Titrering av starka syror/baser

I den här artikeln går vi igenom titreringar av starka syror och baser. Titreringar av svaga syror och baser är mer komplicerat och gås igenom i en egen artikel. Se även vår allmänna artikel om titreringar.

Tireringsreaktion och titrator

Målet med en syrabastitrering är att bestämma koncentrationen av en syra- eller baslösning. Detta gör man genom att utföra en neutralisationsreaktion. Om det är en syras koncentration som ska bestämmas används därför en stark bas som titrator. Och om det är en bas vars koncentration ska bestämmas används en stark syra som titrator.

För att ta ett konkret exempel kan vi föreställa oss att vi har en saltsyralösning med okänd koncentration. En typisk titrering skulle kunna gå till så här:
Försöksuppställning för titrering av stark syra med stark bas.

  • En prov med en bestämd volym (t.ex. 10 ml) av den okända saltsyran placeras i en e-kolv.
  • En lösning av en stark bas med känd konc.
    (t.ex. 0.5 M NaOH) placeras i byretten.
  • Basen tillåts droppa ner
    i saltsyralösningen tills all saltsyra
    har reagerat.

Reaktionen som sker är neutralisation, och som produkt fås oftast ett salt och vatten. I exemplet med saltsyran blir reaktionsformeln

\[\mathrm{HCl(aq) + NaOH(aq) \longrightarrow NaCl(aq) + H_2O(l)}\,,\\\text{alternativt}\:\:\mathrm{H^+(aq) + OH^-(aq) \longrightarrow H_2O(l)}\,.\]

Genom att utnyttja molförhållandet i reaktionsformeln kan provets okända koncentration beräknas med hjälp av titratorns kända koncentration.

Titrerkurva

Titrerkurva för titrering av stark syra med stark bas som titrator.Anta att vi mäter pH-värdet under titreringen av den okända saltsyralösningen med en pH-meter, och plottar pH-värdet mot volymen tillsatt bas. Vi får då en så kallad titrerkurva såsom den till höger. Låt oss försöka förstå varför kurvan ser ut som den gör:

  • Precis i början är pH-värdet mindre än 7. Det är rimligt eftersom vi då har ren saltsyra och ett överskott av vätejoner.
  • När basen börjar tillsättas stiger pH-värdet, eftersom en del av saltsyran reagerar och bildar neutralt natriumklorid.
  • Vid ekvivalenspunkten (EP) har reaktionen skett fullständigt. Då har all saltsyra precis förbrukats och pH är precis 7, eftersom lösningen i e-kolven enbart består av neutralt natriumklorid och vatten.
  • Om vi fortsätter tillsätta bas kommer pH-värdet öka och bli större än 7,
    eftersom ett överskott av hydroxidjoner då byggs upp.
  • Kurvan ändras alltid som snabbast vid ekvivalenspunkten.
    Det beror på att pH-skalan är logaritmisk, vilket gör att en ändring i [H+] får mycket liten påverkan på pH-värdet om pH redan är lågt, och att en ändring i [OH] får en mycket liten påverkan på pH-värdet om pH redan är högt.

Om vi i stället undersöker en lösning av en stark bas, säg kaliumhydroxid, och använder saltsyra som titrator får kurvan ett omvänt utseende.

Försöksuppställning och titrerkurva för titrering av stark bas med stark syra som titrator.

Vi börjar på den basiska ursprungslösningens pH>7, och får sedan allt lägre pH-värde i takt med att mer saltsyra tillsätts. När lika mycket saltsyra har tillsatts, som vi hade kaliumhydroxid från början, dvs. vid ekvivalenspunkten, är pH=7 (den innehåller bara neutralt KCl). Om mer saltsyra tillsätts blir pH<7.

Identifiera ekvivalenspunkten

Det finns två huvudsakliga sätt att identifiera ekvivalenspunkten på vid en titrering av en stark syra eller stark bas. Båda sätten utnyttjar att vi vet att pH är 7 och ändras snabbt vid ekvivalenspunkten.

