pobieranie: Wyznaczanie krzywej miareczkowania w układzie kwas-zasada
Pobierz dokument docPrzeglądaj wersję html pliku:
POLITECHNIKA CZĘSTOCHOWSKA
LABORATORIUM CHEMII SANITARNEJ
Ćwiczenie nr 5
WYZNACZANIE KRZYWEJ MIARECZKOWANIA W UKŁADZIE KWAS - ZASADA
03.2003
Wstęp teoretyczny:
Metody analizy miareczkowej (objętościowej) polegają na oznaczeniu
składnika w roztworze badanym za pomocą odczynnika (titranta) o znanym
stężeniu, odmierzanego dokładnie za pomocą biurety. Czynność
dodawania roztworu titranta z biurety do naczynia z roztworem
miareczkowanym nazywa się miareczkowaniem. Roztwory odczynników o
znanym stężeniu używane do miareczkowania nazywam się roztworami
mianowanymi.
W miareczkowaniu istnieje punkt, w którym oznaczany składnik
przereagował ilościowo stechiometrycznie z dodanym z biurety
odczynnikiem. Punk taki nosi nazwę punktu równoważnikowego (PR)
miareczkowania. Istnieją różne metody pozwalające wyznaczyć ten
punkt. Taki wyznaczony punkt nazywa się punktem końcowym (PK)
miareczkowania. Należy dążyć, aby PR=PK wtedy, bowiem miareczkowanie
pozwala wyznaczyć zawartość oznaczanego składnika bez żadnego
błędu. Punkt końcowy miareczkowania określa się wizualnie,
korzystając z barwnych wskaźników, albo metodami instrumentalnymi.
Do najważniejszych instrumentalnych metod miareczkowania należą:
1. Metoda potencjometryczna 2. Metoda konduktometryczna
3. Metoda amperometryczna 4. Metoda spektrofotometryczna
Wizualne metody wyznaczania PK miareczkowania polegają na dodawaniu do
roztworu miareczkowanego odpowiednich odczynników, zwanych indykatorami
lub wskaźnikami, które zmieniają barwę w PK reakcji titranta z
oznaczanym składnikiem.
Metody miareczkowe opierają się na czterech podstawowych typach
reakcji chemicznych:
reakcja kwas-zasada – alkacymetria, reakcje kompleksowania –
kompleksometria, reakcje re-doks – redoksometria, reakcje strąceniowe
– metoda strąceniowa
Analiza miareczkowa (alkacymetria) obejmuje dwie metody analizy
miareczkowej:
alkalimetria – oznaczanie zawartości zasad za pomocą miareczkowania
mianowanym
roztworem zasady.
acydymetria – oznaczanie zawartości zasad za pomocą miareczkowania
mianowanym roztworem kwasu.
Metody alkalimetrii i acydymetrii nazywa się też metodami
zobojętniania. W praktyce alkacymetrii wyróżnia się trzy metody
miareczkowania:
miareczkowanie mocnych kwasów i mocnych zasad
miareczkowanie słabych kwasów i słabych zasad
miareczkowanie mieszanin kwasów (zasad) o różnej mocy.
We wszystkich przypadkach przyjmuje się, że odczynnikiem
miareczkującym (titrantem) jest roztwór mocnej zasady lub mocnego
kwasu.
Zmiany pH zachodzące podczas miareczkowania można przedstawić
graficznie: na osi OX nanosi się ilość zużytego roztworu
mianowanego, na osi OY – pH. Otrzymany wykres nosi nazwę krzywej
miareczkowania.
Zgodnie z definicją Brönsteda kwasy są donorami protonów (H+)
natomiast zasady są akceptorami protonów. Kwasy i odpowiadająca mu
zasada związane są zależnością:
zasada + proton
i stanowią sprzężoną parę. Ponieważ żadna substancja nie jest w
stanie samorzutnie odszczepić protonu, reakcja taka może przebiec
tylko wtedy, kiedy istnieje w układzie zasada zdolna proton
przyłączyć. Rolę kwasu lub zasady sprzężonej mogą pełnić
cząsteczki rozpuszczalnika np. wody (H2O).
