Standaardisaties bij zuur-basetitraties

Je kan de concentratie van een zure of een basische oplossing bepalen aan de hand van een zuur-basetitratie. Om de concentratie van zure oplossingen te bepalen, kan je deze titreren met een natriumhydroxide-oplossing met gekende concentratie. Om de concentratie van basische oplossingen te bepalen, kan je een zoutzuur- of zwavelzuuroplossing gebruiken als titrant. Deze natriumhydroxide-, zoutzuur- en zwavelzuur-oplossingen dienen steeds gestandaardiseerd te worden. Alleen zo ken je de exacte concentratie van deze oplossingen.

• Zuur-basereacties
• Zuur-basetitraties
• Standaardisaties
• Standaardisatie van een natriumhydroxide(NaOH)-oplossing
• Standaardisatie van een zoutzuur(HCl)- en een zwavelzuur(H₂SO₄)-oplossing
• Uitgewerkte voorbeelden van volledige titratiebepalingen

Zuur-basereacties

Bij zuur-basereacties worden protonen uitgewisseld tussen een zuur en een base. Het zuur geeft 1 of meerdere protonen (H⁺) af aan de base. In een zuur-basereactie is het aantal protonen dat wordt afgegeven door het zuur gelijk aan het aantal protonen dat door de base wordt opgenomen.

Voorbeelden

• De reactie tussen zoutzuur en natriumhydroxide: HCl + NaOH → NaCl + H₂O. Een zoutzuurmolecule kan 1 proton afgeven en een natriumhydroxidemolecule kan 1 proton opnemen. In deze reactie reageert dus 1 HCl-molecule met 1 NaOH-molecule.
• De reactie tussen fosforzuur en natriumhydroxide: H₃PO₄ + 3NaOH → Na₃PO₄ + 3H₂O. Een fosforzuurmolecule kan 3 protonen afgeven en een natriumhydroxidemolecule kan slechts 1 proton opnemen. Een H₃PO₄-molecule reageert dus met 3 NaOH-moleculen.
• De reactie tussen zwavelzuur en ammoniak: H₂SO₄ + 2NH₃ → (NH₄)₂SO₄. Een zwavelzuurmolecule kan twee protonen afgeven en een ammoniakmolecule kan 1 proton opnemen. Een H₂SO₄-molecule reageert dus met 2 NH₃-moleculen.

Afhankelijk van de sterkte van het zuur en de base kan een zuur-basereactie aflopend of in evenwicht verlopen. Opdat een zuurbase-reactie zou kunnen worden toegepast in een zuurbase-titratie, dient het een aflopende reactie te zijn.

Zuur-basetitraties

Een zuur-basetitratie is een volumetrische concentratiebepaling welke gebaseerd is op een zuur-basereactie. Bij een zuur-basetitratie wordt de zure of basische oplossing met ongekende concentratie in een erlenmeyer gebracht samen met een zuur-base indicator. In de buret wordt de basische of zure oplossing met exact gekende concentratie gebracht, dit wordt het titrant genoemd Het titrant wordt toegedruppeld aan de onbekende oplossing in de erlenmeyer tot het equivalentiepunt is bereikt. Het equivalentiepunt (EP) is het punt waarbij al het zuur of de base in de erlenmeyer is weggereageerd. Het EP kan zichtbaar worden gemaakt door het gebruik van een geschikte zuur-base indicator. Bij het EP zal de kleur van de indicator en dus ook die van de oplossing in de erlenmeyer waarin de indicator is opgelost, omslaan. Vervolgens kan op basis van het toegevoegde volume van de gekende oplossing de concentratie van de onbekende oplossing worden berekend.

Standaardisaties

Standaardisatie van een natriumhydroxide(NaOH)-oplossing

Waarom moet een NaOH-oplossing worden gestandaardiseerd?
NaOH is een hygroscopische stof wat wil zeggen dat NaOH water uit de lucht opneemt. Indien je een korreltje NaOH op een schaaltje legt, zal je bijna onmiddellijk merken dat het korreltje begint te vervloeien. Indien je dus een NaOH-oplossing bereid uitgaande van vaste NaOH zal je steeds een kleine hoeveelheid water mee afwegen. De concentratie die je berekent op basis van de afgewogen hoeveelheid NaOH, de theoretische concentratie, zal dus hoger zijn dan de werkelijke concentratie. Om de werkelijke concentratie te kennen, dien je een NaOH-oplossing dus te standaardiseren.