  • Använd en pH-meter och avläs pH-värde och volym med jämna mellanrum under titreringen. Gör extra många mätningar när du märker att pH ändras snabbt. Avsluta när pH stabiliseras igen.  Dra en linje mellan punkterna och få en kurva så som den ovan. Uppskatta var kurvan lutar som mest och läs av volymen.
  • Använd en pH-indikator som ger ett tydligt färgomslag runt pH 7 (BTB slår om från gult till blått mellan 6.0 och 7.6). Avbryt titreringen och avläs byretten vid färgomslaget.

En titrerkurva med omslagsintervallen för viktiga indikatorer utritade.Två andra indikatorer som är bra att känna till är fenolftalein (slår om från färglöst till rosa mellan 8.2 och 10) och metylrött (slår om från gult till rött mellan 4.4 och 6). Eftersom detta inte helt överenstämmer med pH vid EP finns risken att man tillsätter för mycket eller för lite bas. I praktiken (se uppgift 4 nedan) spelar detta dock inte så stor roll.

Exempel på beräkningar

Detta är typexempel på uppgifter som du bör kunna hantera. För att lösa dem behöver du kunna räkna med koncentration och formeln \(n=c\cdot V\).

Uppgift 1aTitrerkurvaSvar

Du vill bestämma koncentrationen av en saltsyralösning. Ett prov på 20.0 ml av saltsyran pipetteras upp. Som titrator använder du NaOH med koncentrationen 0.100 M. Du övervakar försöket med en pH-meter och får en titrerkurva som visas i en separat flik.

Avläs vid vilken volym tillsatt bas som ekvivalenspunkten nåddes.

Simulerad titrerkurva för ett titreringsexperiment.

Vi letar upp den punkt där kurvan lutar som mest. En uppskattning mellan 13.5 ml och 14 ml är godtagbar.  Vi räknar vidare med 13.8 ml.
Uppgift 1bSvarLösning

Använd svaret i uppgift 1a för att bestämma saltsyrans koncentration.

Koncentrationen är 0.0690 M.

Vi vet att titreringsreaktionen är

\[\mathrm{HCl(aq) + NaOH(aq) \longrightarrow NaCl(aq) + H_2O(l)}\,.\]

 Vid EP har denna reaktion precis skett fullständigt, vilket betyder att n(tillsatt NaOH, EP)=n(HCl, provet). Detta kan utnyttjas på följande sätt:

\(\mathrm{\mathit{n}(tillsatt\ NaOH,\ EP) = \mathit{V}(tillsatt\ titrator,\ EP)\cdot \mathit{c}(NaOH,\ titrator)=\\=(13.8\cdot 10^{-3}\,dm^3)\cdot (0.100\,mol/dm^3)=1.38\cdot 10^{-3}\,mol\,.}\)

\(\mathrm{\mathit{n}(HCl,\ prov) = \mathit{n}(NaOH,\ EP) = 1.38\cdot 10^{-3}\,mol\,.}\)

\(\mathrm{\mathit{c}(HCl,\ prov)=\mathit{n}(HCl,\ prov)/V(prov)=\\=(1.38\cdot 10^{-3}\,mol)/0.02000\,dm^3)=0.0690\,mol/dm^3\,.}\)

\(\mathrm{\mathit{c}(HCl, flaskan)=\mathit{c}(HCl, prov)=0.0690\,mol/dm^3\,.}\)

Uppgift 2Svar

Natriumhydroxidlösningar har en obotlig tendens att absorbera vatten och bli mer utspädda med tiden. Du får i uppdrag av din lärare att kontrollera en gammal flaska natriumhydroxidlösning märk med "NaOH 0.500 M". Du tar ett prov om 10.0 ml av NaOH-lösningen och titrerar med en mycket noggrant framställd saltsyralösning med koncentrationen 0.200 M. Indikatorn BTB slår om precis när 24.65 ml saltsyra har tillsatts. Behöver natriumhydroxidlösningen märkas om?

Ja. Koncentrationen har sjunkit till 0.493 M.