kwas2 + zasada1
H3O+ + Cl-
Reakcję przebiegającą po zmieszaniu roztworu HCl i NaOH można
zapisać w postaci równania:
2H2O + Na+ + Cl-
roztwór NaCl
Reakcja zobojętniania przebiega więc jakby za pośrednictwem wody ( a
raczej jej form: kwasowej i zasadowej). Istotę tej reakcji można
sprowadzić do zależności:
2H2O
Wszystkie reakcje jonowe przebiegające w roztworach wodnych są
reakcjami równowagowymi i odwracalnymi, co oznacza, że reakcje te nie
przebiegają nigdy do końca, lecz osiągają pewien stan równowagi, w
którym substraty i produkty współistnieją obok siebie w stężeniach
równowagowych. Stan równowagi opisuje tzw. stała równowagi
stechiometryczna. W myśl teorii Brönsteda moc kwasu w wodzie zależy
od jego możliwości wytworzenia jonów H3O+ - kwas jest tym mocniejszy
im jego reakcja z wodą jest bardziej przesunięta w prawo, w kierunku
tworzenia jonów hydroniowych H3O+ . Podobnie w przypadku zasad: im
zasada jest mocniejsza, tym jej reakcja równowagowa z wodą jest
bardziej przesunięta w prawo, w kierunku tworzenia jonów OH- .
Jak już wcześniej wspomniano woda może reagować zarówno z zasadami
jak i kwasami, zachowując się odpowiednio jak donor lub jako akceptor
elektronów. W stanie czystym woda ulega w bardzo nieznacznym stopniu
reakcji autodysocjacji.
W czystej wodzie stężenie jonów hydroniowych jest zawsze równe
stężeniu jonów wodorotlenowych: [H3O+] = [OH-]. Roztwory, w których
stężenia tych jonów są jednakowe nazywamy roztworami obojętnymi.
Reakcję dysocjacji wody opisuje następująca stała równowagi
stechiometrycznej:
Przyjmując, że stężenie wody jest stałe, [H2O] = 55,5 mol/dm3,
można mianownik wprowadzić do stałej. Otrzymamy stałą
określającą tzw. iloczyn jonowy wody KW :
Logarytmując otrzymujemy:
Przyjmując, że -log[H3O+] = pH , -log[OH-] = pOH oraz -log Kw = pKW
otrzymujemy równanie
w postaci wykładniczej:
pKW = pH + pOH
W czystej wodzie w temperaturze 22oC : pH = pOH = 7
[OH-] mają odczyn alkaliczny. W temperaturze 22oC pH + pOH = 14 = KW,
stąd każdej zmianie stężenia jonów H3O+ towarzyszy taka zmiana
stężenia OH-, aby wartość iloczynu jonowego wody została zachowana.
Na podstawie wartości iloczynu jonowego wody wynika, że wartości pH
roztworów wodnych są zawarte w przedziale
0 – 14 jednostek pH:
7
roztwory obojętne pH = 7
14
W przypadku roztworów stężonych należy stosować w obliczeniach
aktywności zamiast stężeń.
Podczas miareczkowania wykorzystuje się wskaźniki pH (tzw.
indykatory). Jest to grupa związków organicznych o charakterze
słabych kwasów lub słabych zasad, które reagują z wodą tworzą
sprzężone układy kwas-zasada, których dwa człony są inaczej
zabarwione. Oto kilka przykładów wskaźników pH powszechnie
używanych z ich zakresem zmiany barwy:
zakres zmiany barwy pH
oranż metylowy - czerwony 3,1 – 4,4 żółty
czerwień metylowa - czerwony 4,2 – 6,3 żółty
fenoloftaleina - bezbarwna 8,3 – 10,0 czerwona
Obok indykatorów do pomiaru pH roztworów podczas miareczkowania są
używane pH-metry lub odpowiednio przerobione jonometry.
Cel i zakres ćwiczenia:
Celem ćwiczenia jest wykonanie krzywej miareczkowania ( zależności
pH od objętości dodanego titranta) w dwóch układach:
mocny kwas – mocna zasada
HCl – NaOH
2. mocny kwas – słaba zasada
HCl - NH4OH
Titrantem nazywamy odczynnik miareczkujący – w jest nim zawsze mocny
kwas lub mocna zasada. W omawianym doświadczeniu został użyty
odczynnik miareczkujący 0,1 n HCl.
Przy kreśleniu krzywej miareczkowania istnieje tzw. Metoda graficzna,
w której wykreśla się dwie równoległe styczne do krzywej przed i po
punkcie przegięcia i prowadzi się przez środek między nimi trzecią
równoległą, której punkt przecięcia z krzywą miareczkowania
wyznacza PR (punkt równoważnikowy) miareczkowania.
