Titratie

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Naar navigatie springen Naar zoeken springen
Zie artikel Niet te verwarren met Tetratie
Titratie

Titratie is een oude maar nog steeds veel gebruikte manier om een bepaling uit te voeren in het laboratorium. Titratie maakt het mogelijk de concentratie van een stof in een oplossing te bepalen. Dit gebeurt door bij deze stof geleidelijk -meestal druppelsgewijs- een andere oplossing, een reagens dat hier dan titrant wordt genoemd, toe te voegen. De concentratie van de titrant is bekend. Er wordt net zolang titrant toegevoegd totdat alle te meten stof is omgezet (Karl Friedrich Mohr, 1855). De tak van de analytische scheikunde die zich bezighoudt met titraties wordt de titrimetrie of volumetrie genoemd.

De oplossing van de onbekende concentratie (de titer) moet daarbij voldoende snel reageren met de titrant volgens een bekende stoichiometrische verhouding.

Bij een titratie zijn de concentraties van de stoffen die reageren vrij gering. Het gaat dan niet om hele grammen stof per mL, maar eerder om milligrammen of millimol stof per mL. De reden dat de concentraties zo laag worden gehouden, is dat het niet nodig is om grote hoeveelheden stof te laten reageren, omdat het ook met kleine hoeveelheden kan. Ten tweede reageren sommige stoffen in hoge concentraties heftig met elkaar.

Het bekendste soort titratie is de directe titratie, meestal wordt deze gebruikt om de concentratie van - bijvoorbeeld - een zure of basische stof te controleren in een oplossing; men spreekt dan van een zuur-basetitratie. De reactie tussen de reagerende stoffen kan ook een redoxreactie zijn; de titratie is dan een redoxtitratie.

Als de concentratie van de titrant bekend is (vaak ongeveer 0,1 mol/L, de exacte concentratie wordt door een separate bepaling vastgesteld), kan men met de hoeveelheid titrant die nodig was om het equivalentiepunt te bereiken, het aantal mol of gram in de onbekende oplossing berekenen. Wanneer bijvoorbeeld een zuur met een base getitreerd wordt, geldt in het equivalentiepunt de formule: [zuur] × Vzuur = [base] × Vbase . De formule in woorden: De molariteit van het zuur vermenigvuldigd met het volume aan zuur is gelijk aan de molariteit van de base vermenigvuldigd met het volume aan base. De formule geldt overigens alleen indien het zuur en de base dezelfde 'waardigheid' hebben, dus beide eenwaardig, tweewaardig of driewaardig zijn.

In de praktijk rekent men niet in zuur/base-molariteiten, maar in 'zuur/base-equivalenten'. Eén equivalent zuur (base) is een hoeveelheid zuur (base) die 1 mol H3O+ (OH) levert. Als het zuur (base) eenwaardig is, is dit dus gelijk aan 1 mol zuur (base); bij een tweewaardig zuur (base) is 1 equivalent gelijk aan 0,5 mol zuur (base). Op de voorraadfles schrijft men dan niet de molariteit (mol/L) van het zuur of de base, maar het aantal equivalenten per liter (eq/L). Op deze manier is dan niet meer van belang of de inhoud van de fles een eenwaardig of meerwaardig zuur (base) is. De bovengenoemde formule voor het equivalentiepunt wordt dan (eq/L zuur) × Vzuur = (eq/L base) × Vbase en deze formule geldt altijd, ongeacht de 'waardigheid' van zuur en base. Het linker en rechter deel van de formule stellen in feite het aantal toegevoegde milli-equivalenten (meq) zuur resp. base voor (indien het volume in mL is), dus staat er eigenlijk meq zuur = meq base .

Het gebruik van (milli-)equivalent in plaats van (milli-)mol is vooral handig bij redoxtitraties, omdat in een halfreactie vaak meer dan één elektron per redoxdeeltje betrokken is (in zuur-basetermen uitgedrukt: de 'waardigheid' is vaak ongelijk aan 1). De formule voor het equivalentiepunt van een redoxtitratie is dan meq ox = meq red .

Het doel van de titratie is om het equivalentie- of omslagpunt te bepalen, dat wil zeggen dat punt waar alle stof met onbekende concentratie gereageerd heeft en het toegedruppelde reagens dus een overmaat begint te vormen. De titrant kan aan het monster worden toegevoegd met een glazen buret of met een automatische buret, maar in de afgelopen jaren heeft de automatische buret zoveel terrein gewonnen ten koste van de glazen buret dat de laatstgenoemde eigenlijk alleen nog op de laboratoriumschool gebruikt wordt.

Het omslagpunt kan op verschillende manieren bepaald worden. De klassieke vorm is het gebruik van een indicator. Dit is een stof die maar in geringe hoeveelheid toegevoegd wordt en aan de oplossing een kleur geeft die verandert bij het bereiken van het equivalentiepunt. Meestal wordt bij een directe zuur-base titratie een indicator gebruikt die een omslagpunt heeft bij een pH rond de 7, dit omdat het equivalentiepunt dan gemakkelijker te bepalen is.

