Кривая титрования - Titration curve

Типичная кривая титрования дипротоновой кислоты, щавелевой кислоты , титрованной сильным основанием, гидроксидом натрия . Видны обе точки эквивалентности.

Титрование часто записывается на графиках, называемых кривыми титрования , которые обычно содержат объем титранта в качестве независимой переменной и pH раствора в качестве зависимой переменной (поскольку он изменяется в зависимости от состава двух растворов).

Точка эквивалентности на графике - это место, где весь исходный раствор (обычно кислота ) нейтрализован титрантом (обычно основанием ). Это может быть вычислено точно, найдя вторые производные от кривого титрования и вычисления точек перегиба (где график изменения вогнутости ); однако в большинстве случаев достаточно простого визуального осмотра кривой. В данной кривой вправо, обе точки эквивалентности являются видимыми, после примерно 15 и 30 мл из раствора NaOH был титруют в кислой щавелевой раствора. Чтобы вычислить константу кислотной диссоциации (pK _a ), необходимо найти объем в точке полуэквивалентности, то есть там, где половина количества титранта была добавлена ​​для образования следующего соединения (в данном случае гидрогеноксалата натрия, затем оксалата динатрия ). . На полпути между каждой точкой эквивалентности, при 7,5 мл и 22,5 мл, наблюдаемый pH составлял примерно 1,5 и 4, давая pK _a .

В слабых монопротонных кислотах значима точка на полпути между началом кривой (до добавления титранта) и точкой эквивалентности: в этой точке концентрации двух видов (кислоты и конъюгированного основания) равны. Следовательно, уравнение Хендерсона-Хассельбаха можно решить следующим образом:

${\ displaystyle \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm {a}} + \ log \ left ({\ frac {[{\ mbox {base}}]} {[{\ mbox {кислота} }]}}\Правильно)}$

${\ Displaystyle \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm {a}} + \ log (1) \,}$

${\ Displaystyle \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm {a}} \,}$

Следовательно, можно легко найти pK _a слабой монопротоновой кислоты, найдя pH в точке на полпути между началом кривой и точкой эквивалентности и решив упрощенное уравнение. В случае кривой образца, K _a будет приблизительно 1,78 × 10 ⁻⁵ при визуальном осмотре (фактическое значение K _a2 составляет 1,7 × 10 ⁻⁵ ).

Для полипротонных кислот вычисление констант диссоциации кислоты лишь незначительно труднее: первую константу диссоциации кислоты можно рассчитать так же, как и для монопротоновой кислоты. Однако вторая константа диссоциации кислоты - это точка на полпути между первой точкой эквивалентности и второй точкой эквивалентности (и так далее для кислот, которые выделяют более двух протонов, таких как фосфорная кислота ).

использованная литература