classes et les laboratoires de chimie d'introduction ont vous pratiquez beaucoup de calculs liés titration-parce que ces types de problèmes vous permettent de vous familiariser avec les équilibres aqueux acide-base et de développer les compétences que vous allez utiliser tout au long de votre carrière de chimie. Il est une bonne idée de pratiquer des calculs de titrage, car ils sont à peu près certain de se présenter aux examens. Vous ne devez pas réellement faire un titrage à la pratique - vous pouvez juste travailler les problèmes sur le papier.
Instructions
Types de problèmes
1 Ajouter un agent de titrage, dont la concentration précise est connue, à un analyte jusqu'à ce que tout l'analyte est neutralisée. En titrages acide-base (le type le plus commun), le réactif est toujours soit une base forte ou un acide fort. Le point où l'analyte est neutralisé est appelé le point stoechiométrique. Si vous suivez le pH de l'analyte à travers le titrage, vous devriez obtenir une belle courbe en forme de S ou en forme de sigmoïde. Le point sur le graphique avec la pente la plus raide marque le point stoechiométrique.
2 Essayez les problèmes de pratique suivants:
1) Utiliser 50 mL d'hydroxyde de sodium 4 M pour atteindre le point stoechiométrique lors de la titration d'un échantillon d'acide chlorhydrique 250 ml. Quelle a été la concentration initiale de l'échantillon d'acide chlorhydrique?
2) Utiliser une solution d'hydroxyde de sodium 4 M pour titrer 250 ml d'analyte contenant 0,5 M d'acide acétique. La Ka de l'acide acétique est de 1,74 x 10 ^ -5. Quel est le pH de l'analyte a) avant que le titrage commence, b) après avoir ajouté 5 ml de NaOH et c) 1/2 de la voie au point stoechiométrique?
Les sections ci-dessous vous donnera les compétences dont vous avez besoin pour résoudre ces problèmes, et les réponses à la fois apparaître dans la section Conseils pour que vous puissiez vérifier votre travail.
3 Diviser les problèmes de titrage en deux grandes catégories: les problèmes où la concentration de l'analyte est inconnu et vous avez besoin de le comprendre sur la base du volume de titrant ajouté, et les problèmes où vous avez besoin pour calculer le pH à différents points au cours du titrage.
Analyte Concentration
4 Commencez avec le premier type de problème - celui où vous avez besoin de comprendre la concentration de l'analyte.
5 Multipliez le volume du titrant ajouté par sa concentration pour obtenir le nombre de moles de réactif. Si vous avez ajouté 75 ml du réactif et de la concentration du réactif était de 0,5 M, par exemple, vous devez multiplier 75 mL par 0,5 mole / litre après la conversion de 75 ml en litres, comme suit:
(75/1000) x 0,5 = 0,0375 moles.
6 Multiplier le résultat par le nombre de molécules d'agent de titrage nécessaire pour neutraliser une molécule d'analyte. Vous avez maintenant le nombre de moles d'analyte. Pour continuer l'exemple, si vous avez besoin de deux molécules de réactif pour neutraliser une molécule d'analyte, et vous avez ajouté 0,0375 moles de réactif, vous devez multiplier 0,0375 x 2 = 0,075 moles.
7 Diviser le nombre de moles d'analyte par le volume initial en litres de la substance à analyser. Si son volume initial est de 500 mL, par exemple, puis 0,0375 / (500/1000) = 0,075 M ou moles / litre pour l'analyte, et ce serait la solution à votre problème.
pH Pendant Titration
8 Rappelez-vous que le pH au début du titrage est simplement déterminée par la concentration de l'analyte. Ces types de problèmes comprennent généralement la concentration de l'analyte et le Ka ou Kb de la substance chimique qu'il contient, pour que vous sachiez à quel point était initialement présent et vous pouvez calculer le pH en utilisant le Ka de l'acide (ou Kb de la base).
