Transcript: Titrări acido-bazice

Lecția aceasta avem treabă în laborator.
Luăm pe noi halatele albe și mergem să aflăm cantitatea de acid dintr-o probă necunoscută.
Și cum anume putem face acest lucru?
Ne vom folosi de un procedeu practic numit titrare acidobazică.
Acest procedeu se bazează pe reacția de neutralizare,
reacție despre care am discutat chiar lecția trecută.
Putem afla cantitatea de acid dintr-o probă
determinând cantitatea de bază care neutralizează acidul din proba noastră.
Sau dacă necunoscută ar fi o cantitate de bază, am neutraliza-o cu o cantitate cunoscută de acid.
Deci atunci când efectuăm o titrare, folosim o soluție de concentrație cunoscută
pentru a afla concentrația unei alte soluții
printr-o reacție de neutralizare pe care trebuie să o monitorizăm.
Însă înainte să continuăm cu experimentul, trebuie să înțelegem câteva noțiuni.
Pentru ca titrarea noastră să ducă la un rezultat cât mai exact,
trebuie să fim foarte atenți la punctul de echivalență.
Punctul de echivalență reprezintă acel moment al titrării
în care toată cantitatea de acid sau de bază de concentrație necunoscută
a fost neutralizată cu o cantitate de bază sau de acid cu concentrație cunoscută.
Dacă este vorba de neutralizarea unui acid tare cu o bază tare,
atunci la punctul de echivalență pH-ul va fi egal cu 7,
ceea ce înseamnă că la echivalență vom avea o concentrație molară a ionilor hidroniu
egală cu concentrația molară a ionilor hidroxil.
Măsurând pH-ul soluției cu un pH-metru în timpul titrării,
ne-am putea dea seama foarte ușor când atingem punctul de echivalență.
Însă noi nu avem un pH-metru în laborator, așa că va trebui să folosim un indicator acidobazic.
Indicatorii acidobazici sunt substanțe organice care își schimbă culoarea în funcție de pH-ul soluției.
Deci un indicator are o culoare când soluția este bazică și o altă culoare când soluția devine acidă.
Când efectuăm o titrare acidobazică, avem nevoie doar de câteva picături de indicator în proba noastră
pentru a observa schimbarea de culoare.
Haideți să vedem cum funcționează acești indicatori acidobazici.
Aceștia sunt acidi slavi sau baze slabe
și își schimbă culoarea deoarece în funcție de caracterul soluției își schimbă structura.
Haideți să luăm ca exemplu un indicator care este un acid slab.
Îl vom nota generic, HIN, și în soluție apoasă indicatorul nostru va ioniza ca orice alt acid slab.
Haideți să și notăm pe ecuația reacției că acesta este un acid care se transformă într-o bază atunci când pierde un proton,
deci aceasta este baza conjugată.
Și forma de acid are o culoare, o notăm culoarea A, iar forma de bază are o altă culoare, pe care o notăm culoarea B.
Atunci când crește concentrația ionilor hidroniu din soluție, echilibrul se deplasează pe stânga, crește concentrația formei HIN,
adică formei de acid a indicatorului, și soluția va avea culoarea A.
Iar atunci când concentrația ionilor de hidroniu se micșorează, deci atunci când îi neutralizăm cu ioni hidroxil proveniți de la o bază,
echilibrul se va deplasa spre dreapta, va crește forma indicator minus, adică forma de bază a indicatorului, și soluția va căpăta culoarea B.
Deci în cazul în care indicatorul este un acid slab, totul depinde de concentrația ionilor hidroniu din soluție, sau cu alte cuvinte, de pH-ul soluției.
Exemple de indicator sunt metiloranjul, turnesolul sau fenoftaleina.
Schimbarea culorii indicatorului nu are loc brusc la o valoare fixă a pH-ului, ci are loc într-un anume interval de pH numit domeniul de viraj.
Domeniile de viraj pentru acești 3 indicatori sunt 3,2 și 4,4 pentru metiloranj, 5,0 și 8,0 pentru turnesol și 8,2 și 10 pentru fenoftaleină.
Așadar, atunci când efectuăm o titrare acidobazică, este important să alegem un indicator care poate repara cel mai bine punctul de echivalență.
Și evident este important ca indicatorul să prezinte culori diferite în funcție de caracterul acidobazic al soluției.
Spre exemplu, în cazul acestor 3 indicatori, în funcție de mediul bazic sau mediul acid, avem următoarele culori.
Metiloranjul este galben în mediul bazic și roșu în mediu acid.
Turnesolul este tot roșu în mediu acid și este albastru în mediu bazic.
Fenoftaleina este incoloră în mediu acid și roșie în mediu bazic.
Alte exemple de indicatori acidobazici sunt roșul de metil sau albastru de bromtimol.
Pentru a putea efectua experimentul vom folosi un tub de sticlă gradat numit biuretă.
Biureta este construită în așa fel încât conținutul ei poate fi picurat într-un alt vas.
Deci pe aici controlăm cât lichid ajunge în alt vas.
Avem de obicei un robinet. Aceasta este o biuretă de 50 ml și observăm gradația, 0 este aici și 50 este aici.
Bun, acum că am înțeles toate aceste lucruri, să trecem la treabă.
Avem în acest pahar Erlenmeyer 50 ml de acid clorhidric de concentrație necunoscută.
Deci trebuie să efectuăm o titrare acidobazică pentru a afla concentrația molară a acidului clorhidric.
