Titratie van een sterk zuur met een sterke base en van een sterke base met een sterk zuur

Blok 1: Inleiding titratie (doel en principe)

Definitie

Titratie is een volumetrische analysetechniek waarbij een oplossing met een bekende concentratie (de titrant) stapsgewijs wordt toegevoegd aan een oplossing waarvan de concentratie van een bepaald bestanddeel (meestal een zuur of base, de analyte) onbekend is, met als doel het exacte gehalte van die analyte te bepalen. Bij de titratie van een sterk zuur met een sterke base of omgekeerd, verloopt de reactie nagenoeg volledig, zonder noemenswaardig chemisch evenwicht.

Belangrijke concepten

• Doel van titratie: Bepalen van de molconcentratie van een zuur of base in een onbekende oplossing.

• Werkwijze: - Sterk zuur titreren met sterke base: De sterke base wordt druppelsgewijs toegevoegd aan het sterke zuur totdat alle zuur met de base heeft gereageerd. - Sterke base titreren met sterk zuur: Het sterke zuur wordt toegevoegd aan de sterke base, tot alle base geneutraliseerd is.

• Uitstoichiometrische reactie: Elk molecuul zuur reageert met exact één molecuul base, zonder restanten of gedeeltelijke omzetting.

• Volledige omzetting: De reactie gaat vrijwel volledig naar rechts; aan het equivalentiepunt is alle initiële zuur of base volledig omgezet.

Formules en berekeningen

• Algemene reactie: $\text{H}_3\text{O}^+_{(aq)} + \text{OH}^-_{(aq)} \rightarrow 2\;\text{H}_2\text{O}_{(l)}$

• Stoichiometrisch: $n(\text{H}_3\text{O}^+) = n(\text{OH}^-)$ op het equivalentiepunt.

Praktijkvoorbeelden

1. Bepalen van zwavelzuurgehalte in een oplossing: Men titrert 25,00 mL zwavelzuur met een natronloogoplossing van 0,100 M, volgt de pH met een pH-meter, en bepaalt aan de hand van de curve wanneer het neutrale punt (pH 7) bereikt is.

2. Analyse van basisch waswater: Een monster van 10,00 mL natronloog wordt getitreerd met zoutzuur van bekende concentratie. Zodra de oplossing kleurloos wordt (indicatorkleur), wordt het volume zuur genoteerd en het molgehalte base berekend.

Veel gemaakte fouten

• Verwarren van het eindpunt (waar indicator omslaat) met het equivalentiepunt; bij sterk zuur/sterke base vallen deze praktisch samen, maar onnauwkeurige aflezing leidt tot foutief resultaat.

• Negeren van het feit dat alle zuur of base volledig wordt omgezet; fout bij invullen van vergelijking bij equivalentiepunt.

Blok 2: Kenmerken van de titratiecurve en het equivalentiepunt

Definitie

Het equivalentiepunt bij een titratie is het volume toegevoegde titrant waarbij het aantal toegevoegde molen titrant precies gelijk is aan het aantal molen van de te meten component (analyte) in de oplossing, oftewel waar $n_{\text{titrant}} = n_{\text{analyte}}$.

Belangrijke concepten

• Titratie van sterk zuur met sterke base: Equivalentiepunt bij pH = 7, want na volledige neutralisatie resteert zuiver water.

• Bufferwerking: Niet aanwezig bij een titratie van alleen sterke componenten.

• Afwijking bij zwakke componenten: Bij titratie van een zwak zuur/basis met een sterke tegenhanger verschuift pH van equivalentiepunt respectievelijk boven of onder pH 7.

• Berekening equivalentiepunt: Het benodigde volume titrant om de reactie volledig te laten verlopen volgt uit de molverhouding.

• Vergelijking toepassen: $c_{\text{analyte}} \cdot V_{\text{analyte}} = c_{\text{titrant}} \cdot V_{\text{equivalentie}}$

Formules en berekeningen

• Bepalen van volume op equivalentiepunt: $$n_{\text{analyte}} = c_{\text{analyte}} \cdot V_{\text{analyte}}$$ $$n_{\text{titrant}} = c_{\text{titrant}} \cdot V_{\text{titrant}}$$ $$\text{Op equivalentiepunt: } n_{\text{analyte}} = n_{\text{titrant}} \implies c_{\text{analyte}} \cdot V_{\text{analyte}} = c_{\text{titrant}} \cdot V_{\text{equivalentie}}$$

• Oplossen naar: $$V_{\text{equivalentie}} = \frac{c_{\text{analyte}} \cdot V_{\text{analyte}}}{c_{\text{titrant}}}$$

Praktijkvoorbeelden

1. Sterk zuur met sterke base: 25,0 mL 0,150 M HCl wordt getitreerd met 0,100 M NaOH. $n(\text{HCl}) = 0,0250 \times 0,150 = 3,75 \times 10^{-3}$ mol $V_{\text{NaOH, eq}} = 3,75 \times 10^{-3} / 0,100 = 37,5$ mL Equivalentiepunt dus bij 37,5 mL, verwacht pH = 7.

