Tomasz Seliwiorstow

Wydział Biotechnologii i Nauk o Żywności

Kierunek: biotechnologia

Grupa B2

Ćwiczenie nr 53

Tytuł ćwiczenia : Miareczkowanie pehametryczne

Data wykonania ćwiczenia....................

Data oddania sprawozdania..................

Data zwrotu sprawozdania....................

Data ponownego oddania sprawozdania..............

Wstęp:

Miareczkowanie pehametryczne polega na pomiarze pH miareczkowanego roztworu po dodaniu kolejnych porcji titranta (odczynnika miareczkującego). pH jest to ujemny logarytm z aktywności jonów wodorowych, a_H+: pH = - log a_H,

Wykres zależności pH roztworu miareczkowanego od ilości dodanego titranta nosi nazwę krzywej miareczkowania pehametrycznego.

Miareczkowanie mocnego kwasu mocna zasadą, np. kwasu solnego ługiem sodowym:

HCI(aq) + NaOH(aq) = NaCI (aq) + H₂O(c)

Początkowo zmiany pH roztworu miareczkowanego są. małe. W miarę dodawania roztworu ługu stopniowo ubywa jonów wodorowych, H*, które są zastępowane jonami Na*. W pobliżu punktu stechiometrycznego następuje gwałtowna zmiana pH. W tym punkcie stężenie jonów wodorowych jest takie jak w czystej wodzie, a odpowiadające temu stężeniu pH = 7. Po przekroczeniu punktu równoważnikowego dodatek zasady prowadzi do dalszego wzrostu pH roztworu, ze względu na przyrost stężenia jonów OH".

Miareczkowanie słabego kwasu mocna zasadą

W czasie miareczkowania słabego kwasu, np. kwasu octowego mocną zasadą, np. NaOH stężenie jonów H⁺ w roztworze zależy od stopnia dysocjacji tego kwasu. Dodanie titranta przeprowadza część kwasu w sól (czyli według teorii Bronsteda sprzężoną z nim zasadę) zgodnie z reakcją:

CH₃COOH(aq) + OH^-(aq) = CH₃COO^-(aq) + H₂0

W każdym punkcie miareczkowania ustala się stan równowagi opisanej stałą równowagi K_a:

Jeśli pominiemy niewielki ubytek stężenia CH₃COOH spowodowany jego dysocjacją oraz założymy, że aktywność niezdysocjowanego kwasu, a_CH3COOH, jest równa jego stężeniu w roztworze, [kwas], a ponadto, że współczynnik aktywności jonów octanowych w roztworze jest zbliżony do 1, to możemy napisać, że aktywność, a_CH3COO, jest w przybliżeniu równa stężeniu jonów octanowych w roztworze, [sól]. Stąd mamy:

Logarytmując ostatnie równanie i zmieniając znak po obu stronach dochodzimy do równania Hendersona-Haselbacha

W połowie drogi miareczkowania, gdy zobojętniona jest połowa wyjściowej ilości kwasu, stężenia kwasu i zasady są sobie równe, wtedy pH ≈ pK_a. W punkcie równoważnikowym ilość dodanej zasady odpowiada wyjściowej ilości kwasu. W punkcie tym roztwór ma odczyn zasadowy. Dodanie następnych porcji zasady powoduje dalszy wzrost pH roztworu badanego. Położenie punktu równoważnikowego wyznacza się określając punkt przegięcia na krzywej miareczkowania, w którym przyrost pH jest najszybszy. Dokładniej punkt ten można wyznaczyć rysując krzywą pochodną

której maksimum określa równowagową objętość dodanego ługu, (V_NaOH)_równ-

Zasada pomiaru pH. Do pomiarów pH wykorzystuje się ogniwo zbudowane z elektrody pomiarowej, którą jest elektroda szklana i elektrody odniesienia, którą jest elektroda kalomelową. Elektrody zanurzone są w roztworze badanym o nieznanym stężeniu jonów wodorowych. Potencjał elektrody szklanej wyrażony wzorem:

jest liniową funkcją aktywności jonów wodorowych, a potencjał elektrody odniesienia jest stały, niezależny od pH roztworu. Siła elektromotoryczna takiego ogniwa wynosi:

ponieważ w temperaturze 25°C iloraz 2,3
= 0,059, jeśli przyjmiemy ponadto, że:
; to:

