Leeromgeving›Scheikunde›5 havo›H8 Basen›8.4b

Hoofdstuk 8 · Les 7 van 7

Titreren

Weet je de molariteit van een oplossing niet, dan kun je die bepalen met een zuur-basetitratie. Je laat een afgemeten volume van de onbekende oplossing precies volledig reageren met een oplossing waarvan je de molariteit wél weet. Uit het volume dat je nodig hebt, reken je de onbekende molariteit uit.

20 min

Na deze les kun je

uitleggen wat het equivalentiepunt is en hoe je het zichtbaar maakt
een geschikte indicator kiezen met Binas 52A
uit titratiegegevens de molariteit van een oplossing berekenen
het juiste glaswerk kiezen: buret, volpipet en maatkolf

Dit weet je al

Zuur-basereacties (les 8.4a) en rekenen met $c = n/V$ (les 8.2b).

Het equivalentiepunt

Bij een titratie van natronloog druppel je zoutzuur toe uit een buret. Zolang er nog base over is, blijft de oplossing basisch. Op het moment dat precies alle base heeft gereageerd, is de pH 7,00. Dat is het equivalentiepunt (of omslagpunt). Eén druppel zoutzuur meer en de pH daalt meteen sterk.

Zure en basische oplossingen zijn meestal kleurloos. Daarom voeg je een indicator toe. Kies een indicator met een omslagtraject rond de pH van het equivalentiepunt (Binas 52A). Voor een sterk zuur en een sterke base is dat bijvoorbeeld broomthymolblauw (omslagtraject 6,0–7,6). Je stopt met druppelen als de kleur verandert.

De pH tijdens de titratie van 10,00 mL natronloog met 0,1050 M zoutzuur. Bij het equivalentiepunt (oranje) daalt de pH sterk en valt hij door het omslagtraject van broomthymolblauw (blauwe band).

Rekenen aan een titratie

Geef de vergelijking van de reactie tijdens de titratie.
Bereken het aantal mol van de bekende stof uit de molariteit en het volume.
Gebruik de molverhouding uit de vergelijking: zoveel mol van de onbekende stof was er.
Reken om naar mol per liter van de onbekende oplossing.

Stap 2 tot en met 4 kun je doen met verhoudingstabellen (kruislings vermenigvuldigen) of direct met de formules.

\displaystyle n = c \cdot V

n

: chemische hoeveelheid (mol),

c

: molariteit (mol L⁻¹),

V

: volume (L).

✎Voorbeeld: de molariteit van natronloog

Je titreert 10,00 mL natronloog met 0,1050 M zoutzuur. Bij het equivalentiepunt heb je 13,36 mL zoutzuur toegevoegd. Bereken de molariteit van de natronloog.

De reactie tijdens de titratie:

\text{H}^+\ (\text{aq}) + \text{OH}^-\ (\text{aq}) \rightarrow \text{H}_2\text{O}\ (\text{l})

Mol H⁺ in 13,36 mL zoutzuur (0,1050 mol per 1000 mL):

\begin{array}{l|c|c} \text{mol H}^+\text{} & 0{,}1050 & ? \\ \hline \text{mL} & 1000 & 13{,}36 \end{array}

? = \frac{0{,}1050 \times 13{,}36}{1000} = 1{,}403 \cdot 10^{-3}\ \text{mol H}^+

Molverhouding H⁺ : OH⁻ = 1 : 1:

\begin{array}{l|c|c} \text{mol H}^+\text{} & 1 & 1{,}403 \cdot 10^{-3} \\ \hline \text{mol OH}^-\text{} & 1 & ? \end{array}

? = \frac{1 \times 1{,}403 \cdot 10^{-3}}{1} = 1{,}403 \cdot 10^{-3}\ \text{mol OH}^-

Van 10,00 mL naar 1000 mL natronloog:

\begin{array}{l|c|c} \text{mol OH}^-\text{} & 1{,}403 \cdot 10^{-3} & ? \\ \hline \text{mL} & 10{,}00 & 1000 \end{array}

? = \frac{1{,}403 \cdot 10^{-3} \times 1000}{10{,}00} = 0{,}1403\ \text{mol L}^{-1}

Vier significante cijfers, want alle gegevens hebben er vier: 0,1403 M.

✎Voorbeeld: een andere molverhouding

Je titreert 20,00 mL natronloog met 0,0500 M zwavelzuur (H₂SO₄ is een sterk zuur dat 2 H⁺ afstaat). Er is 22,64 mL nodig. Bereken de molariteit van de natronloog.

De reactie, en de molverhouding:

\text{H}^+\ (\text{aq}) + \text{OH}^-\ (\text{aq}) \rightarrow \text{H}_2\text{O}\ (\text{l}) \qquad \text{H}_2\text{SO}_4 : \text{H}^+ : \text{OH}^- = 1 : 2 : 2

Mol H₂SO₄ in 22,64 mL:

\begin{array}{l|c|c} \text{mol H}_2\text{SO}_4\text{} & 0{,}0500 & ? \\ \hline \text{mL} & 1000 & 22{,}64 \end{array}

? = \frac{0{,}0500 \times 22{,}64}{1000} = 1{,}132 \cdot 10^{-3}\ \text{mol H}_2\text{SO}_4

Molverhouding H₂SO₄ : OH⁻ = 1 : 2:

\begin{array}{l|c|c} \text{mol H}_2\text{SO}_4\text{} & 1 & 1{,}132 \cdot 10^{-3} \\ \hline \text{mol OH}^-\text{} & 2 & ? \end{array}

? = \frac{2 \times 1{,}132 \cdot 10^{-3}}{1} = 2{,}264 \cdot 10^{-3}\ \text{mol OH}^-

Van 20,00 mL naar 1000 mL natronloog:

\begin{array}{l|c|c} \text{mol OH}^-\text{} & 2{,}264 \cdot 10^{-3} & ? \\ \hline \text{mL} & 20{,}00 & 1000 \end{array}

? = \frac{2{,}264 \cdot 10^{-3} \times 1000}{20{,}00} = 0{,}1132\ \text{mol L}^{-1}

Drie significante cijfers (door 0,0500): 0,113 M.

