Introducere

Acidul citric este un acid carboxilic solid cristalin, solubil în apă, ieftin, ușor de utilizat și ieftin. În comparație cu utilizarea soluțiilor de acid clorhidric, utilizarea acidului citric solid și a soluțiilor sale în apă este mai sigură și mai convenabilă. Pentru studenții neexperimentați, titrările sale față de o bază puternică sunt mai ușor de realizat. Acest articol prezintă o titrare de neutralizare a unei soluții de acid citric cu o soluție de hidroxid de sodiu într-un format potrivit pentru titratorii începători. Un al doilea articol va sugera aplicații ale aceluiași experiment care sunt potrivite pentru titratorii experimentați.

Acidul citric

Acidul citric1 este produs prin fermentarea zaharurilor (> 1 M tone pe an) pentru utilizare în băuturi și alimente (70%); în detergenți (20%); și în produse cosmetice, farmaceutice și alte produse chimice (10%). Se produce sub formă de solid cristalin, fie anhidru, fie sub formă de monohidrat, și este disponibil în ambele forme la un cost redus. Monohidratul solid pierde apă sub 100 °C atunci când este încălzit, formând un solid anhidru, care se topește la 156 °C și se descompune la 175 °C. Ambele solide sunt stabile și rămân curgătoare în flacon după mulți ani de depozitare. Este foarte solubilă în apă. Acidul citric poate fi achiziționat la un cost redus ca reactiv chimic sub oricare dintre forme, la diferite niveluri de puritate2 , sau la un cost și mai mic ca substanță de consum de puritate nespecificată și, de obicei, de formă nespecificată3.

Tratarea acidului citric față de o bază puternică

Acidul citric are trei grupe de acid carboxilic, trei atomi de hidrogen ionizabili, acizi și trei valori Ka/pKa. Reacția de neutralizare cu hidroxidul de sodiu are o stoichiometrie de 3 la 1, așa cum este ilustrată de ecuația de neutralizare completă echilibrată. Reacția merge până la finalizare și este potrivită pentru titrări analitice:

3 NaOH (aq) + H3C6H5O7 (aq) –> Na2C6H5O7 (aq) + 3 H2O

Când este titrată cu o bază puternică, cum ar fi o soluție de NaOH 0,1 M, o soluție de acid citric traversează o regiune tampon în timpul căreia pH-ul soluției urcă treptat, apoi mai abrupt. De la aproximativ o picătură adăugată din soluția de NaOH 0,1 M înainte de punctul de echivalență al titrării până la aproximativ o picătură adăugată după punctul de echivalență, pH-ul soluției de titrare urcă extrem de abrupt de la puțin sub 7 la peste 9.
Un indicator vizual acido-bazic ales pentru titrare trebuie să treacă de la culoarea sa acidă la culoarea sa bazică în intervalul 7-9. Indicatorul fenolftaleină este o alegere excelentă pentru această titrare, trecând de la incolor la roz și roșu. În comparație cu titrările cu un acid puternic, cum ar fi acidul clorhidric, acidul slab diluat „absoarbe” mai lent baza din picăturile de titrant adăugate. Rezultatul este că, pe măsură ce se apropie de punctul de echivalență, chiar și prin agitare, culoarea roșu-roz apare acolo unde picăturile de titrant intră în balonul de titrare și persistă, la început pentru fracțiuni de secundă, apoi din ce în ce mai mult timp, până când se poate observa o culoare roz slabă în toată soluția, care persistă timp de cel puțin un minut (a se vedea întrebarea 3). Acest fenomen face ca aceste titrări să fie foarte ușor de efectuat și, prin urmare, foarte potrivite pentru începători.

Siguranță, eliminarea deșeurilor și depozitare

Acidul citric este un acid slab relativ puternic, dar nu sunt necesare precauții speciale pentru utilizarea sa. Pulberea de acid citric este vândută pentru uz casnic fără restricții. pH-ul acidului citric 0,033 M este de aproximativ 2,2, care este puțin mai mare decât cel al sucului de lămâie.4 Hidroxidul de sodiu 0,1 M și indicatorul fenolftaleină sunt mai periculoase. Manipulați și curățați acidul citric solid așa cum ați face-o cu hidroxidul de sodiu solid.