Przebieg ćwiczenia:
Do zlewki zostało wlane 25 cm3 wody destylowanej z cylindra o
pojemności 25 cm3. Następnie z identycznego cylindra została wlana
taka sama ilość roztworu mocnej zasady NaOH, (czyli 25 cm3) do zlewki
z woda destylowaną. Wyzerowano poziom HCl. Dodano 2 krople
fenoloftaleiny do zlewki, zlewkę ustawiono w mieszadle magnetycznym. W
zlewce została zainstalowana elektroda pH-metru. Rozpoczęto
miareczkowanie dodając pewną objętość kwasu do roztworu. Wyniki
odczytywano na pH-metrze. Identyczna sytuacja przedstawia się w
układzie HCl - NH4OH gdzie zamiast mocnej zasady NaOH do zlewki z wodą
destylowaną dodano 25 cm3
słabej zasady NH4OH, wyzerowano poziom HCl, dodano 2 krople
fenoloftaleiny, zlewkę ustawiono
w mieszadle magnetycznym, zainstalowano elektrodę pH-metru i
rozpoczęto miareczkowanie.
Podczas miareczkowania w układzie HCl – NaOH przy V HCl = 20ml
nastąpiła wyraźna zmiana barwy.Roztwór miareczkowany stał się
bezbarwny. Natomiast w miareczkowanym układzie HCl - NH4OH zmiana barwy
roztworu nastąpiła przy V HCl = 9,5ml. Oba roztwory zmieniły swoja
barwę z początkowego fioletowego, co było spowodowane dodaniem 2
kropli fenoloftaleiny do bezbarwnego w opisanych powyżej punktach
miareczkowania uwzględniających podane objętości HCl.
Zestawienie wyników miareczkowania:
Tabela 1. Miareczkowanie roztworu NaOH Tabela 2.
Miareczkowanie
mianowanym roztworem HCl roztworu NH4OH mianowanym
roztworem HCl
HCl – NH4OH
Pomiar nr pH V HCl
[ dm3]
1 9,20 0
2 9,00 1
3 8,87 2
4 8,73 3
5 8,61 4
6 8,45 5
7 8,31 6
8 8,19 7
9 8,06 8
10 7,80 9
11 7,59 9,5
12 7,21 10
13 5,72 10,5
14 4,07 11
15 3,85 11,5
16 3,73 12
17 3,65 12,5
18 3,59 13
19 3,55 13,5
20 3,53 14
21 3,52 14,5
HCl - NaOH
Pomiar nr pH V HCl
[ dm3]
1 10,49 0
2 10,55 1
3 10,58 2
4 10,59 3
5 10,59 4
6 10,58 5
7 10,48 6
8 10,51 7
9 10,56 8
10 10,61 9
11 10,64 10
12 10,67 11
13 10,56 12
14 10,50 13
15 10,41 14
16 10,34 15
17 10,24 16
18 10,08 17
19 9,75 18
20 9,16 19
21 7,74 20
22 6,65 20,5
23 5,74 21
24 4,62 21,5
25 3,95 22
26 3,75 22,5
27 3,64 23
28 3,54 23,5
29 3,47 24
30 3,43 24,5
31 3,39 25
ys.1 Zależność pH od objętości HCl w układzie HCl – NaOH
Obliczenie stężenia roztworu zadanego do miareczkowania w układzie
HCl – NaOH :
C1=0,1 n HCl
V1=20 ml – objętość, przy której nastąpiła zmiana barwy
C2 – stężenie końcowe roztworu zadanego do miareczkowania
V2 - objętość całkowita roztworu = 25ml
Rys.2 Zależność pH od objętości HCl w układzie HCl - NH4OH
Obliczenie stężenia roztworu zadanego do miareczkowania w układzie
HCl – NH4OH :
C1=0,1 n HCl
V1=9,5 ml – objętość, przy której nastąpiła zmiana barwy
C2 – stężenie końcowe roztworu zadanego do miareczkowania
V2 - objętość całkowita roztworu = 14,5ml
Wnioski:
Do całkowitego zobojętnienia roztworu NaOH potrzebne było 20ml 0,1 n
roztworu
.
Natomiast do całkowitego zobojętnienia roztworu NH4OH potrzebne było
9,5ml
.
