• 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. 

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.

Kunnen we de geneten pH curve afleiden?

Gegevens:

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

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.

• Om het omslagpunt zichtbaar te maken kan men een zuur-base indicator toevoegen (bv methyl rood).
• Bij het titreren van een sterk zuur moet men eigenlijk alleen maar vers uitgekookt water (koolzuurvrij) toevoegen tijdens een titratie aangezien het koolzuur in het water reageert met het zuur.
• Natriumhydroxide-pillen bevatten steeds een weinig water en een huid van carbonaat, die ontstaat door de adsorptie van koolzuur uit de lucht. Door de pillen snel af te spoelen met koolzuurvrij water lost deze oppervlaktelaag op en wordt carbonaatvrije loog verkregen. Dit is nodig omdat anders met veel indicatoren een verkeerde of slepende omslag wordt verkregen.
• Koolzuurvrij water wordt verkregen door gedestilleerd of gedemineraliseerd water geruime tijd te laten koken. Daarna moet de oplossing worden afgekoeld in een  erlenmeyer afgesloten met een natronkalkbuis.

• Dr. F. Freese, Dr. W.E. van der Linden; Elektrochemische Analysemethoden; Agon Elsevier; 1971; ISBN 9010102408; p. 91-101.
• Dr. G. den Boef; Theoretische grondslagen van de analyse in waterige oplossingen; 1977; Elsevier; ISBN 9010103730; 4de druk; p. 14,31-33.
• M.Vink, Drs. J. van der Vinne,Dr.A.B. de Vries; Practicum Voorschriften Scheikunde - Deel 1 Titrimetrie en Gravimetrie; 1976; Elsevier; ISBN 9010105660; p. 6,13.
• M.Vink, Drs. J. van der Vinne,Dr.A.B. de Vries; Practicum Voorschriften Scheikunde - Deel 2 Elektrochemische Analysemethoden; 1976; Elsevier; ISBN 9010105806; p. 3,4,17,18,21.

Relevante websites::

• Hanna Instruments

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 » 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. 

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:

• Diafragmamethode.
  Aan de kathode wordt NaOH gevormd, waarbij tevens waterstof  vrijkomt. Om te voorkomen dat het aan de anode vrijkomende chloor op het NaOH inwerkt, houdt men deze door een poreus schot tussen beide elektroden gescheiden.
• Kwikmethode:
  Men laat het afgescheiden natrium met kwik een amalgaam vormen, dat men later met water samen brengt. de gevormde NaOH wordt drooggedampt.

Toepassingen:

• In de chemische industrie (zuivering van petroleum, kunstzijde- en kleurstofindustrie, papierfabricage en in ontelbare gevallen om zuur te neutraliseren. Zeepbereiding (harde zeep).
• In het laboratorium.

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:

• zuren zijn elektrolyten die in oplossing waterstofionen afsplitsen;
• basen zijn elektrolyten die in oplossing hydroxylionen afsplitsen;
• zouten zijn elektrolyten, opgebouwd uit een of meer metaalionen en een of meer zuurrestionen.

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⁺ + CO₃^2-

Op de theorie van Brfnsted 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 gedragen, 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:

Voor deze evenwichtbeschrijvingen maakt men gebruik van log beschrijvingen.

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:

• we stellen activiteit gelijk aan concentraties, waarbij dus afwijkingen van ideaal gedrag buiten beschouwing gelaten worden.
• de K's van alle aanwezige elektrolyten.
• de betrekking [H₃O⁺][OH^-]=K_w. Aangezien de grootheden [H₃O⁺] en [OH^-] altijd voorkomen in pH berekeningen hanteert men een verkorte schrijfwijze, [H₃O⁺]=x en [OH^-]=y.
• De steuchiometrische betrekkingen. Deze wordt verkregen door te overwegen dat de som van de concentraties van alle deeltjes die van een bepaald protolyt afkomstig zijn, gelijk is aan de analytische concentratie van die protolyt. Zo is bv voot 0.5 M H₃PO₄: [H₃PO₄] + [H₂PO₄^-] +[HPO₄^2-] + [PO₄^3-] = 0.5
• de elektroneutratliteitsvergelijking. Elke elektrolytoplossing is in haar geheel elektrisch neutraal. Voor bv BaCl₂ in water betekent dit: 2[Ba²⁺] + x = y + [Cl^-]

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