Krzywa miareczkowania - Titration curve

Typowa krzywa miareczkowania kwasu diprotonowego, kwasu szczawiowego , miareczkowanego mocną zasadą, wodorotlenkiem sodu . Oba punkty równoważności są widoczne.

Miareczkowania są często rejestrowane na wykresach nazywanych krzywymi miareczkowania , które zazwyczaj zawierają objętość titranta jako zmienną niezależną i pH roztworu jako zmienną zależną (ponieważ zmienia się w zależności od składu dwóch roztworów).

Punktem równoważności na wykresie jest miejsce, w którym cały roztwór wyjściowy (zwykle kwas ) został zneutralizowany titrantem (zwykle zasadą ). To może być dokładnie obliczona, znajdując drugą pochodną z krzywą miareczkowania i obliczanie punktów przegięcia (gdzie wykres zmienia wklęsłość ); jednak w większości przypadków wystarczy prosta kontrola wzrokowa krzywej. W danej krzywej na prawo, oba punkty równoważne są widoczne po około 15 do 30 ml of roztworu NaOH została odmierzono do kwasu szczawiowego roztworze. Aby obliczyć kwasu stałej dysocjacji (pKa _a ), trzeba znaleźć objętości w punkcie na pół równoważnikowym, to jest, gdy połowa ilości titranta została dodana w celu utworzenia następnego związek (w tym przypadku, szczawian sodu, następnie disodowy szczawian ) . Połowie drogi między każdym równoważności w ilości 7,5 ml i 22,5 ml pH obserwuje się około 1,5 do 4, co daje wartość pKa _jest .

W słabych kwasach monoprotonowych punkt w połowie drogi między początkiem krzywej (przed dodaniem titranta) a punktem równoważnikowym jest istotny: w tym punkcie stężenia dwóch związków (kwasu i sprzężonej zasady) są równe. Dlatego równanie Hendersona-Hasselbalcha można rozwiązać w ten sposób:

${\ Displaystyle \ operatorname {pH} = \ operatorname {p} K_ {\ operatorname {a}} + \ log \ lewo ({\ Frac {[{\ mbox {baza}}]} {[{\ mbox {kwas}} }]}}\Prawidłowy)}$

${\ Displaystyle \ operatorname {pH} = \ operatorname {p} K_ {\ operatorname {a}} + \ log (1) \}$

${\ Displaystyle \ operatorname {pH} = \ operatorname {p} K_ {\ operatorname {a}} \,}$

W związku z tym, można łatwo znaleźć pK _a, słabego kwasu monoprotonowy znajdując pH w połowie drogi między początkiem krzywej oraz punktu równoważnikowego i rozwiązanie uproszczone równanie. W przypadku próbek krzywej, K byłoby w przybliżeniu 1,78 x 10 ^-5 z kontroli wizualnej (rzeczywista K _a2 wynosi 1,7 x 10 ^-5 )

W przypadku kwasów poliprotonowych obliczenie stałych dysocjacji kwasu jest tylko nieznacznie trudniejsze: pierwszą stałą dysocjacji kwasu można obliczyć w taki sam sposób, jak w przypadku kwasu monoprotonowego. Druga stała dysocjacji kwasu jest jednak punktem w połowie drogi między pierwszym punktem równoważności a drugim punktem równoważności (i tak dalej w przypadku kwasów, które uwalniają więcej niż dwa protony, takich jak kwas fosforowy ).

Bibliografia