Titrácia je a technika používané v analytickej chémii podľa určiť koncentráciu neznámej kyseliny alebo zásady. Titrácia zahŕňa pomalé pridávanie jedného roztoku, ak je známa koncentrácia objem iného roztoku, pokiaľ koncentrácia nie je známa, až kým reakcia nedosiahne požadovanú hodnotu level. Pri titráciách kyselín a zásad sa dosiahne zmena farby z indikátora pH alebo priame odčítanie pomocou a pH meter. Tieto informácie sa môžu použiť na výpočet koncentrácie neznámeho roztoku.
Ak je pH kyslého roztoku vynesené proti množstvu bázy pridanej počas titrácie, tvar grafu sa nazýva titračná krivka. Všetky krivky titrácie kyseliny majú rovnaké základné tvary.
Na začiatku má roztok nízke pH a pri pridávaní silnej zásady stúpa. Ako riešenie sa blíži k bodu, kde všetky H + Keď sa roztok neutralizuje, pH prudko stúpa a potom znova stúpa, keď sa roztok stáva zásaditejším, keď sa pridá viac iónov.
Prvá krivka ukazuje, že silná kyselina je titrovaná silnou zásadou. Počiatočné pomalé zvyšovanie pH nastáva až do doby, keď sa reakcia priblíži bodu, v ktorom sa pridá len toľko bázy, aby sa neutralizovala všetka východisková kyselina. Tento bod sa nazýva bod ekvivalencie. Pre silnú reakciu kyselina / báza to nastáva pri pH = 7. Keď roztok prechádza bodom ekvivalencie, pH spomaľuje jeho nárast, keď sa roztok blíži pH titračného roztoku.
Slabá kyselina sa iba čiastočne disociuje zo svojej soli. Spočiatku sa pH normálne zvýši, ale keď sa dostane do zóny, v ktorej sa zdá, že roztok je pufrovaný, úroveň klesá. Po tejto zóne pH prudko stúpa prostredníctvom svojho bodu ekvivalencie a opäť sa zvyšuje ako silná reakcia kyselina / silná báza.
Prvým je bod ekvivalencie. Tento bod nastáva v polovici pufrovanej oblasti, kde sa pH sotva zmení pre množstvo pridanej bázy. Polovica ekvivalencie je, keď sa pridá len toľko bázy, aby sa polovica kyseliny mohla previesť na konjugovanú bázu. Keď sa to stane, koncentrácia H+ ióny sa rovnajú K hodnota kyseliny. Urobte tento krok ešte ďalej, pH = pK.
Druhým bodom je bod s vyššou rovnocennosťou. Po neutralizácii kyseliny si všimnite, že bod je nad pH = 7. Keď sa slabá kyselina neutralizuje, zostáva roztok, ktorý zostáva zásaditý, kvôli kyselinovej konjugovanej báze.
Tretí graf je výsledkom kyselín, ktoré majú viac ako jeden atóm vodíka+ ión sa vzdať. Tieto kyseliny sa nazývajú polyprotické kyseliny. Napríklad kyselina sírová (H2SO4) je kyselina diprotová. Má dve H.+ ióny, ktoré sa môže vzdať.
To je v podstate titrácia dvoch kyselín naraz. Krivka ukazuje rovnaký trend ako slabá titrácia kyseliny, keď sa pH na chvíľu nemení, prudko stúpa a znova ustupuje. Rozdiel nastáva, keď prebieha druhá kyslá reakcia. Rovnaká krivka sa objaví znova, keď po pomalej zmene pH nasleduje špička a vyrovnanie.
Každý „hrb“ má svoj vlastný bod ekvivalencie. Prvý bod hrboľa nastane, keď sa k roztoku pridá len toľko bázy, aby sa konvertovala polovica H+ ióny z prvej disociácie na konjugovanú bázu alebo K hodnota.
Tento graf ilustruje kyselinu diprotovú. Na darovanie kyseliny s väčším počtom vodíkových iónov [napr. Kyselina citrónová (H3C6H5O7(s 3 vodíkovými iónmi) bude mať graf tretí hrboľ s bodom polovičnej ekvivalencie pri pH = pK3.