To tylko jedna z 12 stron tej notatki. Zaloguj się aby zobaczyć ten dokument.
Zobacz
całą notatkę
ALKACYMETRIA KRZYWA MIARECZKOWANIA Krzywa miareczkowania jest graficznym przedstawieniem przebiegu miareczkowania. Ogólnie jest to zale ność funkcyjna między logarytmem stę enia jednego z reagentów (oznaczonego lub titranta) a ilością dodanego titranta lub proporcjonalnym do niej stopniem miareczkowania funkcji. Praktycznie jest to zale ność jakiejś wielkości mierzonej (zmiennej podczas miareczkowania) od ilości dodanego titranta, np. SEMogniwa wskaźnika=f(Vo) A = f(Vt). Objętość dodanego titranta mo na równie zastąpić wielkościami proporcjonalnymi np. liczbą impulsów ładunkiem elektrycznym itp. W alkacymetrii pH = F(f) lub pH = f(Vt) Ułamek zmiareczkowania jest to stosunek liczby moli (milimoli) dodanej titranta do liczby moli (milimoli) substancji miareczkowanej F = o o t t V c V c lub stosunek objętości titranta dodanej do danego momentu Vt do objętości titranta dodanej w PR VtPR f = tPR t V V = t tPR t t C V C V = o o t t C V C V Vo- objętość początkowa próbki Co-stę enie normalne oznaczonego składnika bowiem z definicji VtPRCt = VoCo kiedy to f = 1 f zmienia si ę od 0 na pocz ą teku miareczkowania (bez dodania titranta) przez 1 - w PR do f 1 w zakresie tzw. przemiareczkowania. Znajomość krzywych miareczkowania pozwala na przewidywanie przebiegu miareczkowań, dobór metod wyznaczania PR itp. Mo na wyró nić 5 przypadków miareczkowania alkacymetrycznego: 1) mocny kwas mocną zasadą –alkalimetria; 2) mocną zasadą mocnym kwasem-acydymetria; 3) słaby kwas mocną zasadą-alkalimetria; 4) słaba zasada mocnym kwasem-acydymetria; 5) słaby kwas słabą zasadą i odwrotnie. Przypadek 5 praktycznie nie zachodzi, bowiem analityk mogąc wybrać titrant zawsze wybierze mocny kwas lub zasadę, co pozwala na osiągnięcie lepszych wyników Do obliczenia krzywej miareczkowania mo na wyj ść z analizy stanów układów: f=0 0 1 1 Roztwór silnego kwasu [H3O +]=C HA Nadmiar silnego kwasu [H3O +]= V V V C V C o o o HA + − pH=7 z definicji Nadmiar silnej zasady [OH]= V V V C V C o o o HA + − 2 Roztwór silnej zasady [H3O +]= b w c k Nadmiar silnej zasady [OH -]= V V V C V C o HA o b + − pH=7 z definicji Nadmiar silnego kwasu [H3O +]= V V V C V C o o B HA + − 3 Roztwór słabego kwasu [H3O +]= HA a c k Układ buforowy Sól
(…)
… + V
k a + [ H 3O ]
[ H 3O + ]
ka
= α stopień dysocjacji kwasu
k a + [ H 3O + ]
gdy α = 1 mamy przypadek 1
c HAVo
ka
kw
)=
-[H3O+] równanie ogólne
(f+
Vo + V
k a + [ H 3O ]
[ H 3O + ]
ka
=α
k a + [ H 3O + ]
α=1
1 przypadek
cHAVo
kw
(f-1) =
-[H3O+]
+
Vo + V
[ H 3O ]
f=0
Zało enia:
1) [H3O+]>>[OH-]
f=0→V=0
cHA ⋅Vo
(-1) = -[H3O+]
Vo
[H3O+] = cHA
0<f<1
<<
Zało enie
1) [H3O+]>>[OH-] niesłuszne dla f zbli…
... zobacz całą notatkę
Komentarze użytkowników (0)