Standaardisatie van een NaOH-oplossing op oxaalzuur
Voor de standaardisatie van een NaOH-oplossing wordt meestal gebruik gemaakt van oxaalzuur (HOOCCOOH).

Titratiereactie:
HOOCCOOH + 2NaOH → NaOOCCOONa + 2H₂O

Oxaalzuur is een oertiterstof, wat wil zeggen dat je de exacte hoeveelheid oxaalzuur kan bepalen op basis van de afweging. Voor de standaardisatie wordt een bepaalde hoeveelheid oxaalzuur in een erlenmeyer gebracht. Hierbij wordt een hoeveelheid demiwater gevoegd zodat het oxaalzuur in oplossing gaat. Voor een erlenmeyer van 250 mL wordt meestal een 25 mL demiwater gebruikt. De te standaardiseren NaOH-oplossing wordt in de buret gebracht.

Fenolftaleïne (FFT) is een geschikte zuur-base indicator voor deze standaardisatie en deze wordt toegevoegd aan de oxaalzuuroplossing in de erlenmeyer. Fenolftaleïne is kleurloos bij een pH < 8 en bij een hogere pH kleurt fenolftaleïne paars. Bij de standaardisatie van een NaOH-oplossing zal bij aanvang de pH in de erlenmeyer lager zijn dan 8 door de aanwezigheid van het zuur (oxaalzuur). Voor het EP is de oplossing in de erlenmeyer dus kleurloos. Bij het EP is alle oxaalzuur weggereageerd en zal de volgende toegevoegde druppel NaOH-oplossing niet meer kunnen reageren. Hierdoor zal de pH in de erlenmeyer stijgen en zal FFT paars kleuren. Op basis van het toegevoegde volume van de NaOH-oplossing kan de exacte concentratie van de NaOH-oplossing worden bepaald.

Hoeveel oxaalzuur moet je gebruiken voor de standaardisatie?
De nodige hoeveelheid oxaalzuur hangt af van de theoretische concentratie van de NaOH-oplossing. Stel dat je een NaOH-oplossing hebt bereid met een theoretische concentratie van 0.1 mol/l, dan weet je dat de concentratie niet exact 0.1 mol/L is maar wel in de buurt zal liggen. Een goed titratievolume (het volume dat wordt toegedruppeld vanuit de buret) ligt tussen de 20,0 en de 30,0 mL. Indien je een hoger titratievolume hebt, ben je titrant aan het verspillen. Indien je een lager titratievolume hebt, dan verhoogt de relatieve fout van de meting en daalt dus ook de nauwkeurigheid van de meting. Je kan dus vooraf berekenen wat de geschikte hoeveelheid oxaalzuur is voor een bepaalde standaardisatie.

Rekenvoorbeeld m_oxaalzuur
Stel een NaOH-oplossing met een theoretische concentratie van 0.1 mol/L. Je wenst een titratievolume van ongeveer 0.025L. Je zal tijdens de titratie dus ongeveer 0.1 mol/L × 0.025 L = 0.0025 mol NaOH verbruiken. Op basis van de reactievergelijking weet je dat 1 molecule oxaalzuur reageert met 2 moleculen NaOH of dat 1 mol oxaalzuur reageert met 2 mol NaOH. Een geschikte hoeveelheid oxaalzuur voor deze titratie is dus 0.0025 mol /2 = 0.00125 mol. Met de molaire massa, M_oxaalzuur = 90.04 g/mol, dien je dus 0.00125 mol × 90.04 g/mol = 0.113 g oxaalzuur af te wegen en te titreren met de NaOH-oplossing. Let wel op, meestal wordt er in laboratoria gebruik gemaakt van het commerciële oxaalzuur-dihydraat (HOOCCOOH.2H₂O) en dit heeft een molaire massa M van 126.07 g/mol. Hiervan dient dus 0.00125 mol × 126.07 g/mol = 0.158 g te worden afgewogen.

