Alkacymetria

[ Pobierz całość w formacie PDF ]
ALKACYMETRIA
KRZYWA MIARECZKOWANIA
Krzywa miareczkowania jest graficznym przedstawieniem przebiegu miareczkowania.
Ogólnie jest to zale
Ň
no
Ļę
funkcyjna mi
ħ
dzy logarytmem st
ħŇ
enia jednego z reagentów
(oznaczonego lub titranta) a ilo
Ä»
ci
Ä¢
dodanego titranta lub proporcjonalnym do niej stopniem
miareczkowania funkcji. Praktycznie jest to zale
Ň
no
Ļę
jakiej
Ä»
wielko
Ä»
ci mierzonej (zmiennej
podczas miareczkowania) od ilo
Ä»
ci dodanego titranta, np. SEM
ogniwa wska
Å…
nika
=f(V
o
) A = f(V
t
).
Obj
ħ
to
Ļę
dodanego titranta mo
Ň
na równie
Ň
zast
Ä¢
pi
Ä™
wielko
Ä»
ciami proporcjonalnymi np.
liczb
Ä¢
impulsów ładunkiem elektrycznym itp.
W alkacymetrii pH = F(f) lub pH = f(V
t
)
UÅ‚amek zmiareczkowania jest to stosunek liczby moli (milimoli) dodanej titranta do
liczby moli (milimoli) substancji miareczkowanej
F =
c
t
V
t
c
V
o
o
lub stosunek obj
ħ
to
Ä»
ci titranta dodanej do danego momentu V
t
do obj
ħ
to
Ä»
ci titranta dodanej w
PR V
tPR
f =
V
t
=
V
C
t
=
V
C
t
V
V
C
V
C
tPR
tPR
t
o
o
V
o
- obj
ħ
to
Ļę
pocz
Ä¢
tkowa próbki
C
o
-st
ħŇ
enie normalne oznaczonego składnika bowiem z definicji V
tPR
Ct
= V
o
C
o
kiedy to f = 1
f zmienia si
ħ
od 0 na pocz
Ä¢
teku miareczkowania (bez dodania titranta) przez 1 - w PR
do f
>
1 w zakresie tzw. przemiareczkowania.
Znajomo
Ļę
krzywych miareczkowania pozwala na przewidywanie przebiegu miareczkowa
ı
,
dobór metod wyznaczania PR itp.
Mo
Ň
na wyró
Ň
ni
Ä™
5 przypadków miareczkowania alkacymetrycznego:
1)
mocny kwas mocn
Ä¢
zasad
Ä¢
–alkalimetria;
2)
mocn
Ä¢
zasad
Ä¢
mocnym kwasem-acydymetria;
3)
słaby kwas mocn
Ä¢
zasad
Ä¢
-alkalimetria;
4)
słaba zasada mocnym kwasem-acydymetria;
5)
słaby kwas słab
Ä¢
zasad
Ä¢
i odwrotnie.
t
t
Przypadek 5 praktycznie nie zachodzi, bowiem analityk mog
Ä¢
c wybra
Ä™
titrant zawsze
wybierze mocny kwas lub zasad
ħ
, co pozwala na osi
Ä¢
gni
ħ
cie lepszych wyników
Do obliczenia krzywej miareczkowania mo
Ň
na wyj
Ļę
z analizy stanów układów:
f=0
0
<
f
<
1
f=1
f
>
1
Roztwór silnego
kwasu [H
3
O
+
]=C
HA
Nadmiar silnego kwasu
pH=7
Nadmiar silnej zasady
1
C
V
-
C
V
C
V
-
C
V
[H
3
O
+
]=
HA
o
o
z definicji
[OH]=
HA
o
o
V
+
V
V
+
V
o
o
Roztwór silnej
Nadmiar silnej zasady
Nadmiar silnego kwasu
zasady
C
V
-
C
V
pH=7
z definicji
2
[OH
-
]=
b
o
HA
C
V
-
C
V
k
V
+
V
[H
3
O
+
]=
HA
B
o
[H
3
O
+
]=
w
o
V
+
V
c
o
b
Roztwór słabego
Sól
3
kwasu
Układ buforowy
hydrolizuj
Ä¢
ca
Nadmiar silnej zasady
[H
3
O
+
]=
k
a
c
HA
pH
>
7
Roztwór słabej
Sól
zasady
4
Układ buforowy
hydrolizuj
Ä¢
ca
Nadmiar silnego kwasu
k
[H
3
O
+
]=
w
c
pH
<
7
k
b
b
Mo
Ň
na równie
Ň
wyj
Ļę
z analizy bilansu ładunku, co doprowadza do równania ogólnego, które
z kolei po wprowadzeniu uproszcze
ı
dla poszczególnych przypadków doprowadzi do
analogicznych wniosków i równa
ı
, co poprzednio.
