Zuur-base-titratietheorie

In de scheikunde is titratie een proces waarbij een chemicus de concentratie van een oplossing met goede nauwkeurigheid kan vinden, als ze weet welke stof erin zit. Dit kan erg handig zijn voor het bepalen van de concentraties van zuren en basen, zoals zoutzuur en natriumhydroxide. Meestal voegt de chemicus een tweede oplossing toe, druppel voor druppel, totdat het mengsel plotseling van kleur verandert, wat het einde van de titratie aangeeft.

De oplossing met onbekende concentratie wordt de "titer" genoemd. De toegevoegde oplossing wordt de "titrant" genoemd. Bij zuur-base-titratie wordt voldoende titrant aan de titer toegevoegd om deze te neutraliseren. Dus als de titer een base is, voegt een chemicus een zuur toe als de titer.

Een laborant voegt een kleurindicator toe aan de titer voordat deze het neutralisatiepunt aangeeft. Dit is belangrijk, want als hij de titrant te snel toevoegt, kan de technicus langs het neutralisatiepunt gaan en niet precies weten hoeveel titrant er nodig was om het te bereiken.

Bij zuur-base titratie vindt het neutralisatiepunt plaats bij een pH van 7,0. Lakmoes is een goede indicator voor een zuur-base titratie, omdat het van kleur verandert bij een pH van ongeveer 6,5 - dichtbij genoeg, zoals zal worden uitgelegd hieronder. Aangezien indicatoren reageren met de te meten oplossing, moeten ze met mate worden gebruikt - indien mogelijk slechts een paar druppels.

Het punt waarop de titrant alle titer volledig neutraliseert en neutraal water achterlaat, wordt het 'equivalentiepunt' genoemd. Dit is wanneer de titrant alle titer heeft "opgebruikt". Het zuur en de base hebben elkaar volledig opgeheven. Een voorbeeld van dit soort wederzijdse annulering wordt geïllustreerd in deze chemische formule:

HCl+NaOH-->NaCL+H₂O

Bij evenwicht is de pH van de oplossing 7,0.

Als u een pH-meter gebruikt, kunt u de pH regelmatig opnemen terwijl titrant wordt toegevoegd. Een grafiek van de pH (als de verticale as) tegen het volume van de titrant zou een hellende curve opleveren die bijzonder steil is rond het equivalentiepunt. PH is een maat voor de H3O+-concentratie in een oplossing. Door één of twee druppels toe te voegen aan een neutrale oplossing verandert de H3O+-concentratie sterk, met een factor 10 of meer. Verdubbeling van de toegevoegde hoeveelheid verandert de concentratie niet zo veel. Dit is wat de titratiecurve zo steil maakt in dat ene gebied, en daarom maakt het equivalentiepunt zo gemakkelijk te identificeren in de grafiek. De hoeveelheid titrant die nodig is om de titer te neutraliseren is daarom eenvoudig nauwkeurig te kwantificeren.

Een titratiecurve kan ook geleidbaarheid (als de verticale as) uitzetten tegen titrant. Zuren en basen geleiden elektriciteit. Daarom kunt u de geleidbaarheid meten door elektroden in de titer te steken. De elektroden zouden worden bevestigd aan een batterij en een ampèremeter (of voltmeter). De titratiecurve zal plotseling veranderen op het equivalentiepunt. In dit geval zal de geleidbaarheid een merkbaar minimum hebben op het equivalentiepunt. Deze methode heeft het voordeel dat er geen indicator nodig is, die zou kunnen interfereren met of deelnemen aan de neutralisatiereactie, waardoor de resultaten worden beïnvloed.