Rekenvoorbeeld van een standaardisatie
Stel dat je 0.00125 mol oxaalzuur in de erlenmeyer hebt gebracht en je krijgt een kleuromslag nadat je 30,0 mL van de NaOH-oplossing hebt toegevoegd. 0.00125 mol oxaalzuur heeft gereageerd met 0.0025 mol NaOH welke in 30,0 mL oplossing zat. De concentratie van de NaOH-oplossing is dus: 0.0025 mol / 0.0300 L = 0.083 mol/L.

Standaardisatie van een zoutzuur(HCl)- en een zwavelzuur(H₂SO₄)-oplossing

Net als NaOH is zwavelzuur een sterk hygroscopische stof. Zwavelzuur is in de handel te verkrijgen in de vorm van een waterige oplossing. Bij het pipetteren van een bepaalde hoeveelheid van deze oplossing, ben je ook nooit zeker van de exactheid van deze hoeveelheid. Je weet immers niet hoeveel water er uit de lucht werd opgenomen tijdens het pipetteren.

HCl is in zuivere vorm een gas en is in de handel ook verkrijgbaar als een waterige oplossing. Indien je een fles met een geconcentreerde HCl-oplossing laat openstaan, zal je onmiddellijk het gevaarlijk HCL in je neus voelen prikkelen. HCl ontsnapt dus heel gemakkelijk uit een oplossing. Bij het maken van een HCl-oplossing weet je dus nooit hoeveel HCl er uit de oplossing is ontsnapt en daarom dien je een HCl-oplossing dus ook steeds te standaardiseren.

Standaardisatie van een HCl- en een H₂SO₄-oplossing op natriumcarbonaat
De nauwkeurigste methode, is de standaardisatie met natriumcarbonaat (Na₂CO₃).

Titratiereacties:

• Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂CO₃
• Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂CO₃

In beide gevallen wordt er tijdens de titratie koolzuur (H₂CO₃) gevormd in de erlenmeyer. Bij het EP gaat de pH dus van licht zuur door het zwakke koolzuur naar sterk zuur door het sterke zout- of zwavelzuur. Een geschikte pH indicator hiervoor is methyloranje (MO) met een omslaggebied tussen pH = 3.1 en pH = 4.4. Bij een pH onder de 3.1 heeft MO een oranje kleur en boven de 4.4 kleurt MO geel. Bij de standaardisatie van zout- en zwavelzuur op Na₂CO₃ zal bij het EP de oplossing in de erlenmeyer dus omslaan van geel naar oranje.

Hoeveel natriumcarbonaat moet je gebruiken voor de standaardisatie?
Ook bij de standaardisatie op Na₂CO₃ kan vooraf worden berekend wat een geschikte hoeveelheid Na₂CO₃ is voor deze standaardisatie.

Rekenvoorbeeld m_{natriumcarbonaat}
Stel je hebt een H₂SO₄-oplossing bereid met een theoretische concentratie van 0.5 mol/L. Je wenst een titratievolume van ongeveer 0.025 L. Je zal dus theoretisch 0.5 mol/L × 0.025 L = 0.0125 mol H₂SO₄ verbruiken. 1 mol H₂SO₄ reageert met 1 mol Na₂CO₃. Je dient dus 0.0125 mol Na₂CO₃ af te wegen. Met de molaire massa M(Na₂CO₃) van 106 g/mol weet je dus dat je 0.0125 mol * 106 g/mol = 1.33 g in de erlenmeyer moet brengen samen met een hoeveelheid water om het natriumcarbonaat op te lossen.

Rekenvoorbeeld van een standaardisatie
Stel je hebt 0.0063 mol Na₂CO₃ in de erlenmeyer gedaan en en je hebt 0.027 L van een HCl-oplossing toegevoegd tot het EP werd bereikt. 1 mol Na₂CO₃ reageert met 2 mol HCl. 0.0063 mol Na₂CO₃ heeft dus gereageerd met 0.0063 mol × 2 = 0.0126 mol HCl. Deze 0.0126 mol HCl zat in 0.027 L HCl-oplossing. De exacte concentratie van de HCl-oplossing is dus 0.0126 mol / 0.027 L = 0.47 mol/L.