Wyznaczanie krzywej miareczkowania w układzie kwas-zasada
POLITECHNIKA CZĘSTOCHOWSKA
LABORATORIUM CHEMII SANITARNEJ
Ćwiczenie nr 5
WYZNACZANIE KRZYWEJ MIARECZKOWANIA W UKŁADZIE KWAS - ZASADA
03.2003
Wstęp teoretyczny:
Metody analizy miareczkowej (objętościowej) polegają na oznaczeniu
składnika w roztworze badanym za pomocą odczynnika (titranta) o znanym
stężeniu, odmierzanego dokładnie za pomocą biurety. Czynność
dodawania roztworu titranta z biurety do naczynia z roztworem
miareczkowanym nazywa się miareczkowaniem. Roztwory odczynników o
znanym stężeniu używane do miareczkowania nazywam się roztworami
mianowanymi.
W miareczkowaniu istnieje punkt, w którym oznaczany składnik
przereagował ilościowo stechiometrycznie z dodanym z biurety
odczynnikiem. Punk taki nosi nazwę punktu równoważnikowego (PR)
miareczkowania. Istnieją różne metody pozwalające wyznaczyć ten
punkt. Taki wyznaczony punkt nazywa się punktem końcowym (PK)
miareczkowania. Należy dążyć, aby PR=PK wtedy, bowiem miareczkowanie
pozwala wyznaczyć zawartość oznaczanego składnika bez żadnego
błędu. Punkt końcowy miareczkowania określa się wizualnie,
korzystając z barwnych wskaźników, albo metodami instrumentalnymi.
Do najważniejszych instrumentalnych metod miareczkowania należą:
1. Metoda potencjometryczna 2. Metoda konduktometryczna
3. Metoda amperometryczna 4. Metoda spektrofotometryczna
Wizualne metody wyznaczania PK miareczkowania polegają na dodawaniu do
roztworu miareczkowanego odpowiednich odczynników, zwanych indykatorami
lub wskaźnikami, które zmieniają barwę w PK reakcji titranta z
oznaczanym składnikiem.
Metody miareczkowe opierają się na czterech podstawowych typach
reakcji chemicznych:
reakcja kwas-zasada – alkacymetria, reakcje kompleksowania –
kompleksometria, reakcje re-doks – redoksometria, reakcje strąceniowe
– metoda strąceniowa
Analiza miareczkowa (alkacymetria) obejmuje dwie metody analizy
miareczkowej:
alkalimetria – oznaczanie zawartości zasad za pomocą miareczkowania
mianowanym
roztworem zasady.
acydymetria – oznaczanie zawartości zasad za pomocą miareczkowania
mianowanym roztworem kwasu.
Metody alkalimetrii i acydymetrii nazywa się też metodami
zobojętniania. W praktyce alkacymetrii wyróżnia się trzy metody
miareczkowania:
miareczkowanie mocnych kwasów i mocnych zasad
miareczkowanie słabych kwasów i słabych zasad
miareczkowanie mieszanin kwasów (zasad) o różnej mocy.
We wszystkich przypadkach przyjmuje się, że odczynnikiem
miareczkującym (titrantem) jest roztwór mocnej zasady lub mocnego
kwasu.
Zmiany pH zachodzące podczas miareczkowania można przedstawić
graficznie: na osi OX nanosi się ilość zużytego roztworu
mianowanego, na osi OY – pH. Otrzymany wykres nosi nazwę krzywej
miareczkowania.
Zgodnie z definicją Brönsteda kwasy są donorami protonów (H+)
natomiast zasady są akceptorami protonów. Kwasy i odpowiadająca mu
zasada związane są zależnością:
zasada + proton
i stanowią sprzężoną parę. Ponieważ żadna substancja nie jest w
stanie samorzutnie odszczepić protonu, reakcja taka może przebiec
tylko wtedy, kiedy istnieje w układzie zasada zdolna proton
przyłączyć. Rolę kwasu lub zasady sprzężonej mogą pełnić
cząsteczki rozpuszczalnika np. wody (H2O).