2. Sterk base met sterk zuur: 10,0 mL 0,200 M NaOH wordt getitreerd met 0,100 M HNO₃. $n(\text{NaOH}) = 0,010 \times 0,200 = 2,00 \times 10^{-3}$ mol $V_{\text{HNO₃, eq}} = 2,00 \times 10^{-3} / 0,100 = 20,0$ mL Bij deze 20,0 mL is pH = 7.

Veel gemaakte fouten

• Onterecht aannemen dat equivalentiepunt altijd bij pH 7 ligt; dit geldt alleen bij titratie van sterke zuren met sterke basen.

• Verkeerd toepassen van molverhoudingen als er afwijkende stoichiometrie is (bijvoorbeeld als zwavelzuur getitreerd wordt met natronloog, tweewaardig zuur).

• Vergeten rekening te houden met het totaal volume bij verdere berekeningen van concentraties na het equivalentiepunt.

Blok 3: Typen titraties – overzicht en curves van sterke zuur/sterke base

Definitie

Er zijn vier basistypes zuur-base-titraties. Hier worden de twee relevante types voor een volledige neutralisatiereactie uitgelicht:

1. Titratie van een sterk zuur met een sterke base

2. Titratie van een sterke base met een sterk zuur

Belangrijke concepten

• Type 1: Sterk zuur (analyte) met sterke base (titrant): - Startpunt: Lage pH (<2) - S-vormige pH-curve: pH stijgt langzaam, tot zeer plotse stijging rond equivalentiepunt - Equivalentiepunt bij pH 7 - Curve: x-as = toegevoegd volume base (mL); y-as = pH

• Type 2: Sterke base (analyte) met sterk zuur (titrant): - Startpunt: Hoge pH (>12) - S-vormige daling in pH-curve bij toevoegen zuur - Equivalentiepunt bij pH 7 - Curve: x-as = toegevoegd volume zuur (mL); y-as = pH

Formules en berekeningen

• Bepalen hoeveelheid titrant: $$c_{\text{zuur}} \cdot V_{\text{zuur}} = c_{\text{base}} \cdot V_{\text{base}}$$ Equivalentiepunt: $(\text{pH} = 7)$

• Notatie van curves: - x-as: Toegevoegd volume titrant (mL) - y-as: pH

Praktijkvoorbeelden

1. Titratiecurve van HCl met NaOH: 25 mL 0,100 M HCl in de erlenmeyer. NaOH van 0,100 M titrant in de buret. - Start-pH laag, stijging begint geleidelijk bij titratie - Rond 25 mL toegevoegde NaOH stijgt pH haast verticaal van ~3 naar ~11 - Equivalentiepunt op curve precies bij pH 7; overgang zeer steil

2. Titratiecurve van NaOH met HCl: 10 mL 0,200 M NaOH, getitreerd met 0,100 M HCl. - Start-pH hoog, daling begint geleidelijk - Rond 20 mL toegevoegde HCl daalt pH abrupt van ~11 naar ~3 - Equivalentiepunt bij pH 7, curve is steil in neutraal bereik

Veel gemaakte fouten

• Verkeerde interpretatie van het equivalentiepunt op de curve (vaak aangezien voor het middelpunt van de curve, terwijl werkelijke pH-wisseling steiler is dan gedacht).

• Vergeten dat bij volumeberekeningen omrekening naar liters standaard is (fout door rekenen in mL zonder conversie).

• Vergissen tussen analyte en titrant bij het toepassen van de titratieformule, waardoor een foutief volume wordt berekend.

Blok 4: Titratie van een zwak zuur met een sterke base – stapsgewijze uitwerking en voorbeeldberekening

Definitie

Bij de titratie van een zwak zuur met een sterke base ontstaat een buffer vóór het equivalentiepunt; na het equivalentiepunt is enkel de geconjugeerde base aanwezig samen met een eventuele overmaat aan sterke base. Het equivalentiepunt bereikt men wanneer alle zwak zuur neutraal is, wat resulteert in een oplossing van de geconjugeerde base en water. De pH aan het equivalentiepunt ligt altijd boven 7, omdat de geconjugeerde base een basisch karakter heeft.

Belangrijke concepten

• Initiële pH bepaald door Kz van het zwakke zuur.

• Bij het equivalentiepunt: Enkel geconjugeerde base, dus pH wordt bepaald door de baseconstante Kb van deze ionen.

• Tussen begin en equivalentiepunt: Bufferwerking van mengsel zwak zuur en geconjugeerde base.

• Na equivalentiepunt: Overmaat sterke base bepaalt pH.

• Berekenen Kb uit Kz via waterconstante: $K_b = K_w / K_a$

Formules en berekeningen

1. StartpH (zwak zuur): $$\ce{CH3COOH + H2O <=> CH3COO^- + H3O^+}$$ $$$$