н2О.
Як вихідні значення для розрахунків приймемо, що титруємо 100 см3 0,1 М розчину СН3СООН 0,1 М розчином NaOH, КСН3СООН=1,74∙10-5 (рКСН3СООН=-lg(1,74∙10-5)=4,76), а об’єм розчину не змінюється.
В початковий момент рН розчину розраховується за формулою (3.12) для слабкої кислоти: рН= ½ 4,76 - ½ lg(0,1)=2,88.
Коли відтитровано 10 % кислоти, тобто використано 10 см3 титранту розрахунок ведуть за формулою (3.15) для кислої буферної суміші, оскільки в розчині знаходиться невідтитрована кислота (90 %) і її сіль (10 %) як продукт реакції:
(5.2)
Концентрації кислоти та солі знаходимо згідно закону еквівалентів ССН3СООН∙VCH3COOH=ССН3СООNa∙VCH3COONa. Оскільки ССН3СООН=ССН3СООNa, то рівняння (5.2) прийме вигляд:
а
рН=4,76-lg(90/10)=3,81.
До досягнення точки еквівалентності рН розчину буде визначатися наявністю в ньому буферної суміші, тому і далі розраховуватиметься за формулою (5.2) (таблиця 5.2).
В точці еквівалентності, коли у розчині присутні тільки продукти реакції, його рН обчислюємо за формулою (3.19) для солі, що гідролізує за аніоном.
Коли розчин є перетированим і у ньому є надлишок сильної основи, то саме він має вирішальний вплив на концентрацію водневих іонів, тому рН такого розчину розраховують за формулою для сильної основи.
Результати розрахунків приведені в таблиці 5.2 і за їх значеннями побудовано криву титрування (рис. 5.2.)
Таблиця 5.2
Розрахунок [H+] та рН розчину в процесі титрування