Potentiometrische titratie van zoutzuur met natronloog

Datum : mei 2003

Principe:

Het gehalte van zoutzuur (HCl) bepalen d.m.v. een zuur-base reactie met natronloog.
De zuur-base reactie: NaOH + HCl --> H2O + Na+ + Cl-

Benodigd:

Zoutzuur (ca. 8%)
Gootsteenontstopper (NaOH, 99%)
Bekerglas (100 ml)
Gedemineraliseerd water
pH-meter (in dit geval de Hanna - Turtle)
Spuit (1 ml)
Balans

Werkwijze:

  • Calibreer de elektrode van de pH-meter met de bijbehorende buffer oplossing.
  • Weeg ca. 4 g zoutzuur af in een bekerglas van 100 ml en voeg ca. 25 ml water toe.
  • Noteer de massa van de afgewogen hoeveelheid zoutzuur
  • Weeg  4.0 g natronloog (=ontstopper) af en breng deze kwantitatief over in een maatkolf van 100 ml m.b.v. gedemineraliseerd water toe. Meng goed en wacht tot de oplossing afgekoeld is. Vul daarna pas aan.
  • Vergeet niet de afgewogen hoeveelheden te noteren
  • Plaats de elektrode in de zoutzuuroplossing
  • Meet de pH en noteer deze. 
  • Voeg 0.5 ml loogoplossing, meng goed en noteer de pH.
  • Herhaal dit totdat een overmaat loog is toegevoegd hetgeen gekenmerkt wordt door een pH van ca. 11-12. 

Meetresultaten en resultaten:

De in dit experiment  gebruikte pH meter is aan een computer gekoppeld waardoor we de beschikking hebben over software die het leven iets gemakkelijker maakt.

De meetresultaten kunnen we nu rechtstreeks exporteren als tekstfile en importeren in excel om verder te bewerken en zo onderstaande titratiecurve af te leiden. De concentratie van de NaOH oplossing was 1 M hetgeen betekent dat 1ml NaOH = 1 mmol NaOH (4.0 g NaOH/100 ml = 4/40*1000/100 = 1 mmol/ml).

Het equivalentiepunt vinden we in de titratiecurve terug als een buigpunt. Voor een buigpunt in een curve geldt dat de 1ste afgeleide een maximum moet vertonen, terwijl de 2de afgeleide daar de waarde nul moet hebben. Deze afgeleiden of differentiaalquotiŽnten kunnen worden benaderd door differentiequotiŽnten. Omdat extrapoleren naar een maximum nogal lastig is, bepaalt men ook het tweede differentiequotiŽnt pH", waarvoor geldt: pH"= d2pH/dmmol2=D2pH=Dml2.

Het equivalentiepunt ligt dan bij: 13 * (8.3/(8.1+8.3))*0.5 =  13.253 mmol NaOH
We hadden afgewogen: 3.8 g Zoutzuuroplossing.
Deze bevat dus 13.253 mmol HCl.
13.253 mmol HCl = 13.253 * 36.5 = 483.7345 mg = 0.483 g HCl / 3.8 g.
De zoutzuur concentratie van de oplossing is dan: 12.7 wt%
Volgens het etiket op de fles zou de concentratie van het zoutuur < 10% zijn. Een nogal groot verschil dus.

Discussie en conclusie:

Uiteraard is dit niet een zeer nauwkeurige analysemethode, de loog is bv niet gesteld, dus de concentratie kan afwijken van hetgeen we op basis van de wegcijfers verwachten. We weten bv dat loog reageert met het water en CO2 uit de lucht. 

Kunnen we de geneten pH curve afleiden?

Gegevens:

NaOH = natronloog
HCl = zoutzuur

c = concentratie HCl (M)
 x = [H3O+]
 y = [OH-]

Reaktievergelijkingen:
De reactie van azijnzuur (HAc, formule: CH3COOH) met natronloog kunnen we als volgt uitschrijven:

1. Dissociatie van zoutzuur:  HCl + H2O <=> Cl- + H3O+
2. Dissociatie van NaOH: NaOH -> Na+ + OH-
3. Neutralisatiereaktie: H3O+ + OH- <=> 2H2O
Bruto reaktievergelijking: HCl + NaOH <=> Cl- + Na+ + H2O

Dit is een titratie van een zeer sterk zuur met een zeer sterke base.

Vergelijkingen:
Als we HCl oplossen in water dan wordt het volledig gesplitst volgens bovenstaande reactievergelijking. De Cl- ionen reageren niet verder hetgeen betekent dat de chloride concentratie gelijk is aan de zoutzuur concentratie voor we beginnen met titreren.
Dus: [Cl-] = c
De elektroneutraliteitsvergelijking is het uitgangspunt van de berekeningen.

