Савети

Киселе киселине и базе: Пример титрања проблем

Киселе киселине и базе: Пример титрања проблем

Титрација је техника аналитичке хемије која се користи за проналажење непознате концентрације аналита (титранд) тако што се реагује са познатим волуменом и концентрацијом стандардног раствора (који се назива титрант). Титрације се обично користе за киселинско-базне реакције и редокс реакције. Ево примера проблема са одређивањем концентрације аналита у кисело-базној реакцији:

Проблем са титрајом

25 мл раствора 0,5 М НаОХ титрира се док се не неутралише у 50 мл узорка ХЦл. Колика је била концентрација ХЦл?

Корак по корак решење

Корак 1 - Одређивање ОХ-

Сваки мол НаОХ има један мол ОХ-. Стога ОХ- = 0,5 М.

Корак 2 - Одредите број молова ОХ-

Моларити = Број молова / запремина

Број молова = Моларност к Запремина

# мадежа ОХ- = (0,5 М) (. 025 Л)
# мадежа ОХ- = 0.0125 мол

Корак 3 - Одредите број молова Х+

Када база неутралише киселину, број молова Х+ = број молова ОХ-. Због тога је број молова Х+ = 0.0125 молова.

Корак 4 - Одредите концентрацију ХЦл

Сваки мол ХЦл ће произвести један мол Х+, дакле број молова ХЦл = број молова Х+.

Моларити = Број молова / запремина

Моларност ХЦл = (0,0125 мола) / (0,050 Л)
Моларност ХЦл = 0,25 М

Одговор

Концентрација ХЦл је 0,25 М.

Још један метод решења

Горњи кораци се могу свести на једну једначину

МкиселинаВкиселина = МбазаВбаза

где

Мкиселина = концентрација киселине
Вкиселина = запремина киселине
Мбаза = концентрација базе
Вбаза = запремина базе

Ова једначина делује за киселинско / базне реакције где је однос молова између киселине и базе 1: 1. Ако би однос био другачији као у Ца (ОХ)2 и ХЦл, однос би био 1 мола киселине и 2 мола базе. Сада би била једначина

МкиселинаВкиселина = 2МбазаВбаза

За пример проблема, однос је 1: 1

МкиселинаВкиселина = МбазаВбаза

Мкиселина(50 мл) = (0,5 мл) (25 мл)
Мкиселина = 12,5 мл / 50 мл
Мкиселина = 0.25 М

Грешка у израчунавању титрације

Постоје различите методе које се користе за одређивање тачке еквиваленције титрације. Без обзира која метода се користи, уводи се нека грешка, тако да је вредност концентрације близу праве вредности, али није тачна. На пример, ако се користи обојени пХ индикатор, детектовање промене боје може бити тешко. Обично је овде грешка прећи тачку еквиваленције, дајући вредност концентрације која је превисока. Други потенцијални извор грешке када се користи кисело-базни индикатор је ако вода која се користи за припрему раствора садржи јоне који би променили пХ раствора. На пример, ако се користи тврда вода из славине, почетни раствор би био алкалнији него ако је растварач дестилована деионизована вода.

Ако се за проналажење крајње тачке користи граф или кривуља титрања, тачка еквиваленције је кривуља, а не оштра тачка. Крајња тачка је врста „најбољег погађања“ заснованог на експерименталним подацима.

Грешка се може умањити коришћењем калибрираног пХ метра да би се пронашла крајња тачка кисело-базне титрације уместо промене боје или екстраполације са графикона.