Zgodnie z powyższym równaniem E jest liniową funkcją pH. Zmiana pH o jednostkę wywoła zmianę SEM tego ogniwa o 0,059 V. Przyrządy używane do pomiarów pH nazywane pehametrami są bezpośrednio wyskałowane w jednostkach pH. Ze względu na to, że parametr A we wzorze na potencjał elektrody szklanej zależy od jej budowy, a także zmienia się w czasie, konieczne jest kalibrowanie pehametru przy pomocy roztworów-buforowych, do tego celu może być stosowany np. 0,05 M kwaśny ftalan potasu, który w temp. 25°C ma pH = 4,00.

Tabela wyników

Mocny kwas
VNaOH [ml]	pH
0	1,86
0,5	1,87
1	1,92
1,5	1,95
2	2,00
2,5	2,08
3	2,16
3,5	2,28
4	2,45
4,5	2,63
4,7	3,38
4,9	3,42
5,0	3,46
5,2	6,67
5,3	8,79
5,4	9,86
5,5	10,26
5,6	10,50
5,7	10,70
5,8	10,88
5,9	10,96
6,0	11,13
6,1	11,20
6,3	11,25
6,5	11,39
6,7	11,41
7,0	11,48
7,5	11,55
8,0	11,62
8,5	11,68
9,0	11,72
9,5	11,76
10,0	11,80
10,5	11,81
11,0	11,82
11,5	11,83
12,0	11,85
12,5	11,87

Słaby kwas
VNaOH [ml]	pH
0	1,90
0,5	1,92
1	1,95
1,5	1,99
2	2,03
2,5	2,08
3	2,13
3,5	2,20
3,7	2,23
3,9	2,26
4,1	2,30
4,3	2,34
4,5	2,37
4,7	2,41
4,9	2,47
5,1	2,53
5,3	2,60
5,6	2,73
5,8	2,83
6	2,99
6,2	3,37
6,4	3,56
6,6	3,95
6,8	4,16
7	4,31
7,2	4,43
7,4	4,52
7,6	4,61
7,8	4,68
8,1	4,75
8,6	4,88
9,1	5,00
9,6	5,13
10,1	5,23
10,6	5,36
11,1	5,48
11,6	5,60
12,1	5,75
12,6	5,96
13,1	6,33
13,5	6,75
13,7	8,27
13,8	9,32
13,9	10,09
14,0	10,30
14,2	10,63
14,4	10,83
14,9	11,11
15,4	11,31
15,9	11,39
16,4	11,47

Wykres zmiany pH od objętości zasady

Wykres pochodnej krzywej miareczkowania od objętości dodanej zasady

Obliczam liczbę moli mocnego kwasu i stężenie molowe roztworu wyjściowego

Wykres zmiany pH podczas miareczkowania mocnego i słabego kwasu od objętości zasady

Wykres pochodnej krzywej miareczkowania od objętości dodanej zasady

Obliczam liczbę moli obu kwasów oraz stężenie molowe wyjściowe roztworów kwasów

Uwagi i wnioski

Metodą miareczkowania pehametrycznego wyznaczyć można zarówno stężenie pojedynczego kwasu, jak również stężenie kwasów słabego i mocnego w mieszaninie W przypadku miareczkowania mieszaniny słabego i mocnego kwasu konieczne jest dodanie acetonu, ze względu na istnienie zjawiska rozdziału słabego kwasu organicznego między fazę wody i acetonu. Ma to na celu częściowy rozdział mieszaniny kwasów, w wyniku, czego można wyznaczyć dwa punkty równoważnikowe

0

2

4

6

8

10

12

0,5

2

3,5

4,1

4,7

5,3

6

6,6

7,2

7,8

9,1

10,6

12,1

13,5

13,9

14,4

Serie1

---