9.4 Titrering | Kjemi 1

Lær teknikken titrering og hvordan du bruker den til å bestemme konsentrasjoner.

55 min

13 oppgaver

TitreringEkvivalenspunktIndikatorTitreringskurverSyre-base-titrering

Din fremgang i kapitlet

0 / 13 oppgaver

Volumetrisk titrering

Titrering er en metode for å bestemme konsentrasjonen av en ukjent løsning ved å reagere den med en kjent løsning.

Prinsipp

1. Analys Løsning med ukjent konsentrasjon (i kolbe)
2. Titrant: Løsning med kjent konsentrasjon (i byrett)
3. Nøytraliseringsreaksjon:
$\text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^- \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}$

Ekvivalenspunktet

Ekvivalenspunktet er når mol H₃O⁺ = mol OH⁻ (fullstendig nøytralisering).

Ved ekvivalenspunktet:
$n_{\text{H}_3\text{O}^+} = n_{\text{OH}^-}$
$c_\text{syre} \cdot V_\text{syre} = c_\text{base} \cdot V_\text{base}$

Fremgangsmåte

1. Mål nøyaktig volum av analytløsningen (pipette)
2. Tilsett noen dråper indikator
3. Titrer med titrant til indikator skifter farge (ekvivalenspunkt)
4. Avles volumet av titrant (byrett)
5. Beregn konsentrasjonen

✏️Eksempel 1: Beregn konsentrasjon

25,0 mL HCl titreres med 0,100 M NaOH. Det går med 30,0 mL NaOH til ekvivalenspunktet. Beregn [HCl].

Løsning:

Ved ekvivalenspunktet: mol H₃O⁺ = mol OH⁻

$n_{\text{OH}^-} = c_{\text{NaOH}} \cdot V_{\text{NaOH}} = 0{,}100 \times 0{,}0300 = 0{,}00300 \text{ mol}$

$n_{\text{H}_3\text{O}^+} = n_{\text{OH}^-} = 0{,}00300 \text{ mol}$

$c_{\text{HCl}} = \frac{n_{\text{H}_3\text{O}^+}}{V_{\text{HCl}}} = \frac{0{,}00300}{0{,}0250} = 0{,}120 \text{ M}$

Svar: [HCl] = 0,120 M

📝Oppgave 9-45

Volumetrisk titrering - beregn konsentrasjon:

20,0 mL HNO₃ titreres med 0,150 M NaOH. Det går med 25,0 mL NaOH. Beregn [HNO₃].

30,0 mL CH₃COOH titreres med 0,200 M KOH. Det går med 15,0 mL KOH. Beregn [CH₃COOH].

Gravimetrisk titrering

I gravimetrisk titrering måles massen av titrant i stedet for volumet.

Fordeler

- Høyere presisjon (vekt er mer nøyaktig enn volum)
- Ingen korreksjon for temperatur (volum endres med temperatur)
- Enklere utstyr (vekt i stedet for byrett)

Beregning

$n_{\text{titrant}} = \frac{m_{\text{titrant}}}{M_{\text{titrant}}}$

Eksempel:
- Masse NaOH-løsning tilsatt: 5,25 g
- Konsentrasjon NaOH: 0,100 M (densitet 1,00 g/mL)
- Volum: V = m / ρ = 5,25 / 1,00 = 5,25 mL
- Mol: n = 0,100 × 0,00525 = 0,000525 mol

✏️Eksempel 2: Gravimetrisk titrering

20,0 mL HCl titreres gravimetrisk med 0,100 M NaOH (ρ = 1,00 g/mL). Massen av NaOH-løsning tilsatt er 6,00 g. Beregn [HCl].

Løsning:

Volum NaOH-løsning:
$V_{\text{NaOH}} = \frac{m}{\rho} = \frac{6{,}00}{1{,}00} = 6{,}00 \text{ mL} = 0{,}00600 \text{ L}$

Mol OH⁻:
$n_{\text{OH}^-} = c \cdot V = 0{,}100 \times 0{,}00600 = 0{,}000600 \text{ mol}$

[HCl]:
$[\text{HCl}] = \frac{n_{\text{H}_3\text{O}^+}}{V_{\text{HCl}}} = \frac{0{,}000600}{0{,}0200} = 0{,}0300 \text{ M}$

Svar: [HCl] = 0,0300 M

📝Oppgave 9-46

Gravimetrisk titrering:

25,0 mL H₂SO₄ titreres med 0,200 M NaOH (ρ = 1,00 g/mL). Masse tilsatt: 10,0 g. Beregn [H₂SO₄]. (H₂SO₄ er diprotisk)

Hvorfor er gravimetrisk titrering mer nøyaktig enn volumetrisk?