În paharul cu acid clorhidric am adăugat și câteva picături de fenoftaleină.
Așadar este mediu acid, iar fenoftaleina este incoloră.
Deasupra paharului am plasat o biuretă care conține soluție de hidroxid de sodiu de concentrație 0,15 molar.
Deci în biuretă avem hidroxid de sodiu și în pahar avem o soluție de acid clorhidric.
Înainte să pornim titrarea, citim volumul inițial de pe biuretă și îl notăm cu VI.
Deci acest este volumul inițial de bază, iar în cazul nostru este 0,1 ml.
Deci ne-am reușit să aducem chiar la 0 soluția de hidroxid de sodiu din biuretă.
Dar nu contează atâta timp cât notăm acest volum inițial.
Cu multă atenție adăugăm prin picurare soluția de hidroxid de sodiu din biuretă, agitând continuu soluția din pahar.
Soluția din pahar este agitată prin mișcări circulare.
Practic, noi acum adăugăm ion hidroxid din soluția de bază din biuretă, care vor reacționa cu ionii de hidrogen din paharul Erlenmeyer.
E nevoie să agităm continuu paharul, dar cu grijă și nu prea energic, pentru ca reacția de neutralizare să aibă loc
și ca să nu rămână ion de hidroxid nereacționați, în timp ce noi picurăm tot mai mulți ion de hidroxid în pahar.
Dacă nu am amestecat astfel reactanții, nu ne-a putea dea seama cu exactitate când s-a atins punctul de echivalență.
Spre finalul titrării, fenolftaleina își schimbă momentan culoarea.
Această schimbare de culoare apare în preajma unei picături de bază, care tocmai ce a venit din biuretă,
iar motivul este că, pentru moment, în această zonă este un exces de ion hidroxid.
Imediat ce agităm puțin paharul, fenolftaleina redevine incoloră.
Însă acest este un semn că ne apropiem de final și trebuie să avem și mai multă atenție.
Adăugăm soluția din biuretă picătură cu picătură și oprim picurarea atunci când culoarea indicatorului se schimbă de tot.
Deci atunci când avem în pahar un rozpal. Dacă așteptăm până când fenolftaleina devine roșie,
atunci clar am ratat punctul de echivalență.
Așadar, în acest moment în care indicatorul este rozpal și rămâne așa și după ce agităm paharul, am atins punctul de echivalență.
La punctul de echivalență, toți molii de ion de hidrogen prezenți în pahar, adică în soluția de acid de concentrație necunoscută,
au reacționat cu un număr echivalent de moli de ion hidroxil adăugați din biuretă.
Citim volumul soluției de hidroxid de sodiu care a rămas în biuretă, deci acesta este V final și în cazul nostru este 33,5 ml.
Acum avem toate datele necesare pentru a afla molaritatea acidului clorhidric din pahar.
Primul pas este să echilibrăm ecuația reacției de neutralizare.
Conform ecuația este o echiometrică, vândem că un mol de acid clorhidric neutralizează un mol de hidroxid de sodiu.
Să reluăm aici datele pe care le cunoaștem.
Avem volumul de acid clorhidric.
Acest volum este neutralizat cu hidroxid de sodiu 0,15 molar.
Prima citire a biuretei a fost 0,1 ml.
Apoi avem citirea finală a biuretei cu hidroxid de sodiu.
Și din aceste date trebuie să determinăm concentrația molară a acidului clorhidric.
Prin diferența Vf minus Vi, obținem volumul de soluție de hidroxid de sodiu utilizat pentru titrare.
Și anume 33,5 ml minus 0,1 ml.
Avem un volum de 33,4 ml.
Și pentru că lucrăm cu concentrații molare, trebuie să transformăm mililitri în litri.
Deci împărțim acest număr la 1000 și obținem volumul în litri.
Deci acesta este volumul de soluție de hidroxid de sodiu care a neutralizat un volum de 0,05 litri acid clorhidric.
Am transformat și acest volum în litri.
Cunoaștem concentrația molară a hidroxidului de sodiu.
Așadar putem afla numărul de moli de hidroxid de sodiu care s-au consumat în titrare.
Și pentru asta vom folosi formula concentrației molare.
Deci numărul de moli de hidroxid de sodiu este egal cu concentrația molară ori volumul.
Și înlocuim aceste valori.
Litru se simplifică cu litru și obținem 0,00501 mol sau mai simplu 5,01 ori 10 la minus 3 mol de hidroxid de sodiu.
Conform ecuației reacției de neutralizare, numărul de moli de hidroxid de sodiu este egal cu numărul de moli de acid clorhidric.
De unde rezultă că numărul de moli de acid clorhidric este egal tot cu 5,01 ori 10 la minus 3.
Și cunoscând volumul de acid clorhidric putem să aflăm concentrația molară.
Și obținem o concentrație molară a acidului clorhidric de 0,1002 mol pe litru.
Așadar, un volum de 50 ml de acid clorhidric 0,1 molat neutralizează 33,4 ml de hidroxid de sodiu 0,15 molar.
Și rezultatul are sens. Un volum mai mare de acid mai puțin concentrat neutralizează un volum mai mic de bază mai concentrată.
Verificând și prin calcul, 0,05 litri ori 0,1 mol pe litru este egal cu 0,005 mol
și 0,005 mol este aproximativ egal cu 0,033 litri ori 0,15 mol pe litru.
Așadar, prin acest calcul de verificare vedem că am efectuat cu succes o titrare acidobazică
prin care am aflat molaritatea unei soluții de acid.