Titrarea este a tehnică folosit în chimia analitică la determinați concentrația a unui acid sau a unei baze necunoscute. Titrarea implică adăugarea lentă a unei soluții în care concentrația este cunoscută volumul unei alte soluții în care concentrația nu este cunoscută până când reacția atinge dorința nivel. Pentru titrări de acid / bază, se atinge o schimbare de culoare de la un indicator de pH sau o citire directă folosind un contor de pH. Aceste informații pot fi utilizate pentru a calcula concentrația soluției necunoscute.
Dacă pH-ul unei soluții acide este reprezentat în raport cu cantitatea de bază adăugată în timpul unei titrări, forma graficului se numește curbă de titrare. Toate curbele de titrare a acidului urmează aceleași forme de bază.
La început, soluția are un pH scăzut și urcă pe măsură ce se adaugă baza puternică. Pe măsură ce soluția se apropie de punctul în care toate H + sunt neutralizate, pH-ul crește brusc și apoi nivelează din nou pe măsură ce soluția devine mai de bază pe măsură ce se adaugă mai multe ioni.
Prima curbă arată un acid puternic fiind titrat de o bază puternică. Există creșterea inițială lentă a pH-ului până când reacția se apropie de punctul în care se adaugă doar o bază suficientă pentru a neutraliza tot acidul inițial. Acest punct se numește punct de echivalență. Pentru o reacție acidă / bază puternică, aceasta se produce la pH = 7. Pe măsură ce soluția trece prin punctul de echivalență, pH-ul își încetinește creșterea atunci când soluția se apropie de pH-ul soluției de titrare.
Un acid slab se disociază doar parțial de sarea sa. PH-ul va crește normal la început, dar, pe măsură ce ajunge într-o zonă în care soluția pare a fi tamponată, nivelul pantei iese. După această zonă, pH-ul crește brusc prin punctul său de echivalență și nivelează din nou ca reacția acidă puternică / bază puternică.
Primul este punctul de jumătate de echivalență. Acest punct apare la jumătatea unei regiuni tamponate unde pH-ul abia se modifică pentru o mulțime de baze adăugate. Punctul de jumătate de echivalență este atunci când se adaugă doar o bază suficientă pentru ca jumătatea acidului să fie transformată în baza conjugată. Când se întâmplă acest lucru, concentrația de H+ ionii sunt egali cu KA valoarea acidului. Faceți acest pas mai departe, pH = pKA.
Al doilea punct este punctul de echivalență mai mare. După ce acidul a fost neutralizat, observați că punctul este peste pH = 7. Când un acid slab este neutralizat, soluția care rămâne este de bază datorită bazei conjugate a acidului rămâne în soluție.
Al treilea grafic rezultă din acizi care au mai mult de un H+ ion să renunțe. Acești acizi sunt numiți acizi poliprotici. De exemplu, acidul sulfuric (H2ASA DE4) este un acid diprotic. Are două H+ ioni la care poate renunța.
Aceasta este în esență titrarea a doi acizi simultan. Curba arată aceeași tendință ca o titrare slabă a acidului, în cazul în care pH-ul nu se modifică o perioadă de timp, crește și crește din nou. Diferența apare atunci când are loc a doua reacție acidă. Aceeași curbă se întâmplă din nou când o modificare lentă a pH-ului este urmată de un vârf și nivelare.
Fiecare „coc” are propriul punct de jumătate de echivalență. Punctul primului coc apare atunci când se adaugă doar o bază suficientă la soluție pentru a converti jumătate din H+ ioni de la prima disociere la baza conjugată sau este KA valoare.
Acest grafic ilustrează un acid diprotic. Pentru donarea unui acid cu mai mulți ioni de hidrogen [de exemplu, acid citric (H3C6H5O7) cu 3 ioni de hidrogen] graficul va avea o a treia cocoașă cu un punct de jumătate de echivalență la pH = pK3.