Nauwkeurig glaswerk

Titreren is een kwantitatieve analyse: je bepaalt een hoeveelheid. Daarom gebruik je nauwkeurig glaswerk.

glaswerk	waarvoor
volpipet	een vast volume precies afmeten en overbrengen, bijvoorbeeld 10,00 of 25,00 mL
buret	de oplossing toedruppelen en het toegevoegde volume nauwkeurig aflezen (tot 50,00 mL)
maatkolf	een oplossing maken of verdunnen tot een precies bekend volume
maatcilinder	minder nauwkeurig; voor volumes die niet precies hoeven

De streepjes op een bekerglas of erlenmeyer zijn alleen een grove aanduiding: daar meet je geen volume mee af.

!Milliliter en liter

Reken volumes uit de buret en de pipet om naar liter voordat je $n = c \cdot V$ gebruikt: 13,36 mL = 0,01336 L.

≈Waarom verdunnen met een maatkolf

Is de onbekende oplossing zo geconcentreerd dat je meer dan één buret (50 mL) nodig zou hebben, dan verdun je hem eerst precies in een maatkolf. Bij de berekening vermenigvuldig je de gevonden molariteit daarna weer met de verdunningsfactor.

Even controleren

Snap je het?

Wat is het equivalentiepunt?

Voor het titreren van 25,00 mL natronloog is 18,45 mL 0,1000 M zoutzuur nodig. Bereken de molariteit van de natronloog.

De reactie, en de molverhouding H⁺ : OH⁻ = 1 : 1:

\text{H}^+ + \text{OH}^- \rightarrow \text{H}_2\text{O}

Mol H⁺ in 18,45 mL zoutzuur:

\begin{array}{l|c|c} \text{mol H}^+\text{} & 0{,}1000 & ? \\ \hline \text{mL} & 1000 & 18{,}45 \end{array}

? = \frac{0{,}1000 \times 18{,}45}{1000} = 1{,}845 \cdot 10^{-3}\ \text{mol}

Molverhouding H⁺ : OH⁻ = 1 : 1:

\begin{array}{l|c|c} \text{mol H}^+\text{} & 1 & 1{,}845 \cdot 10^{-3} \\ \hline \text{mol OH}^-\text{} & 1 & ? \end{array}

? = \frac{1 \times 1{,}845 \cdot 10^{-3}}{1} = 1{,}845 \cdot 10^{-3}\ \text{mol}

Van 25,00 mL naar 1000 mL natronloog:

\begin{array}{l|c|c} \text{mol OH}^-\text{} & 1{,}845 \cdot 10^{-3} & ? \\ \hline \text{mL} & 25{,}00 & 1000 \end{array}

? = \frac{1{,}845 \cdot 10^{-3} \times 1000}{25{,}00} = 0{,}07380\ \text{mol L}^{-1}

De molariteit is 0,07380 M.

Welk glaswerk gebruik je om precies 10,00 mL van een oplossing in een erlenmeyer te brengen?

↗Hoe hangt dit samen?

Hiermee is hoofdstuk 8 af. In hoofdstuk 9 gaat het over de snelheid en de energie van reacties.

Klaar met deze les? Zet hem op gelezen; je voortgang staat rechtsboven.

$c = \frac{n}{V}$	definitie van de molariteit Binas
$n = c \cdot V$	vermenigvuldig links en rechts met $V$

Grootheid	Symbool	Eenheid
concentratie H⁺-ionen	$[\text{H}^+]$	mol per liter (mol L⁻¹)
concentratie OH⁻-ionen	$[\text{OH}^-]$	mol per liter (mol L⁻¹)
zuurgraad	pH	geen eenheid
basegraad	pOH	geen eenheid
baseconstante	$K_\text{b}$	geen eenheid (Binas 49)
waterconstante	$K_\text{w}$	geen eenheid (Binas 50A)
molariteit (concentratie)	$c$ of M	mol per liter (mol L⁻¹)
chemische hoeveelheid	$n$	mol
massa	$m$	gram (g)
molaire massa	$M$	gram per mol (g mol⁻¹)
volume	$V$	liter (L)

Formule	Betekenis	Bron	Les
$\displaystyle \text{pOH} = -\log\,[\text{OH}^-]$	pOH	Binas	8.2a
$\displaystyle [\text{OH}^-] = 10^{-\text{pOH}}$	[OH⁻] uit de pOH	Binas	8.2a
$\displaystyle \text{pH} + \text{pOH} = 14{,}00$	verband pH en pOH (298 K)	Zelf afleiden	8.2a
$\displaystyle n = \frac{m}{M}$	chemische hoeveelheid uit de massa	Zelf afleiden	8.2b
$\displaystyle c = \frac{n}{V}$	molariteit (concentratie)	Binas	8.2b
$\displaystyle K_\text{b} = \frac{[\text{HB}^+] \cdot [\text{OH}^-]}{[\text{B}]}$	baseconstante van een zwakke base B	Zelf afleiden	8.3a
$\displaystyle [\text{OH}^-] = \sqrt{K_\text{b} \cdot c}$	[OH⁻] van een zwakke base (benadering)	Zelf afleiden	8.3b
$\displaystyle n = c \cdot V$	aantal mol uit molariteit en volume	Zelf afleiden	8.4b