kwas2 + zasada1
H3O+ + Cl-
Reakcję przebiegającą po zmieszaniu roztworu HCl i NaOH można
zapisać w postaci równania:
2H2O + Na+ + Cl-
roztwór NaCl
Reakcja zobojętniania przebiega więc jakby za pośrednictwem wody ( a
raczej jej form: kwasowej i zasadowej). Istotę tej reakcji można
sprowadzić do zależności:
2H2O
Wszystkie reakcje jonowe przebiegające w roztworach wodnych są
reakcjami równowagowymi i odwracalnymi, co oznacza, że reakcje te nie
przebiegają nigdy do końca, lecz osiągają pewien stan równowagi, w
którym substraty i produkty współistnieją obok siebie w stężeniach
równowagowych. Stan równowagi opisuje tzw. stała równowagi
stechiometryczna. W myśl teorii Brönsteda moc kwasu w wodzie zależy
od jego możliwości wytworzenia jonów H3O+ - kwas jest tym mocniejszy
im jego reakcja z wodą jest bardziej przesunięta w prawo, w kierunku
tworzenia jonów hydroniowych H3O+ . Podobnie w przypadku zasad: im
zasada jest mocniejsza, tym jej reakcja równowagowa z wodą jest
bardziej przesunięta w prawo, w kierunku tworzenia jonów OH- .
Jak już wcześniej wspomniano woda może reagować zarówno z zasadami
jak i kwasami, zachowując się odpowiednio jak donor lub jako akceptor
elektronów. W stanie czystym woda ulega w bardzo nieznacznym stopniu
reakcji autodysocjacji.
W czystej wodzie stężenie jonów hydroniowych jest zawsze równe
stężeniu jonów wodorotlenowych: [H3O+] = [OH-]. Roztwory, w których
stężenia tych jonów są jednakowe nazywamy roztworami obojętnymi.
Reakcję dysocjacji wody opisuje następująca stała równowagi
stechiometrycznej:
Przyjmując, że stężenie wody jest stałe, [H2O] = 55,5 mol/dm3,
można mianownik wprowadzić do stałej. Otrzymamy stałą
określającą tzw. iloczyn jonowy wody KW :
Logarytmując otrzymujemy:
Przyjmując, że -log[H3O+] = pH , -log[OH-] = pOH oraz -log Kw = pKW
otrzymujemy równanie
w postaci wykładniczej:
pKW = pH + pOH
W czystej wodzie w temperaturze 22oC : pH = pOH = 7
[OH-] mają odczyn alkaliczny. W temperaturze 22oC pH + pOH = 14 = KW,
stąd każdej zmianie stężenia jonów H3O+ towarzyszy taka zmiana
stężenia OH-, aby wartość iloczynu jonowego wody została zachowana.
Na podstawie wartości iloczynu jonowego wody wynika, że wartości pH
roztworów wodnych są zawarte w przedziale
0 – 14 jednostek pH:
7
roztwory obojętne pH = 7
14
W przypadku roztworów stężonych należy stosować w obliczeniach
aktywności zamiast stężeń.
Podczas miareczkowania wykorzystuje się wskaźniki pH (tzw.
indykatory). Jest to grupa związków organicznych o charakterze
słabych kwasów lub słabych zasad, które reagują z wodą tworzą
sprzężone układy kwas-zasada, których dwa człony są inaczej
zabarwione. Oto kilka przykładów wskaźników pH powszechnie
używanych z ich zakresem zmiany barwy:
zakres zmiany barwy pH
oranż metylowy - czerwony 3,1 – 4,4 żółty
czerwień metylowa - czerwony 4,2 – 6,3 żółty
fenoloftaleina - bezbarwna 8,3 – 10,0 czerwona
Obok indykatorów do pomiaru pH roztworów podczas miareczkowania są
używane pH-metry lub odpowiednio przerobione jonometry.
Cel i zakres ćwiczenia:
Celem ćwiczenia jest wykonanie krzywej miareczkowania ( zależności
pH od objętości dodanego titranta) w dwóch układach:
mocny kwas – mocna zasada
HCl – NaOH
2. mocny kwas – słaba zasada
HCl - NH4OH
Titrantem nazywamy odczynnik miareczkujący – w jest nim zawsze mocny
kwas lub mocna zasada. W omawianym doświadczeniu został użyty
odczynnik miareczkujący 0,1 n HCl.
Przy kreśleniu krzywej miareczkowania istnieje tzw. Metoda graficzna,
w której wykreśla się dwie równoległe styczne do krzywej przed i po
punkcie przegięcia i prowadzi się przez środek między nimi trzecią
równoległą, której punkt przecięcia z krzywą miareczkowania
wyznacza PR (punkt równoważnikowy) miareczkowania.
