Titulação Fim Ponto Sem Indicador Forex

Titulação de base ácida - indicadores de ponto final sistemas operacionais: XP, Vista, 7, 8, 10 preço de licença de usuário único: x20AC24.95 - aproximadamente 33 Antes de prosseguir com a discussão de detecção de ponto final, devemos aprender um pouco sobre o comportamento dos indicadores de pH. Todos os indicadores de pH utilizados para a detecção do ponto final de titulação ácido-base são ácidos ou bases fracas, com uma forma ácida de cor diferente da base conjugada. Por agora, vamos assumir que ambos os formulários têm cor visível - isso não precisa ser verdade, mas discutiremos os indicadores de uma cor separadamente. A dissociação do indicador pode ser descrita pela equação de reação: HInd harr H Ind - Ligue a sua constante de dissociação de ácido K Ind: Esta equação pode ser facilmente reorganizada para uma forma importante, mostrando a proporção de concentrações de ambas as formas do indicador: Cor observada de um indicador É uma mistura de cores de ambas as formas. Na pHpK Ind ambas as formas, as concentrações são idênticas (pH-pK Ind 0, 10 0 1). Quando pH é uma unidade abaixo de pK Ind. A concentração de HInd é 10 vezes maior que a concentração de Ind -. Quando o pH é uma unidade acima de PK Ind - a concentração de HInd é 10 vezes menor que a concentração de Ind -. Se você consultar a tabela de indicadores de pH, notará que, na maioria dos casos, eleva cerca de 2 unidades de pH entre cores puras de um indicador. Isso é porque, para a maioria dos tons, a sensibilidade do olho humano é muito baixa para diferenciar entre cores de solução contendo menos de 10 de uma forma do indicador. Observe que esta é uma coisa individual e os intervalos relatados por pesquisadores diferentes para diferentes indicadores podem ser diferentes. Também é possível que um indicador particular tenha mais formas e etapas de dissociação mais próximas, caso em que a mudança de cor pode ser observada em um alcance de pH mais amplo. Como os indicadores de pH são ácidos (ou bases) fracos, eles precisam reagir com o titulante - e modificarão o resultado da titulação. Felizmente, a quantidade de indicadores utilizados é tão pequena, que na maioria dos casos eles podem ser ignorados com segurança. Por exemplo, a fenolftaleína é utilizada como solução de 0.5 etanol. Geralmente, adicionamos cerca de 2-3 gotas desta solução à amostra titulada. Assumindo 20 gotas por mililitro, densidade da solução de 0,8 gmL e massa molar de fenolftalina de 318 gmol, podemos calcular a quantidade de ácido fraco adicionado a cerca de 2 x 10 -6 mole. Como a quantidade de ácidos titulados será geralmente na gama de milimoles, os micromoles adicionados do indicador podem ser ignorados com segurança. No caso de indicadores de uma cor, devemos ter em conta não só pK Ind. Mas também a concentração total do indicador. Vamos assumir que temos o indicador HInd, dissociando de acordo com a reação HInd harr H Ind - e Ind - é a forma visível. A soma das concentrações de ambas as formas é qual é apenas uma equação de balanço de massa. Combinando equações acima, podemos escrever Se conhecemos indeterminado indeterminado - concentração C vis. Em que Ind - começa a ser visível na solução, podemos reagrupar a equação para formar: Isso significa que, para cada pH, podemos calcular a concentração total do indicador em que Ind-shape será visível. Vamos tentar por fenolftaleína, para o qual C vis é de cerca de 10 -6 M e pK a 9.75 (o equilíbrio de dissociação de fenolftaleína na solução é multiestágio, mas podemos ignorar outras etapas de dissociação, pois ocorrem em valores de pH relativamente distantes): Concentração teórica de fenolftaleína Em que a cor rosa se torna visível Obviamente, independentemente do pH, podemos calcular a concentração na qual poderemos ver a tonalidade rosa. Note-se que esta é uma concentração de caixa de fronteira - para uma determinada cor de pH será visível para soluções mais concentradas, mas invisíveis para mais diluídas. Os valores calculados têm limites práticos, uma vez que a solubilidade da fenolftaleína na água é muito baixa. Não conseguiremos preparar até uma solução de 0,001M, no entanto, é óbvio que, ao lidar com indicadores de uma cor, não podemos ignorar sua concentração. A mesma equação, resolvida para o pH, pode ser usada para calcular o pH no qual a mudança de cor começa a ser visível dependendo da concentração total do indicador. Tanto