Uitgewerkte voorbeelden van volledige titratiebepalingen

Bepaling van de concentratie van een H₃PO₄-oplossing
Stel een onbekende H₃PO₄-oplossing met een concentratie tussen de 0.05 en 0.15 mol/L. Voor de bepaling van de exacte concentratie ga je hier het beste uit van een concentratie van 0.1 mol/L. Daar H₃PO₄ een zuur is, dien je dus een NaOH-oplossing te maken als titrant.

Titratiereactie: H₃PO₄ + 3NaOH → Na₃PO₄ + 3H₂O

Er is dus 3 mol NaOH nodig om 1 mol H₃PO₄ te laten wegreageren. In een erlenmeyer van 250 mL zal je bijvoorbeeld 25 mL van de onbekende H₃PO₄-oplossing brengen. Uitgaande van de veronderstelling dat de concentratie van deze oplossing ongeveer 0.1 mol/L zal zijn, heb je dus ongeveer 0.1 mol/L × 0.025 L = 0.0025 mol H₃PO₄ in de erlenmeyer gebracht.

Om dit te laten wegreageren, dien je 0.0025 mol × 3 = 0.0075 mol NaOH toe te voegen. Je wenst een titratievolume van 25.0 mL. Je dient dus een NaOH-oplossing met een concentratie van 0.0075 mol / 0.025 L = 0.3 mol/L te bereiden. Voor de standaardisatie van deze NaOH-oplossing dien je dus 0.0075 mol / 2 × 90.04 g/mol = 0.34 g oxaalzuur af te wegen. Zowel voor de bepaling als voor de standaardisatie kan je FFT als zuur-base indicator gebruiken.

Bepaling van de concentratie van een NH₃-oplossing
Stel een onbekende NH₃-oplossing met een concentratie tussen de 0.2 en 0.3 mol/L. Voor de bepaling van de exacte concentratie ga je hier het beste uit van een concentratie van 0.25 mol/L. Daar NH₃ een base is, kan je dus een HCl- of een H₂SO₄-oplossing maken als titrant. Stel dat je voor een HCl-oplossing kiest.

Titratiereactie: NH₃ + HCl → NH₄Cl

Er is dus 1 mol HCl nodig om 1 mol NH₃ te laten wegreageren. In een erlenmeyer van 250 mL zal je bijvoorbeeld 25 mL van de onbekende NH₃-oplossing brengen. Uitgaande van de veronderstelling dat de concentratie van deze oplossing ongeveer 0.25 mol/L zal zijn, heb je dus ongeveer 0.25 mol/L × 0.025 L = 0.0063 mol NH₃ in de erlenmeyer gebracht.

Om dit te laten wegreageren, dien je ook 0.0063 mol HCl toe te voegen. Je wenst een titratievolume van 25.0 mL. Je dient dus een HCl-oplossing met een concentratie van 0.0063 mol / 0.025 L = 0.252 mol/L te bereiden. Voor de standaardisatie van deze HCl-oplossing dien je dus 0.0063 mol / 2 × 106 g/mol = 0.33 g natriumcarbonaat af te wegen. Zowel voor de bepaling als voor de standaardisatie kan je MO als zuur-base indicator gebruiken.

Wat als je geen richtwaarde hebt voor de onbekende oplossing?
In bovenstaande voorbeelden werd steeds een richtwaarde gegeven van de concentraties van de onbekende oplossingen. Dit is uiteraard niet steeds het geval. In het geval van een oplossing waarvan je geen enkel idee hebt van de concentratie start je het beste met wat testtitraties. Voor bijvoorbeeld de concentratiebepaling van een onbekende zure oplossing, maak je eerst NaOH-oplossingen met verschillende concentraties. Op basis van de testtitraties van de onbekende oplossing met deze NaOH-testoplossingen kan je dan nagaan wat een geschikte NaOH-concentratie is voor deze bepaling. Pas als je deze weet, ga je aan de slag met de standaardisatie van de geschikte NaOH-oplossing.