WSTĘP TEORETYCZNY:

Miareczkowanie pehamteryczne- Polega na pomiarze pH miareczkowanego roztworu po dodaniu kolejnych porcji odczynnika miareczkującego. pH wyliczamy z następującego wzoru:

pH=-log a_H

gdzie a to aktywność jonów wodorowych.

Krzywa miareczkowania pehametrycznego- jest to wykres pH roztworu od objętości dodanego odczynnika miareczkującego.

Miareczkowanie mocnego kwasu mocną zasadą (kwasu solnego zasadą sodową)

Krzywa miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą

Na początku obserwujemy nieznaczne zmiany pH roztworu miareczkowanego. W pobliżu punktu stechiometrycznego dochodzi to gwałtownego wzrostu pH. Stężenie jonów wodorowych jest takie jak w czystej wodzie. Gdy punkt równoważnikowy zostaje przekroczony pH dalej wzrasta gdyż jest to spowodowane przyrostem stężenia jonów OH^-.

Miareczkowanie słabego kwasu mocną zasadą (kwasu octowego zasadą sodową)

Krzywa miareczkowa słabego kwasu mocną zasadą

Podczas tego miareczkowania stężenie jonów H⁺ zależy od stopnia dysocjacji kwasu. Po dodaniu odczynnika miareczkującego część kwasu przechodzi w sól.

Dysocjacja słabego kwasu jest opisana przez termodynamiczną stałą równowagi:

$$K_{a} = \frac{a_{H +} a_{Ac -}}{a_{\text{HAc}}} \equiv \frac{c_{H +} c_{Ac -}}{c_{\text{HAc}}} \frac{\Upsilon_{H +} \Upsilon_{Ac -}}{\Upsilon_{\text{HAc}}}$$

Gdy mamy do czynienia z roztworem rozcieńczonym przyjmujemy że Υ_HAc i Υ_Ac są bliskie jedności. Obecność soli zmniejsza dysocjację słabego kwasu przyjmujemy że c_HAc=c_kwas oraz że c_Ac-=c_sól. Równanie przyjmuje wtedy postać:

$$K_{a} = \frac{a_{H +} a_{sol}}{a_{\text{kwas}}}$$

Z której pH liczymy ze wzoru:

$$pH = PK_{a} - \log\frac{c_{\text{kwas}}}{c_{sol}}$$

Jest to zarazem równanie Hendersona-Hasselbacha.

Punkt przegięcia krzywej można wyznaczyć z maksimum pierwszej pochodnej:

$$\frac{\Delta(pH)}{\Delta V_{\text{NaOH}}} = f(V_{\text{NaOH}})$$