Soluțiile titrate și excesul de soluții de reactivi pot fi eliminate în siguranță într-o chiuvetă. La Colegiul Mohawk depozităm flacoanele picurătoare care conțin soluția de hidroxid de sodiu pentru perioade lungi de timp fără efecte nocive aparente. Depozitarea soluției de acid citric poate să nu fie recomandabilă, deoarece aceasta poate foarte bine să susțină viața microbiologică.

Descrierea experimentului

Există o metodă simplă, rapidă și ieftină pentru efectuarea titrărilor soluției de acid citric cu soluție de hidroxid de sodiu. Se presupune că titrările se efectuează gravimetric, folosind sticle de polimer ieftin, incasabil, de 60 ml, de 60 ml, cu picătură controlată, cu eliberare controlată, de tip squeeze. 5a

Preparare, aparatură și consumabile

*Un diametru mai mic al găurii este mai bun pentru precizie.

Pregătiți cei doi reactivi în mod aproximativ, astfel încât titrările de probă anticipate să indice că o probă de 5 ml de soluție de acid citric este neutralizată de aproximativ 5 g de soluție de hidroxid de sodiu. Ca o probă de calcul, etichetați una sau cealaltă soluție cu o valoare „fictivă” a concentrației și cereți elevilor să determine concentrația celeilalte soluții prin titrare și calcul. (A se vedea calculele de mai jos.)

Metoda completă și un eșantion de titrare ar trebui să fie demonstrate pentru începători. Precizați un criteriu de precizie al finalizării cu succes. Un standard rezonabil ar fi „trei mase de titrare în limita a ± 3% din masa medie”. Dacă se utilizează burete de 50 ml, măriți volumul probelor de acid citric de la 5 ml la 10 ml pentru a avea aproximativ aceeași precizie a rezultatelor.

Titrare gravitațională cu o sticlă de stoarcere cu distribuție de picături controlată de polimeri și o balanță digitală cu 2 locuriTitrare gravitațională cu o sticlă de stoarcere cu distribuție de picături controlată de polimeri și o balanță digitală cu 2 locuriTitrare gravitațională cu o sticlă de stoarcere cu distribuție de picături controlată de polimeri.și o balanță digitală cu 2 locuri

Instrucțiuni pentru elevi

1. Transferați aproximativ 10 ml de soluție de acid citric într-un pahar mic (100 sau 250 ml). Folosiți această porție de soluție pentru a clăti suprafața interioară a paharului mic, a cilindrului gradat de 10 ml și a pipetei picurătoare. Această porție de clătire este deșeu. Repetați clătirea încă de două ori. NU clătiți flaconul Erlenmeyer de 125 ml, acesta poate fi lăsat umed, dar numai cu apă distilată. (A se vedea întrebarea 1.)

1. Transferați aproximativ 50 ml de soluție de acid citric în paharul mic clătit. Această cantitate va fi necesară pentru cele trei încercări. Pentru proba 1, transferați o parte din soluție, cât de atent puteți, în cilindrul gradat de 10 ml, până la linia de 5,0 ml, folosind pipeta picurătoare pentru a ajusta fundul meniscului la linie.

1. Transferați proba de 5,0 ml de soluție de acid citric pentru proba 1 din cilindru într-un balon Erlenmeyer de 125 ml. Goliți cilindrul în totalitate, așteptând până când cad ultimele picături. Adăugați apă distilată din flaconul de stoarcere, astfel încât volumul total din balon să fie între 20 ml și 30 ml. Se adaugă în balon 4 până la 5 picături de soluție indicatoare de fenolftaleină. Agitați ușor balonul pentru a amesteca complet conținutul.

1. Presați butonul zero/tare de pe balanța digitală cu 2 locuri. Așezați flaconul dozator de picături care conține soluția de NaOH pe platoul balanței. Platforma balanței, partea exterioară a flaconului dozator de picături și degetele dumneavoastră trebuie să fie menținute uscate în permanență. (A se vedea întrebarea 2.)

1. Înregistrați masa flaconului și a conținutului acestuia.
2. Titratați soluția din flaconul Erlenmeyer prin adăugarea de picături de soluție din flaconul dozator de picături. Țineți flaconul cu capul în jos deasupra gurii balonului. Numărați picăturile. Învârtiți ușor balonul. Punctul final este atins atunci când, la adăugarea unei picături de bază, soluția din balon se schimbă din incoloră în roz sau roșu și culoarea se menține timp de cel puțin un minut.

