Chemici gebruiken soms titratie om de alkaliteit van een onbekende stof te bepalen. De term "alkaliteit" verwijst naar de mate waarin een stof basisch is - het tegenovergestelde van zuur. Om te titreren, voegt u een stof met een bekende [H +] concentratie - of pH - toe aan de onbekende oplossing, één druppel tegelijk. Zodra een indicatoroplossing van kleur verandert om aan te tonen dat de oplossing is geneutraliseerd, is het berekenen van de alkaliteit van de onbekende oplossing een kwestie van een paar cijfers in een rekenmachine ponsen.

Voltooi uw titratie en noteer het totale aantal van druppels die nodig waren om de oplossing te neutraliseren. Stel je bijvoorbeeld voor dat er 40 druppels van 1 molair (M) zoutzuur nodig waren om 0,5 liter (L) van een onbekende oplossing te neutraliseren.

Verdeel het aantal druppels dat nodig was om de oplossing met 20 te neutraliseren om te verkrijgen het gebruikte volume zuur. Dit werkt omdat elke 20 druppels van een oplossing op waterbasis ongeveer gelijk is aan 1 milliliter (ml).

Voorbeeld: 40/20 = 2 ml

Deel het resultaat van de vorige stap door 1.000 om mL in L om te zetten. Dit werkt omdat er 1000 mL in een L staat.

Voorbeeld: 2/1000 = 0,002 L

Vermenigvuldig het resultaat van de vorige stap met de molariteit van de zuur dat u gebruikte om te bepalen hoeveel mol zuur u gebruikte. Bedenk dat we in ons voorbeeld getitreerd hebben met 1 M zuur.

Voorbeeld: 0,002 x 1 = 0,002 mol

Vermenigvuldig het resultaat van de vorige stap met de molaire equivalenten van het waterstofion geproduceerd door de zuur dat je gebruikte. Dit is gelijk aan het aantal onmiddellijk na de "H" in de chemische formule van het zuur. Zwavelzuur, H2SO4, zou bijvoorbeeld een mol equivalent van 2 hebben. We gebruikten zoutzuur, of HCl, dat, omdat er geen groter aantal is, het veronderstelde aantal "1" heeft na de H.

Voorbeeld: 0,002 x 1 = 0,002 equivalenten.

Verdeel het resultaat van de vorige stap door het volume, in liters, van uw oorspronkelijke onbekende oplossing om de molariteit van de hydroxide-ionen (OH-) in die oplossing te verkrijgen.

Voorbeeld: 0,002 /0,5 = 0,004 M

Neem de negatieve logboekbasis 10 van het resultaat van de vorige stap om uiteindelijk de alkaliteit of pOH van de onbekende oplossing te berekenen.

Voorbeeld: Alkaliteit van onbekende oplossing = pOH = -log [ ,null,null,3],OH-] = -log 0.004 = 2,4

Converteren naar de meer bekende term pH door het resultaat van de vorige stap af te trekken van 14.

Voorbeeld: pH = 14 - pOH = 11,6

De onbekende oplossing had een pH van 11,6.