Elke elektrolytoplossing is in haar geheel elektrisch neutraal. De som van alle positieve lading is dus gelijk aan de som van alle negatieve lading. Ionen dragen steeds een geheel aantal elementairladingen en we mogen dus zeggen dat de som van concentraties van de positieve ionen gelijk is aan de som van de concentraties van de negatieve ionen, mits men de concentraties van de meerwaardig geladen ionen met de vereiste factor vermenigvuldigt.

De elektroneutraliteitsvergelijking wordt dan: [Cl-] + y = x + [Na+]   (1)

Onder de omzettingsgraad l verstaan we de toegevoegde hoeveelheid reagens in mol gedeeld door de te bepalen hoeveelheid stof in mol. Voor de titratie van een eenwaardig zuur met een eenwaardige base ligt het equivalentiepunt dus bij l=1.
Bij de nu volgende theoretische afleiding van de titratiecurve wordt de aanname gemaakt dat het volume tijdens de titratie niet verandert.
Dus:
    (2)
 (2) in (1)       (3)
Alhoewel we deze vergelijking nog verder kunnen vereenvoudigen om de titratievergelijking in stukjes te knippen en op deze manier uit te rekenen is dat niet nodig. M.b.v. excel is eenvoudig een tabel samen te stellen die de l bij verschillende pH's uitrekent. Uiteraard kan deze tabel weer gebruikt worden om de titratiecurve te tekenen.

De  , en de concentratie van zoutzuur zoals we die berekend hebben zijn voldoende om een titratiecurve af te leiden die we weer kunnen vergelijken met de gemeten waarden.

Vergelijken we nu de gemeten waarden met de berekende waarden dan hebben we een aantal problemen op te lossen.
Om de
l van de meting te berekenen kunnen we gebruik maken van de absolute waardes. We hadden 13.2 mmol HCl afgewogen en we weten hoeveel mmol NaOH we toevoegen aangezien de concentratie loog 1 mmol/ml is. Dus de l wordt dan mmol loog toegevoegd/mmol chloride.

Voor de theoretische benadering is dat iets problematischer. Na afwegen voegen we nl. water toe waardoor de zoutzuur verdund wordt. De makkelijkste manier is nu om op basis van de laagste pH meting de concentratie te berekenen hetgeen betekent dat met pH=0.7 de [HCl]=10-0.7=0.2 M. Deze waarde wijkt echter af van de schatting die we maken. We hebben 13.2 mmol HCl afgewogen en daarna ca. 60 ml water toegevoegd hetgeen zich vertaald naar [HCl]=0.22 M. 

Uitgaande van de pH meting kunnen we de volgende grafiek berekenen (de berekeningen zijn te bekijken via de excel file):

We zien dat het equivalentiepunt zowel bij theorie en praktijk overeenkomen. We zien echter ook dat na het equivalentiepunt de verschillen tussen de theoretische en de praktische pH waardes en ook de l's groter worden. Deze verschillen worden veroorzaakt door de niet zo nauwkeurige schatting van c, maar ook door de nauwkeurigheid van de pH meter. Deze pH meter is geijkt op maar een calibratiepunt bij pH=7, hetgeen kan beteken dat de meting onnauwkeuriger wordt bij lage zowel als hoge pH. Tevens gaat in het basische gebied de CO2 invloed een rol spelen doordat door de aanwezigheid van CO2 in het water H2CO3 ontstaat.De oplosbaarheid van koolzuur is speciaal in een basisch milieu groot hoewel deze ook in een zure oplossing niet verwaarloosbaar is. Bij deze titratie hebben we niet gebruik gemaakt van koolzuur vrij water hetgeen dus invloed zal uitoefenen op de pH-meting.

Opmerkingen:

Literatuur:

Relevante websites:

Minder relevante websites:

Achtergrondinformatie:


POTENTIOMETRIE

Onder potentiometrie wordt verstaan het meten van de bronspanning van galvanische cellen. In de eenvoudigste vorm bestaat een galvanische cel uit een elektrolytoplossing waarin 2 elektroden zijn geplaatst. De ene elektode wordt meet- of indicatie-elektrode genoemd en de andere referentie elektrode. Voor het meten van de bronspanning moet de cel op een spanningsmeter worden aangesloten. Een probleem hierbij is dat dan niet de bronspanning (Vb = Vox -  Vred) maar de klemspanning (Vk) gemeten wordt. M.b.v de wet van Ohm kunnen we echter het verband tussen bron- en klemspanning afleiden:
(1)    Vk = I . Ru         (Ru = weerstand van de meter)
(2)    Vb = I . (Ri + Ru)  (Ri = inwendige weerstand van de bron)
(1) + (2) --> (3)  Vk = Vb / (Ri/Ru + I )
Hieruit volgt dat Vk
Ľ Vb als Ri/Ru zeer klein is, dus als Ru >> Ri. Als eis wordt meestal gesteld: Ru > 1000. Ri
Afhankelijk van de gebruikte elektroden en het milieu waarin wordt gemeten, kan de weerstand van de cel oplopen tot ca. 108
W. Dit houdt in dat de ingangsweerstand van de meter 1011 W of meer moet bedragen om de fout in de meting tot ongeveer 0.1 mV of 0.01 pH te beperken. 