Indikatorer

Indikatorer er svake syrer/baser som skifter farge ved ulike pH-verdier.

Vanlige indikatorer

Indikator	Farge (sur)	Farge (basisk)	Omslagsområde (pH)
Metylrødt	Rød	Gul	4,4 – 6,2
Fenolftalein	Fargeløs	Rosa	8,3 – 10,0
Bromtymolblått	Gul	Blå	6,0 – 7,6

Valg av indikator

- Sterk syre + sterk base: pH ved ekvivalenspunkt = 7 → Bruk fenolftalein eller metylrødt
- Svak syre + sterk base: pH ved ekvivalenspunkt > 7 → Bruk fenolftalein
- Sterk syre + svak base: pH ved ekvivalenspunkt < 7 → Bruk metylrødt

Viktig: Ekvivalenspunktet må ligge innenfor indikatorens omslagsområde!

✏️Eksempel 3: Velg indikator

Hvilken indikator bør brukes ved titrering av:
a) HCl med NaOH
b) CH₃COOH med NaOH
c) NH₃ med HCl

Løsning:

a) HCl + NaOH (sterk + sterk):
- pH ved ekvivalenspunkt = 7
- Bruk fenolftalein (omslag 8,3-10) eller metylrødt (omslag 4,4-6,2)

b) CH₃COOH + NaOH (svak syre + sterk base):
- pH ved ekvivalenspunkt > 7 (basisk)
- Bruk fenolftalein (omslag 8,3-10)

c) NH₃ + HCl (svak base + sterk syre):
- pH ved ekvivalenspunkt < 7 (surt)
- Bruk metylrødt (omslag 4,4-6,2)

📝Oppgave 9-47

Velg riktig indikator:

HNO₃ (sterk syre) + KOH (sterk base)

H₂CO₃ (svak syre) + NaOH (sterk base)

NH₃ (svak base) + HBr (sterk syre)

Titreringskurver

En titreringskurve viser hvordan pH endres når titrant tilsettes.

Sterk syre + sterk base

Eksempel: HCl + NaOH

- Start: pH lav (sur)
- Ekvivalenspunkt: pH = 7
- Etter ekvivalenspunkt: pH høy (basisk)
- Bratt overgang ved ekvivalenspunkt

Svak syre + sterk base

Eksempel: CH₃COOH + NaOH

- Start: pH høyere enn sterk syre (delvis protolyse)
- Ekvivalenspunkt: pH > 7 (basisk, pga. CH₃COO⁻)
- Mindre bratt overgang (buffersone før ekvivalenspunkt)
- Halvtitre ringspunktet: pH = pKa

Svak base + sterk syre

Eksempel: NH₃ + HCl

- Start: pH høy (basisk)
- Ekvivalenspunkt: pH < 7 (surt, pga. NH₄⁺)
- Mindre bratt overgang**

✏️Eksempel 4: Tolkning av titreringskurve

Ved titrering av 25,0 mL ukjent syre med 0,100 M NaOH observeres:
- Start-pH = 2,87
- Halvtitre:ringspunkt (12,5 mL NaOH): pH = 4,74
- Ekvivalenspunkt (25,0 mL NaOH): pH = 8,87

Hva kan du konkludere?

Løsning:

1. Start-pH = 2,87: Høyere enn sterk syre (ville vært ≈1) → svak syre

2. Halvtitre:ringspunkt pH = 4,74: pH = pKa → pKa = 4,74
- Dette stemmer med eddiksyre (CH₃COOH)!

3. Ekvivalenspunkt pH = 8,87 > 7: Basisk → svak syre + sterk base

4. Konsentrasjon:
$n_{\text{OH}^-} = 0{,}100 \times 0{,}0250 = 0{,}00250 \text{ mol}$
$[\text{syre}] = 0{,}00250 / 0{,}0250 = 0{,}100 \text{ M}$

Konklusjon: 0,100 M eddiksyre (CH₃COOH)

📝Oppgave 9-48

Beregn pH ved ulike punkter i titreringen:

50,0 mL 0,100 M HCl titreres med 0,100 M NaOH. Hva er pH etter tilsetting av 25,0 mL NaOH?

Hva er pH ved ekvivalenspunktet?

Hva er pH etter tilsetting av 60,0 mL NaOH?

Bufferløsninger (introduksjon)

En bufferløsning er en løsning som motstår pH-endringer når små mengder syre eller base tilsettes.

