Titration ist a Technik in der analytischen Chemie verwendet Bestimmen Sie die Konzentration einer unbekannten Säure oder Base. Die Titration beinhaltet die langsame Zugabe einer Lösung, bei der die Konzentration einer bekannten bekannt ist Volumen einer anderen Lösung, bei der die Konzentration unbekannt ist, bis die Reaktion die gewünschte erreicht Niveau. Bei Säure / Base-Titrationen wird eine Farbänderung von einem pH-Indikator oder eine direkte Ablesung mit a erreicht pH-meter. Diese Informationen können verwendet werden, um die Konzentration der unbekannten Lösung zu berechnen.
Wenn der pH-Wert einer Säurelösung gegen die Menge der während einer Titration zugesetzten Base aufgetragen wird, wird die Form des Diagramms als Titrationskurve bezeichnet. Alle Säuretitrationskurven folgen den gleichen Grundformen.
Zu Beginn hat die Lösung einen niedrigen pH-Wert und steigt mit der Zugabe der starken Base an. Wenn sich die Lösung dem Punkt nähert, an dem alle H + neutralisiert werden, steigt der pH-Wert stark an und gleicht sich dann wieder aus, wenn die Lösung basischer wird, wenn mehr OH-Ionen zugesetzt werden.
Die erste Kurve zeigt eine starke Säure, die von einer starken Base titriert wird. Es gibt den anfänglichen langsamen Anstieg des pH-Werts, bis sich die Reaktion dem Punkt nähert, an dem gerade genug Base zugegeben wird, um die gesamte anfängliche Säure zu neutralisieren. Dieser Punkt wird als Äquivalenzpunkt bezeichnet. Bei einer starken Säure / Base-Reaktion tritt dies bei pH = 7 auf. Wenn die Lösung den Äquivalenzpunkt überschreitet, verlangsamt sich der pH-Wert, wenn sich die Lösung dem pH-Wert der Titrationslösung nähert.
Eine schwache Säure dissoziiert nur teilweise von ihrem Salz. Der pH-Wert steigt zunächst normal an, aber wenn er eine Zone erreicht, in der die Lösung gepuffert zu sein scheint, gleicht sich die Steigung aus. Nach dieser Zone steigt der pH-Wert durch seinen Äquivalenzpunkt stark an und gleicht sich wie bei der Reaktion mit starker Säure / starker Base wieder aus.
Der erste ist der Halbäquivalenzpunkt. Dieser Punkt tritt auf halbem Weg durch einen gepufferten Bereich auf, in dem sich der pH-Wert für viel zugesetzte Base kaum ändert. Der Halbäquivalenzpunkt liegt vor, wenn gerade genug Base hinzugefügt wird, damit die Hälfte der Säure in die konjugierte Base umgewandelt werden kann. Wenn dies geschieht, ist die Konzentration von H.+ Ionen sind gleich dem K.ein Wert der Säure. Gehen Sie noch einen Schritt weiter, pH = pKein.
Der zweite Punkt ist der höhere Äquivalenzpunkt. Beachten Sie, dass der Punkt nach dem Neutralisieren der Säure über pH = 7 liegt. Wenn eine schwache Säure neutralisiert wird, bleibt die verbleibende Lösung basisch, da die konjugierte Base der Säure in Lösung bleibt.
Das dritte Diagramm ergibt sich aus Säuren mit mehr als einem H.+ Ion aufgeben. Diese Säuren werden polyprotische Säuren genannt. Zum Beispiel Schwefelsäure (H.2SO4) ist eine diprotische Säure. Es hat zwei H.+ Ionen kann es aufgeben.
Dies titriert im Wesentlichen zwei Säuren gleichzeitig. Die Kurve zeigt den gleichen Trend wie eine schwache Säuretitration, bei der sich der pH-Wert für eine Weile nicht ändert, ansteigt und wieder abflacht. Der Unterschied tritt auf, wenn die zweite Säurereaktion stattfindet. Die gleiche Kurve tritt erneut auf, wenn auf eine langsame Änderung des pH-Werts eine Spitze folgt und sich abflacht.
Jeder 'Buckel' hat seinen eigenen Halbäquivalenzpunkt. Der erste Buckelpunkt tritt auf, wenn der Lösung gerade genug Base hinzugefügt wird, um die Hälfte des H umzuwandeln+ Ionen von der ersten Dissoziation zu seiner konjugierten Base, oder es ist K.ein Wert.
Dieses Diagramm zeigt eine diprotische Säure. Damit eine Säure mit mehr Wasserstoffionen spendet [z. B. Zitronensäure (H.3C.6H.5Ö7) mit 3 Wasserstoffionen] hat der Graph einen dritten Buckel mit einem Halbäquivalenzpunkt bei pH = pK3.