EinstabmeŖkette Tegenwoordig gebruikt men voor pH-metingen een zgn combinatie-elektrode of combi elektrode waarin van de referentie- en de glaselektrode een geheel is gemaakt. 

NATRONLOOG

Natriumhydroxide NaOH. Komt in de handel voor als witte brokken, pijpjes,  pastilles en schilfers. Zeer goed oplosbaar in water onder aanzienlijke temperatuurverhoging. Hygroscopisch, vervloeit aan de lucht, trekt tevens CO2 aand, vorming van Na2CO3. Natronloog tast glas aan, onder vorming van natriumsilicaat. Het voelt vettig aan en tast de huid sterk aan.

Bereiding:

Toepassingen:


ZOUTZUUR

HCl. Geconcentreerde oplossing van HCl-gas in water. s.m. 1.19; 37 gewichts%, 12 n. Kleurloze vloeistof, ruw zoutzuur in geel gekleurd door sporen door sporen FeCl3, vormt aan vochtige lucht nevens, met ammoniakdamp geeft het een witte nevel van NH4Cl. Zoutzuur is een sterk zuur waardoor de meeste metalen worden aangetast.

Bereiding:

  1. Door verwarming van keukenzout met gec. H2SO4 ontstaat HCl gas.
        2 NaCl + H2SO4 --> Na2SO4 + 2HCl (g)
  2. Zoutzuur wordt tegenwoordig veel gemaakt door chloorgas en waterstof, welke als nevenproducten vrijkomen bij de bereiding van NaOH, te laten reageren in een kwartsapparaat.

ZUUR-BASE-REACTIES

Lange tijd heeft men de door Arrhenius (1887) geformuleerde indeling van elektrolyten in zuren, basen en zouten gebruikt:

In de praktijk bleek deze definitie echter niet te voldoen. Voor een beter definitie van zuren, basen en zouten zorgde Brfnsted (1923), die de definities van zuren en basen baseerde op het volgende reactieschema:

zuur <=> base + proton (H+-ion)

Onder zuren worden stoffen verstaan die protonen kunnen afsplitsen en met basen stoffen die protonen kunnen opnemen. Een verzamelnaam voor zuren en basen is protolyten. Zouten zijn neutrale stoffen die zich in waterige oplossing in ionen splitsen, die zich al of niet als protolyten kunnen gedragen.

Kijken we nu naar zoutzuur: HCl --> H+ + Cl-
Zoutzuur is een zuur, het kan protonen afstaan. Het chloride ion heeft echter weinig neiging een proton op te nemen, heeft dus nagenoeg geen basische eigenschappen.

Sommige stoffen kunnen zich zowel basisch als zuur gedragen, de amfolyten:
HCO3- + H+ <=> H2CO3
HCO3- <=> H+ + CO32-

Op de theorie van Br
fnsted is een uitbreiding gekomen. De reactie hierboven geschetst kan nl in een waterige oplossing niet plaatsvinden, er moet nl een base aanwezig zijn die het proton kan opnemen. Daarom wordt een zuur-base reactie tegenwoordig opgevat als een protonenoverdrachtsreactie, protolyse genaamd volgens: a1 + b2 <=> a2 + b1
Het begrip dissociatie wordt dus vervangen door protolyse (a = zuur, b = base).
Voor zoutzuur in water verloopt de protolyse volgens: HCl + H2O <=> H3O+ + Cl- (waarbij het evenwicht geheel rechts ligt). In dit geval functioneert water als een base aangezien het een proton opneemt. Voor ammoniak in water geldt: HH3 + H20 <=> NH4+ + OH-. Het water functioneert nu als zuur aangezien het een proton afstaat. Water kan zich dus als een zuur en as een base gedrageb, het is een amfolyt die zichzelf kan protolyseren volgens:2H2O <=> H3O+ + OH-. Deze reactie noemt men de autoprotolyse van water en is er verantwoordelijk voor dat zuiver water stroom kan geleiden. De autoprotolysereactie  kunnen we beschrijven volgens:

waarbij voor niet te geconcentreerde oplossingen geldt dat aH2O=1 hetgeen betekent:

Voor deze evenwichtbeschrijvingen maakt me gebruik van log beschrijvingen.

dus

Hetgeen we voor water hebben gedaan kunnen we ook voor zuren en basen doen:

ZUREN BASEN

a + H2O <=> b + H3O+

b + H2O <=> a + OH-

Voor corresponderende zuren en basen geldt in water:


Om nu pH berekeningen te kunnen maken zijn maar een paar vergelijkingen noodzakelijk:

Door deze vergelijkingen uit te schrijven krijgen we evenveel vergelijkingen als onbekenden.


11-05-2003