Sammensetning

Buffer består av:
- Svak syre (HA) + konjugert base (A⁻)
- Eller: Svak base (B) + konjugert syre (BH⁺)

Eksempel:
- CH₃COOH/CH₃COO⁻ (eddiksyre/acetat)
- NH₃/NH₄⁺ (ammoniakk/ammonium)

Hvordan virker en buffer?

Når H₃O⁺ tilsettes:
$\text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+ \rightarrow \text{HA} + \text{H}_2\text{O}$
(A⁻ nøytraliserer H₃O⁺)

Når OH⁻ tilsettes:
$\text{HA} + \text{OH}^- \rightarrow \text{A}^- + \text{H}_2\text{O}$
(HA nøytraliserer OH⁻)

Bufferkapasitet

- Høy konsentrasjon av HA og A⁻ → god buffer
- Like mengder HA og A⁻ → best buffer (pH = pKa)

Merk: I blod holder bufferløsninger (HCO₃⁻/H₂CO₃) pH = 7,40!

✏️Eksempel 5: Buffer i blod

Blod inneholder HCO₃⁻/H₂CO₃ buffer. Forklar hvordan denne bufferen motstår pH-endringer.

Løsning:

Når CO₂ dannes (fra metabolisme):
$\text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{H}_2\text{CO}_3$
(Økt H₂CO₃ → mer sur)

Buffer nøytraliserer:
$\text{H}_2\text{CO}_3 + \text{HCO}_3^- \rightarrow \text{HCO}_3^- + \text{H}_2\text{O} + \text{CO}_2$
(HCO₃⁻ nøytraliserer overskudd H₂CO₃)

Når base tilsettes:
$\text{H}_2\text{CO}_3 + \text{OH}^- \rightarrow \text{HCO}_3^- + \text{H}_2\text{O}$
(H₂CO₃ nøytraliserer OH⁻)

Resultat: pH forblir ≈ 7,40 (kritisk for kroppens funksjoner!)

📝Oppgave 9-49

Bufferløsninger:

Hvilke av følgende er bufferløsninger? (i) HCl + NaCl, (ii) CH₃COOH + CH₃COONa, (iii) NH₃ + NH₄Cl

Forklar hvorfor HCl + NaCl ikke er en buffer.

📝Oppgave 9-50

Titrering og buffer:

Ved titrering av CH₃COOH med NaOH, hvorfor flater titreringskurven ut før ekvivalenspunktet?

Hvorfor er det ingen buffersone ved titrering av HCl med NaOH?

📝Oppgave 9-51

Avsluttende spørsmål:

Forklar hvorfor pH = pKa ved halv titrering av en svak syre.

Hvorfor er ekvivalenspunktet basisk ved titrering av svak syre med sterk base?

Hvorfor brukes ikke universalindikator ved titrering?

📝Oppgave 9-52

Praktisk titrering:

Hvorfor må du alltid skylle byretten med titrantløsningen før titrering?

Hvorfor må du fjerne luftbobler fra byretten?

Hvorfor skal du titrer sakte nær ekvivalenspunktet?

📝Oppgave 9-53

Oppsummering:

Hva er forskjellen mellom volumetrisk og gravimetrisk titrering?

Hvordan velger du riktig indikator?

Hva er en bufferløsning?

Indikator

Farge (sur)

Farge (basisk)

Omslagsområde (pH)

Metylrødt

Rød

Gul

4,4 – 6,2

Fenolftalein

Fargeløs

Rosa

8,3 – 10,0

Bromtymolblått

Gul

Blå

6,0 – 7,6

Bufferløsninger (introduksjon)

En bufferløsning er en løsning som motstår pH-endringer når små mengder syre eller base tilsettes.

Sammensetning

Buffer består av:
- Svak syre (HA) + konjugert base (A⁻)
- Eller: Svak base (B) + konjugert syre (BH⁺)

Eksempel:
- CH₃COOH/CH₃COO⁻ (eddiksyre/acetat)
- NH₃/NH₄⁺ (ammoniakk/ammonium)

Hvordan virker en buffer?

Når H₃O⁺ tilsettes:
$\text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+ \rightarrow \text{HA} + \text{H}_2\text{O}$
(A⁻ nøytraliserer H₃O⁺)

Når OH⁻ tilsettes:
$\text{HA} + \text{OH}^- \rightarrow \text{A}^- + \text{H}_2\text{O}$
(HA nøytraliserer OH⁻)

Bufferkapasitet

- Høy konsentrasjon av HA og A⁻ → god buffer
- Like mengder HA og A⁻ → best buffer (pH = pKa)

Merk: I blod holder bufferløsninger (HCO₃⁻/H₂CO₃) pH = 7,40!