W roztworze podczas miareczkowania alkacymetrycznego s
Ä¢
tylko nast
ħ
puj
Ä¢
ce jony,
których st
ħŇ
enia zmieniaj
Ä¢
si
ħ
:
B+
H
3
O
+
OH
-
A
-
Kationy zasadowe
Aniony kwasowe
A roztwór musi by
Ä™
elektrycznie oboj
ħ
tny;
[B+] + [H
3
O
+
] = [OH
-
] + [A
-
]
Rozpatrujemy przypadek 3
SÅ‚aby kwas HA mocny BOH
[B+] =
c
B
+
V
V
V
o
[A
-
] =
k
a
[
3
+
HA
]
z dysocjacji kwasu
[
H
O
]
[A
-
] + [HA] =
c
HA
+
V
o
bilans masy
V
V
o
c
V
[
A
-
][
H
3
+
O
]
[A
-
] =
HA
+
o
-
V
V
k
o
a
[A
-
](1+
[
3
+
H
O
]
=
c
HA
+
V
o
k
V
V
a
o
[A
-
] =
k
a
·
c
HA
+
V
o
k
+
[
3
+
H
O
]
V
V
a
o
c
B
+
+ [H
3
O
+
] = [OH
-
] +
k
a
·
c
HA
+
V
o
V
V
k
+
[
3
+
H
O
]
V
V
o
a
o
1
·(c
B
V -
k
a
·c
HA
V
o
) =
k
w
-[H
3
O
+
]
V
o
+
V
k
+
[
3
+
H
O
]
[
3
+
H
O
]
a
c
HA
+
V
o
(
f-
k
a
) =
k
w
-[H
3
O
+
]
V
V
k
+
[
3
+
H
O
]
[
3
+
H
O
]
o
a
k
a
=
a
stopie
ı
dysocjacji kwasu
gdy
a
= 1 mamy przypadek 1
k
+
[
3
+
H
O
]
a
c
HA
+
V
o
(
f-
k
a
) =
k
w
-[H
3
O
+
] równanie ogólne
V
V
k
+
[
3
+
H
O
]
[
3
+
H
O
]
o
a
V
 k
a
=
a
a
= 1
k
+
[
3
+
H
O
]
a
1 przypadek
c
HA
+
V
o
(f-1) =
k
w
-[H
3
O
+
]
V
V
[
3
+
H
O
]
o
f = 0
Zało
Ň
enia:
1)
[H
3
O
+
]>>[OH
-
]
f = 0 ® V = 0
c
HA
V
×
V
o
(-1) = -[H
3
O
+
]
-log[H
3
O
+
] = pH
o
[H
3
O
+
] = c
HA
0
<
f
<
1
Zało
Ň
enie
1) [H
3
O
+
]
>>
[OH
-
] niesłuszne dla f zbli
Ň
onych do 1
c
HA
+
V
o
(f-1) = - [H
3
O
+
]
V
V
o
[H
3
O
+
] =
c
HA
+
V
o
(1-f)
V
V
o
f=1
[H
3
O
+
] = [0H
-
]
k
w
= [H
3
O
+
] pH = 7
[
3
+
H
O
]
[H
3
O
+
] = k
w
[H
3
O
+
] =
w
k
 f
>
1
zało
Ň
enie 1) [H
3
O
+
]
>>
[OH
-
] niewa
Ň
ne dla f zbli
Ň
onych do 1
c
HA
+
V
o
(f-1) =
k
w
V
V
[
3
+
H
O
]
o
Przypadek 3
f = 0
zał. 1) [H
3
O
+
]>>[OH
-
]
2) [H
3
O
+
]
>>
k
a
dla bardzo słabych kwasów
c
HA
+
V
o
(f-
k
a
) =
k
w
-[H
3
O
+
]
V
V
k
+
[
3
+
H
O
]
[
3
+
H
O
]
o
a
c
HA
(f-
k
a
) = -[H
3
O
+
]
k
+
[
3
+
H
O
]
a
k
a
c
HA
= [ H
3
O
+
] (k
a
+[H
3
O
+
] )
[H
3
O
+
] =
k
a
c
HA
lub gdy nie spełnione jest 2)
[H
3
O
+
]
2
+ k
a
[H
3
O
+
] -k
a
c
HA
= 0
0
<
f
<
1
zał. 1) [OH
-
]-[H
3
O
+
]
<<
c
HA
+
V
o
V
V
o
c
HA
+
V
o
(f-
k
a
) =
k
w
-H
3
O
+
]
V
V
k
+
[
3
+
H
O
]
[
3
+
O
]
o
a
(f-
k
a
) = 0
k
+
[
3
+
H
O
]
a
H
  [ Pobierz całość w formacie PDF ]