Exemple: Supposons que, au début de votre titrage, vous avez une solution molaire de l'acide acétique 0,25. La Ka de l'acide acétique est de 1,74 x 10 ^ -5. de sorte que vous pouvez calculer le pH en utilisant l'expression d'équilibre que vous avez appris plus tôt dans la chimie générale. Si vous avez besoin d'un rappel sur les constantes d'équilibre, cliquez sur le troisième lien dans la section Ressources pour plus d'informations. Rappelez-vous que l'acide acétique est un acide faible, de sorte que nous pouvons approcher l'équation comme suit:
1,74 x 10 -5 ^ = x ^ 2 / 0,25
donc multiplier les deux côtés de 0,25 puis prendre la racine carrée pour obtenir ce qui suit:
x = (4,34 x 10 ^ -6) ^ 02/01
x = 2,08 x 10 ^ -3
puis prendre le log négatif de ce résultat pour obtenir le pH, ce qui donne le résultat suivant:
pH = -log (2,08 x 10 ^ -3) = 2.68
9 Rappelons que lors de la partie suivante du titrage, le produit chimique dans l'analyte est neutralisée à devenir sa base conjuguée (ou acide conjugué), de sorte que la concentration de base conjuguée / acide augmente, tandis que la concentration de l'espèce d'origine diminue. Vous pouvez déterminer le pH à tout moment au cours de cette phase avec l'équation suivante pour un acide:
pH = log (B / A) + pKa
et l'équation suivante pour une base de:
pOH = log (A / B) + pKb.
Notez que le pKb est le logarithme négatif de la Kb, tandis que le pKa est le logarithme négatif de la Ka. B représente la concentration d'une base conjuguée dans ces expressions, tandis que A représente la concentration d'un acide conjugué.
Exemple: Si 10 ml d'hydroxyde de sodium 5 M est ajoutée à 150 ml de 1 M d'acide acétique, quel est le nouveau pH?
Réponse: 150 ml d'acide acétique = (150 ml) / (1000 ml par litre) = 0,15 litres.
Multipliez cela par la concentration pour donner 0,15 L x 1 M = 0,15 mole.
10 ml de NaOH = 10 ml / 1000 ml par L = 0,010 L.
Multipliez cela par la concentration pour donner 0,010 L x 5 M = 0,050 moles.
0,05 mole de NaOH neutralisera 0,05 mole d'acide acétique, de sorte que le nouveau nombre de moles d'acide acétique est de 0,1, alors qu'il ya maintenant 0,05 mole de base conjuguée. Depuis que vous avez ajouté titrant, cependant, le volume de la solution a changé. Son volume total est égal au volume de titrant plus le volume ajouté de l'analyte initialement présent - en d'autres termes, il y a maintenant 160 ml au total. Vous devez diviser les nouvelles quantités d'acide acétique et base conjuguée par le nouveau volume pour obtenir la concentration de chacun, comme suit:
0,05 mole / 0,16 L = 0,3125 M base conjuguée.
0,1 mole / 0,16 L = 0,625 M d'acide conjugué.
Brancher ces nombres dans l'équation ci-dessus de la manière suivante:
pH = pKa + log (0,3125 / 0,625)
pH = pKa + log 0,5
pH = pK - 0,301
Le pKa de l'acide acétique est de 4,76, de sorte que le nouveau pH serait de 4,76 à 0,301.
dix Rappelez-vous que le pH ou pOH à mi-chemin au point stoechiométrique sera exactement égal au pKa (pour un acide) ou le pKb (pour une base). Vous pouvez déduire cela des équations pour pOH et le pH au cours de la deuxième phase du titrage, parce que le journal de quoi que ce soit sur elle-même est 0.
Exemple: Si une solution d'acide acétique est titré à mi-chemin au point stoechiométrique, quel sera le pH être? La Ka de l'acide acétique est de 1,74 x 10 ^ -5.
Réponse: Depuis le Ka de l'acide acétique est de 1,74 x 10 ^ -5, le log négatif de ce nombre est de 4,76, de sorte que le pH à mi-chemin au point stoechiométrique sera 4,76.
Conseils et avertissements
- Réponse à premier problème pratique: 0,8 M
- Réponse à la deuxième problème pratique: a) 2,53, b) 2,96 c) 4,76