Het is echter ook mogelijk dit langs andere, instrumentele weg te doen, bijvoorbeeld door een sterke verandering van de redoxpotentiaal van de oplossing waar te nemen. (potentiometrische titratie), met behulp van een verandering in de elektrische geleidbaarheid (conductometrische titratie of biamperometrische titratie) of in de geabsorbeerde hoeveelheid licht (fotometrische titratie).

Het stellen van een titer[bewerken]

Men heeft een titrant met een bekende concentratie nodig, de concentratie moet gesteld worden met een nauwkeurigheid die passend is voor het beoogde doel (vier significante cijfers is gebruikelijk). Omdat nooit precies 0,1 mol van een stof kan worden afgewogen wordt de vloeistof getitreerd met een zogenoemde oertiterstof. Bij het stellen van een zure titer wordt gebruikgemaakt van een waterige oplossing van "borax" (natriumtetraboraat). Omdat er sprake is van zo'n nauwkeurige significantie kan men de concentratie na de titratie ook zeer nauwkeurig berekenen.

Foutmarge[bewerken]

Over het algemeen geldt dat men geen grotere fout mag maken dan één druppelfout. Het volume van één druppel is bij een glazen buret ongeveer gelijk aan 0,05 mL, bij een automatische buret is het druppelvolume afhankelijk van het type maar ligt meestal in de orde van 0,01 mL. Verder mag de inweeg niet minder dan 200 mg bedragen, afhangend van de gebruikte weegschaal. Dit laatste omdat de meeste analytische balansen een foutmarge hebben van 0,1%. Bij een glazen buret kan een fout worden gemaakt met aflezen, bij een automatische buret speelt dat probleem geen rol, er wordt simpel een aantal cijfers van het display overgenomen. Aan de andere kant is het wel waar dat ook automatische buretten een foutenmarge hebben: staat de zuiger inderdaad bij 0,00000 mL als de titratie begint, en klopt de aanduiding op het display met de stand van de zuiger in de buret? Bij een normale buret is de waarde tot 0,1 mL af te lezen en op 0,02 mL nauwkeurig te schatten. Ook bij het visueel bepalen van het omslagpunt (het punt dat de indicator van kleur verandert) is de beslissing over het bereiken van de juiste eindkleur afhankelijk van (de ervaring van) de analist, daarom wordt het omslagpunt meestal instrumenteel, met een elektrode of een fotometrische sensor, bepaald.

Voorbeeld van een directe zuur-base titratie[bewerken]

We hebben een oplossing van NaOH waarvan we de concentratie (vaak nog sterkte genoemd) willen bepalen. We nemen een bekende hoeveelheid oplossing, b.v. precies 10 mL, en doen er een druppel indicator bij, bijvoorbeeld fenolftaleïneoplossing. De kleur van fenolftaleïne verandert (slaat om) van paarsrood (in basisch milieu) naar kleurloos (in een zuur milieu). Nu druppelen we met een buret een oplossing verdund zoutzuur van bekende concentratie, bijvoorbeeld 0,100 mol/L, bij de te onderzoeken oplossing, onder roeren.

Concentratie (in mol/L) × volume = aantal mol (bij volume in L) of aantal mmol (bij volume in mL)

Het is belangrijk het verbruikte volume zoutzuur precies vast te stellen. Door dit te vermenigvuldigen met de zoutzuurmolariteit, kan berekend worden hoeveel (m)mol OH- heeft gereageerd.

Als er 14,3 mL is toegevoegd, slaat de kleur opeens om: de oplossing is kleurloos geworden, en is dus van basisch nu zuur geworden. Deze 14,3 mL bevatte 14,3 · 10−3 L * 0,100 mol/L zuur, oftewel 0,00143 mol. Het zoutzuur en de hydroxide reageren in de verhouding 1 : 1 (zie verderop), dus er heeft ook 0,00143 mol hydroxide gereageerd. Deze hydroxide zat in 10 mL, dus de oorspronkelijke NaOH-oplossing bevatte 0,143 mol/L NaOH. Dit kun je vervolgens omrekenen naar gram/L: 0,143 * 40,00 (molaire massa van NaOH) = 5,72 gram/L.

Door een reactievergelijking op te stellen, kan men ontdekken in welke verhoudingen het zuur en de base reageren. Allereerst moeten beide reactanten opgelost zijn in water:

HCl(g)+ H2O(l) → H3O+(aq) + Cl(aq)

NaOH(s) → Na+(aq) + OH(aq)

De reactievergelijking is als volgt:

H3O+(aq) + OH(aq) → 2 H2O(l)

Zoals te zien is, reageert één ion H3O+ uit het zoutzuur met één hydroxide-ion, vandaar de reactieverhouding 1 : 1

De verder uit te voeren berekening aan de hand van de reactievergelijking is een voorbeeld van chemisch rekenen.

Soorten titraties[bewerken]

Bij het uitvoeren van titraties moet soms met specifieke zaken rekening gehouden worden. Om deze reden wordt soms een onderverdeling aangebracht, waarbij de problemen en eigenaardigheden van een groep titraties besproken kan worden. De onderverdeling kan plaatsvinden op basis van de titratiereactie of een opvallende component daarin of op basis van de gebruikte eindpuntmethode.

Verdeling op basis van titratiereactie[bewerken]

Verdeling op basis van eindpuntmethode[bewerken]

Zie ook[bewerken]