Titrarea este o tehnică de chimie analitică utilizată pentru a găsi o concentrație necunoscută a unui analit (titrant) prin reacția acestuia cu un volum și o concentrație cunoscute a unei soluții standard (numită titrant ) . Titrarile sunt de obicei folosite pentru reactii acido-bazice si reactii redox.
Iată un exemplu de problemă care determină concentrația unui analit într-o reacție acido-bază:
Problemă de titrare Soluție pas cu pas
O soluție de 25 ml de NaOH 0,5 M este titrată până la neutru într-o probă de 50 ml de HCI. Care a fost concentrația de HCl?
Pasul 1: Determinați [OH – ]
Fiecare mol de NaOH va avea un mol de OH- . Prin urmare [OH – ] = 0,5 M.
Pasul 2: Determinați numărul de moli de OH –
Molaritate = numărul de moli/volum
Numărul de moli = Molaritate x Volum
Număr de moli OH – = (0,5 M)(0,025 L)
Număr de moli OH – = 0,0125 mol
Pasul 3: Determinați numărul de moli de H +
Când baza neutralizează acidul, numărul de moli de H + = numărul de moli de OH – . Prin urmare, numărul de moli de H + = 0,0125 moli.
Pasul 4: Determinați concentrația de HCl
Fiecare mol de HCl va produce un mol de H + ; prin urmare, numărul de moli de HCl = numărul de moli de H + .
Molaritate = numărul de moli/volum
Molaritate HCI = (0,0125 mol)/(0,05 L)
Molaritate HCI = 0,25 M
Răspuns
Concentrația de HCl este de 0,25 M.
Altă metodă de soluție
Pașii de mai sus pot fi redusi la o ecuație:
M acid V acid = M bază V bază
Unde
M acid = concentrația acidului
V acid = volumul acidului
M baz = concentrația bazei
V baze = volumul bazei
Această ecuație funcționează pentru reacțiile acid/bază în care raportul molar dintre acid și bază este 1:1. Dacă raportul ar fi diferit, ca în Ca(OH) 2 și HCI, raportul ar fi 1 mol de acid la 2 moli de bază . Ecuația ar fi acum:
M acid V acid = 2M bază V bază
Pentru problema exemplu, raportul este 1:1:
M acid V acid = M bază V bază
Acid M (50 ml)= (0,5 M)(25 ml) Acid
M = 12,5 MmL/50 ml Acid M = 0,25 M
Eroare la calculele de titrare
Sunt utilizate diferite metode pentru a determina punctul de echivalență al unei titrari. Indiferent de metoda folosită, se introduce o eroare, astfel încât valoarea concentrației este apropiată de valoarea adevărată, dar nu exactă. De exemplu, dacă se folosește un indicator de pH colorat, poate fi dificil să se detecteze schimbarea culorii. De obicei, eroarea aici este depășirea punctului de echivalență, dând o valoare a concentrației prea mare.
O altă posibilă sursă de eroare atunci când se utilizează un indicator acido-bazic este dacă apa folosită pentru prepararea soluțiilor conține ioni care ar modifica pH-ul soluției. De exemplu, dacă se folosește apă dură de la robinet, soluția de pornire ar fi mai alcalină decât dacă apa deionizată distilată ar fi solventul.
Dacă se folosește un grafic sau o curbă de titrare pentru a găsi punctul final, punctul de echivalență este o curbă în loc de un punct ascuțit. Punctul final este un fel de „cea mai bună ghicire” bazată pe datele experimentale.
Eroarea poate fi redusă la minimum prin utilizarea unui pH-metru calibrat pentru a găsi punctul final al unei titrari acido-bazice, mai degrabă decât o schimbare de culoare sau o extrapolare dintr-un grafic.