Uppgift 3Svar

Även flerprotoniga syror och baser kan titreras. Oftast krävs dock teori som gås igenom i artikeln om titrering av svaga syror/baser. Ett undantag är svavelsyra som har ett mycket starkt första protolyssteg och ett hyfsat starkt andra protolyssteg. Titrering av svavelsyra med natriumhydroxid som titrator blir därför inte mycket mer komplicerat än motsvarande titrering av saltsyra. Till exempel får man endast en ekvivalenspunkt, som kommer ligga runt pH 7. Vid denna har svavelsyran neutraliserats fullständigt enligt följande reaktionsformel:

\[\mathrm{H_2SO4 + {\color{red} 2}NaOH \longrightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O}\,.\]

Lägg märke till 2:an, som säger att mängden bas som har tillsats vid ekvivalenspunkten är dubbelt så stor som mängden svavelsyra i ursprungslösningen.

10.00 ml av en okänd svavelsyralösning mättes upp, och titrerades med 0.250 M NaOH-lösning. BTB användes som indikator. Ekvivalenspunkten nåddes efter att 22.15 ml bas tillsatts. Beräkna koncentrationen av svavelsyra i den okända svavelsyralösningen.

0.553 mol/dm3

Diskussionsuppgifter

Detta är relativt svåra uppgifter som testar din förståelse för titreringar.

Uppgift 4Titrerkurva (samma som i uppg. 1)Svar

Om man vill utföra titreringen av saltsyran i exempel 1 med indikator i stället för pH-meter (pH-metrar är mycket dyra!) så är BTB ett optimalt val eftersom omslagsintervallet överenstämmer närmast perfekt med pH i ekvivalenspunkten. Men anta i stället att metylrött eller fenolftalein hade använts. Hade ett stort eller litet fel uppstått då? Motivera med hjälp av titrerkurvan.

Simulerad titrerkurva för ett titreringsexperiment.

Felet hade blivit ytterst litet. Vid titrering av en stark bas/syra gör pH-värdet nämligen ett mycket stort "hopp" vid ekvivalenspunkten. Även om volymen skulle läsas av redan när pH=4.4 (undre omslagsgränsen för metylrött) eller så sent som vid pH=10 (övre omslagsgränsen för fenolftalein) skulle i stort sett samma volym läsas av. Kontrollera detta själv genom att göra avläsninar i titrerkurvan.

Om titreringen simuleras med dator får man fram att det skiljer endast 0.05 ml (ungefär en enda droppe!) tillsatt bas mellan pH 4.4 och 10.  Om fenolftalein eller metylrött användes i stället för BTB hade vi alltså fått ett fel på mindre än en tiondels millititer i V(tillsatt titrator, EP). Om du räknar efter (exempelvis genom att sätta in 13.75 ml respektive 13.85 ml i beräkningarna i exempel 1) ser du att det slutliga resultatet påverkas med mindre än 1 %.

Uppgift 5Svar

En naiv idé skulle kunna vara att ignorera ekvivalenspunkten och bara använda formeln \(\mathrm{[H^+]=10^{-pH}\,mol/dm^3}\), ihop med att saltsyraprovets pH var ~1.2 i ursprungslösningen (på vanliga pH-metrar kan man bara lita på första decimalen). Vad kommer man då fram till? Varför är detta mindre säkert än att använda metoden i uppgift 1b?

Man kommer fram till att [H+] var ~0.06 mol/dm3 i ursprungslösningen. Dessa vätejoner måste komma från saltsyran. Alltså blir slutsatsen att saltsyran koncentration var ~0.06 mol/dm3 .

Detta är dock en mycket osäker siffra eftersom pH-metern bara gav en säker decimal. Även ett litet fel på några få procent i pH-värdet, kan nämligen ge ett stort fel i [H+], i och med att [H+] beror exponentiellt på pH-värdet. Man brukar räkna med att man bara får lika många gällande siffror i [H+] som man hade decimaler i pH.

Hur kommer det sig då att denna svajighet i pH-mätningen inte är ett problem i när metoden i 1b används? Det beror på att pH-metern inte behöver vara alls speciellt noggrann för att man med god säkerhet ska lägga märke till när den mycket kraftiga pH-höjningen vid EP äger rum. 

Artikeln skriven av Oskar Henriksson. Lämna feedback / ställ en fråga.
Publicerad 25 maj 2010. Senast uppdaterad 17 juni 2016.

Comments are closed