Dacă, după adăugarea mai multor picături de bază, soluția este roșu intens, este posibil ca punctul final să fi fost depășit, iar rezultatul titrării nu trebuie să fie utilizat pentru calcule. Dacă „pierdeți” o picătură în timpul unei titrări, titrarea nu trebuie să fie folosită pentru calcule.

1. Repetați pașii 4 și 5. Înregistrați noua masă a flaconului și a conținutului acestuia. Scădeți valorile de masă pentru a obține masa de titrare a soluției de NaOH 0,1 M.

1. Repetă procedura de titrare. Numărătoarea picăturilor poate servi ca un ghid pentru a accelera repetarea titrărilor. Continuați până când se atinge criteriul de finalizare cu succes.

Calcule

Densitatea unei soluții de NaOH 0,125 M la 20 °C este de 1,0039 g/mL.6 Pentru calculele studenților, densitatea unei soluții de NaOH 0,1 M este atât de apropiată de unitate în unități g/mL încât valorile masice ale titrărilor în unități g pot fi folosite ca volume în unități mL fără erori semnificative.

Metoda mea preferată pentru studenții începători este un calcul în trei părți. Să presupunem că titrări repetate ale unor eșantioane de 5 ml de soluție de acid citric au produs un rezultat mediu al titrării de 4,87 g de NaOH 0,0989 M (= 4,87 mL de NaOH 0,0989 M):

	Calculați molii reactivului cunoscut (NaOH):	4.82 × 10-4 mol NaOH
	Calculează molii reactivului necunoscut (acid citric) folosind ecuația echilibrată:	1,61 × 10-4 moli de acid citric
	Calculează molaritatea soluției de acid citric:	0.0322 M acid citric

* În această problemă de eșantionare se folosesc trei cifre semnificative (5,00 mL). Precizia măsurării volumului din cilindrul gradat se situează între 5,0 mL și 5,00 mL. Dacă s-ar fi folosit 10,0 mL, ar fi existat trei cifre semnificative. Depinde de dumneavoastră, în calitate de profesor, dacă intrați în această discuție cu elevii dumneavoastră. Unii consideră că cifrele semnificative sunt atât de confuze încât ar putea fi mai ușor să le cereți elevilor să folosească 5,0 mL.

Întrebări pentru elevi

1. Ați fost instruiți să clătiți paharul, cilindrul gradat și pipeta picurătoare, dar nu și balonul Erlenmeyer, cu soluția de acid citric. Explicați.
1. Ce erori apar dacă degetele, platoul balanței sau partea exterioară a flaconului picurător sunt ude cu apă?
1. Dispariția foarte lentă a culorii indicatorului fenolftaleină este pusă pe seama dioxidului de carbon din aer care reacționează cu ionul de hidroxid din soluție. Scrieți o ecuație chimică echilibrată pentru această reacție și explicați de ce aceasta determină estomparea culorii.

Recunoștințe

Autorul îi mulțumește lui Randy Travis, tehnolog din cadrul Departamentului de Chimie, Mediu și Biotehnologie al Colegiului Mohawk, pentru ajutorul său neprețuit.

1. http://www.wikipedia.org pentru constantele de disociere acidă ale acidului citric.
1. Sigma-Aldrich Citric acid (99 %), Citric acid monohydrate (98 %)

3. Boreal Science: Acid citric monohidrat (% nespecificat):

Fibre Garden: Acid citric (formă sau % nespecificat)

4. Engineering Toolbox: Acizi – valori ale pH-ului Referința 4 enumeră valorile pH-ului pentru soluții ale căror concentrații sunt date în unități de normalitate. Pentru o soluție de acid citric 0,033 M = 0,100 N. Există unele domenii ale tehnologiei în care normalitatea este încă utilizată. Consilierii industriali ai programelor universitare insistă asupra faptului că acest subiect este important pentru absolvenții noștri.

5. Articole disponibile pe pagina web:

• Titrare gravimetrică 3:
• Titrare gravimetrică 2:

Sau contactați-l pe David Cash pentru versiuni Word® editabile ale acestor articole.

6. CRC Handbook (1973-74): Proprietățile concentrative ale soluțiilor apoase
soluții – hidroxid de sodiu. ∎