Przebieg ćwiczenia:
Do zlewki zostało wlane 25 cm3 wody destylowanej z cylindra o
pojemności 25 cm3. Następnie z identycznego cylindra została wlana
taka sama ilość roztworu mocnej zasady NaOH, (czyli 25 cm3) do zlewki
z woda destylowaną. Wyzerowano poziom HCl. Dodano 2 krople
fenoloftaleiny do zlewki, zlewkę ustawiono w mieszadle magnetycznym. W
zlewce została zainstalowana elektroda pH-metru. Rozpoczęto
miareczkowanie dodając pewną objętość kwasu do roztworu. Wyniki
odczytywano na pH-metrze. Identyczna sytuacja przedstawia się w
układzie HCl - NH4OH gdzie zamiast mocnej zasady NaOH do zlewki z wodą
destylowaną dodano 25 cm3
słabej zasady NH4OH, wyzerowano poziom HCl, dodano 2 krople
fenoloftaleiny, zlewkę ustawiono
w mieszadle magnetycznym, zainstalowano elektrodę pH-metru i
rozpoczęto miareczkowanie.
Podczas miareczkowania w układzie HCl – NaOH przy V HCl = 20ml
nastąpiła wyraźna zmiana barwy.Roztwór miareczkowany stał się
bezbarwny. Natomiast w miareczkowanym układzie HCl - NH4OH zmiana barwy
roztworu nastąpiła przy V HCl = 9,5ml. Oba roztwory zmieniły swoja
barwę z początkowego fioletowego, co było spowodowane dodaniem 2
kropli fenoloftaleiny do bezbarwnego w opisanych powyżej punktach
miareczkowania uwzględniających podane objętości HCl.
Zestawienie wyników miareczkowania:
Tabela 1. Miareczkowanie roztworu NaOH Tabela 2.
Miareczkowanie
mianowanym roztworem HCl roztworu NH4OH mianowanym
roztworem HCl
HCl – NH4OH
Pomiar nr pH V HCl
[ dm3]
1 9,20 0
2 9,00 1
3 8,87 2
4 8,73 3
5 8,61 4
6 8,45 5
7 8,31 6
8 8,19 7
9 8,06 8
10 7,80 9
11 7,59 9,5
12 7,21 10
13 5,72 10,5
14 4,07 11
15 3,85 11,5
16 3,73 12
17 3,65 12,5
18 3,59 13
19 3,55 13,5
20 3,53 14
21 3,52 14,5
HCl - NaOH
Pomiar nr pH V HCl
[ dm3]
1 10,49 0
2 10,55 1
3 10,58 2
4 10,59 3
5 10,59 4
6 10,58 5
7 10,48 6
8 10,51 7
9 10,56 8
10 10,61 9
11 10,64 10
12 10,67 11
13 10,56 12
14 10,50 13
15 10,41 14
16 10,34 15
17 10,24 16
18 10,08 17
19 9,75 18
20 9,16 19
21 7,74 20
22 6,65 20,5
23 5,74 21
24 4,62 21,5
25 3,95 22
26 3,75 22,5
27 3,64 23
28 3,54 23,5
29 3,47 24
30 3,43 24,5
31 3,39 25
ys.1 Zależność pH od objętości HCl w układzie HCl – NaOH
Obliczenie stężenia roztworu zadanego do miareczkowania w układzie
HCl – NaOH :
C1=0,1 n HCl
V1=20 ml – objętość, przy której nastąpiła zmiana barwy
C2 – stężenie końcowe roztworu zadanego do miareczkowania
V2 - objętość całkowita roztworu = 25ml
Rys.2 Zależność pH od objętości HCl w układzie HCl - NH4OH
Obliczenie stężenia roztworu zadanego do miareczkowania w układzie
HCl – NH4OH :
C1=0,1 n HCl
V1=9,5 ml – objętość, przy której nastąpiła zmiana barwy
C2 – stężenie końcowe roztworu zadanego do miareczkowania
V2 - objętość całkowita roztworu = 14,5ml
Wnioski:
Do całkowitego zobojętnienia roztworu NaOH potrzebne było 20ml 0,1 n
roztworu
.
Natomiast do całkowitego zobojętnienia roztworu NH4OH potrzebne było
9,5ml
.