pK Ind quanto log (C vis) são constantes para um determinado indicador. Assim, podemos combiná-los em uma nova constante - vamos chamá-lo pH vis0: conforme esperado, para o indicador HInd pH em que cor de Ind - começa a ser visível diminui com o aumento da concentração total do indicador. Quando C vis é pequeno comparável com C tot: e a mudança de pH será de 0,3 unidade por cada aumento duplo de C tot: Quando C vis é muito grande para ignorar a dependência da concentração, a mudança de pH vis será menor. A discussão acima pressupõe pK Ind é constante e não depende da força iónica da solução, portanto as mudanças de pH sempre ocorrem no mesmo pH. Isso não é o caso. Para as vantagens iónicas baixas, podemos usar as seguintes equações simplificadas: mudanças relacionadas com a força iónica das constantes de dissociação do indicador de pH. A mudança de cor do tornassol ocorre em uma faixa excepcionalmente ampla, mas é útil para detectar ácidos e álcalis no laboratório porque muda de cor em torno de pH 7. A laranja de metilo ou a fenolftaleína seriam menos úteis. Isso é mais facilmente visto diagramaticamente. Por exemplo, a laranja de metilo seria amarela em qualquer solução com um pH superior a 4,4. Não conseguiu distinguir entre um ácido fraco com um pH de 5 ou um álcali forte com um pH de 14. Escolhendo indicadores para titulações Lembre-se de que o ponto de equivalência de uma titulação é onde você misturou as duas substâncias em proporções de equação exatamente. Obviamente você precisa escolher um indicador que mude de cor o mais próximo possível desse ponto de equivalência. Isso varia de titulação para titulação. Ácido forte e base forte O diagrama seguinte mostra a curva de pH para adicionar um ácido forte a uma base forte. Superpostos a eles são os intervalos de pH para laranja de metilo e fenolftaleína. Você pode ver que nenhum indicador muda de cor no ponto de equivalência. No entanto, o gráfico é tão íngreme nesse ponto que não haverá praticamente nenhuma diferença no volume de ácido adicionado, qualquer indicador que você escolher. No entanto, seria sensato avaliar a melhor cor possível com cada indicador. Se você usa fenolftaleína, você deve se titular até ficar incolor (a pH 8,3) porque é tão próximo quanto você pode chegar ao ponto de equivalência. Por outro lado, usando laranja de metilo, você deve titular até encontrar o primeiro traço de laranja na solução. Se a solução ficar vermelha, você está ficando mais longe do ponto de equivalência. Forte ácido v base fraca Esta vez é óbvio que a fenolftaleína seria completamente inútil. No entanto, a laranja de metilo começa a mudar de amarelo para a laranja muito perto do ponto de equivalência. Você precisa escolher um indicador que mude de cor no bit íngreme da curva. Ácido fraco e base forte Esta vez, a laranja de metilo é sem esperança No entanto, a fenolftaleína muda de cor exatamente onde você deseja. Ácido fraco e base fraca A curva é para um caso em que o ácido e a base são igualmente fracos - por exemplo, ácido etanoico e solução de amônia. Em outros casos, o ponto de equivalência será em algum outro pH. Você pode ver que nenhum dos indicadores é usado. A fenolftaleína terá terminado de mudar bem antes do ponto de equivalência, e a laranja de metilo cai completamente no gráfico. Pode ser possível encontrar um indicador que comece a mudar ou acabar mudando no ponto de equivalência, mas porque o pH do ponto de equivalência será diferente caso a caso, você não pode generalizar. Em geral, você nunca valoraria um ácido fraco e uma base fraca na presença de um indicador. Solução de carbonato de sódio e ácido clorídrico diluído Este é um caso especial interessante. Se você usa fenolftaleína ou laranja de metilo, ambos darão um resultado de titulação válido - mas o valor com fenolftaleína será exatamente metade da laranja de metilo. Acontece que a fenolftaleína terminou a sua alteração de cor exatamente ao pH do ponto de equivalência da primeira metade da reação em que o hidrogenocarbonato de sódio é produzido. A laranja de metilo muda de cor exatamente ao pH do ponto de equivalência do segundo estágio da reação. Perguntas para testar sua compreensão Se este for o primeiro conjunto de perguntas que você fez, leia a página de introdução antes de começar. Você precisará usar o botão BACK no seu navegador para voltar aqui depois. Onde você gostaria de ir agora ao menu de equilíbrio ácido-base.