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Calculs de titrage : acide faible - base forte
Calcul du pH pour les solutions de titrage : acide faible/base forte
Pour le titrage de 25,00 ml de CH3CO2H 0,100 M avec NaOH 0,100 M, la réaction peu…
Le pH à différents stades d'un titrage acide faible ou basique est calculé selon différentes méthodes à différents moments du titrage. Si un acide ou une base faible est le principal déterminant du pH, le Ka ou Kb et une table ICE, ou l'équation de Henderson-Hasselbalch sont utilisées. En cas de présence d'acide ou d'une base forte après la réaction de neutralisation, la concentration de l'hydronium ou des ions hydroxyde restant est utilisé pour calculer le pH.
Le pH initial de 50 millilitres d'une solution d'acide acétique de 0, 10 molaire est de 2, 87 et est calculée en utilisant le Ka et une table ICE, car l'acide acétique est le principal contributeur. Si cette solution contenant 0, 0050 mole d'acétate est titrée avec de l'hydroxyde de sodium de 0, 10 molaire, les ions hydroxyde réagissent avec l'acide acétique pour produire de l'acétate, résultant en un tampon. Par conséquent, lorsque 10 millilitres d'hydroxyde de sodium contenant 0, 0010 mole d'ions hydroxyde est mélangé, il se forme 0, 0010 mole d'acétate, et 0, 0040 mole d'acide acétique restent.
Le pH du tampon peut être calculé en substituant ces valeurs à l'équation de Henderson-Hasselbalch et est égale à 4.14. Lorsque 25 millilitres d'hydroxyde de sodium sont ajoutés, la moitié des moles initiales d'acide acétique sont convertis en acétate. À ce stade, le pH est égal au pKa, car la quantité d'acide acétique et d'ion acétate est égale.
L'ajout supplémentaire d'hydroxyde de sodium jusqu'à 50 millilitres convertit toutes les molécules d'acide acétique en acétate, et le point d'équivalence est atteint. Les ions acétate étant basiques, le point d'équivalence se situe dans la région de base. La concentration de l'ion acétate est calculée en divisant le nombre de moles par le volume total de la solution.
Le pH est déterminé en utilisant le Kb pour les ions acétate et une table ICE car l'ion acétate est le principal contributeur au pH au point d'équivalence. Le Kb de l'acétate est calculé en utilisant la formule Kw est égale à Ka fois Kb et est égal à 5, 6 10⁻¹⁰. En substituant les concentrations d'équilibre dans l'expression de Kb donne la concentration d'hydroxyde, 5, 3 10⁻⁶ molaire.
Le pOH et le pH de la solution sont respectivement de 5, 28 et 8, 72. L'ajout supplémentaire d'hydroxyde de sodium dans la solution donne un mélange d'ions acétate et l'hydroxyde de sodium. Cependant, la concentration finale d'hydroxyde de sodium détermine le pH de la solution, car c'est une base plus forte que l'acétate.
Par conséquent, si 70 millilitres d'hydroxyde de sodium sont ajoutés dans la solution, la concentration finale des ions hydroxyde peuvent être calculés en soustrayant les moles totales d'acide acétique, 0, 0050 mole, sur le total des moles d'ions hydroxyde ajoutés, 0, 0070 mole, et en le divisant par le volume total de la solution, 120 millilitres ou 0, 12 litre. Comme la concentration en ions hydroxyde est de 0, 017 molaire, le pOH et le pH de la solution sont respectivement calculés à 1, 78 et 12, 22.
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Q1: How do you calculate the initial pH of a weak acid before titration begins?
The initial pH is calculated using the Ka (acid dissociation constant) and an ICE table, since the weak acid is the main pH contributor. For example, a 0.10 M acetic acid solution has an initial pH of 2.87. This method applies whenever a weak acid or base dominates the pH before any titrant is added.
Q2: What happens to the pH when you add sodium hydroxide to a weak acid solution?
When sodium hydroxide is added to a weak acid, hydroxide ions react with the acid to form its conjugate base, creating a buffer solution. The pH can be calculated using the henderson hasselbalch equation calculating buffers. As more base is added, the buffer resists pH change until the equivalence point is reached.
Q3: Why does the pH equal the pKa at the half-equivalence point?
At the half-equivalence point, exactly half of the weak acid has been neutralized to form its conjugate base. Since the concentrations of weak acid and conjugate base are equal, the Henderson-Hasselbalch equation simplifies to pH = pKa. For acetic acid titration, this occurs at 12.50 mL of added sodium hydroxide.
Q4: What is the pH at the equivalence point for a weak acid-strong base titration?
At the equivalence point, all weak acid has been converted to its conjugate base, which is basic. The pH is calculated using the Kb of the conjugate base and an ICE table. For acetic acid titrated with sodium hydroxide, the equivalence point pH is 8.72, significantly higher than 7 due to the basic nature of acetate ions.
Q5: How do you find the Kb of a conjugate base from the Ka of the weak acid?
The relationship between Ka and Kb is given by Kw = Ka × Kb, where Kw is the water ionization constant (1.0 × 10⁻¹⁴). Rearranging gives Kb = Kw / Ka. For acetate ion, Kb = 1.0 × 10⁻¹⁴ / 1.8 × 10⁻⁵ = 5.6 × 10⁻¹⁰.
Q6: What determines the pH after the equivalence point in a weak acid-strong base titration?
After the equivalence point, excess strong base (sodium hydroxide) is present in solution. The strong base is a much stronger contributor to pH than the conjugate base, so the final pH is determined by the concentration of excess hydroxide ions. For example, adding 70 mL of 0.10 M NaOH results in a pH of 12.22.
Q7: How does the titration curve for a weak acid-strong base differ from a strong acid-strong base titration?
In weak acid-strong base titrations, the equivalence point occurs in the basic region (pH > 7) because the conjugate base is basic. The initial pH is higher, and a buffer region exists before the equivalence point. This contrasts with titration calculations strong acid strong base, where the equivalence point is at pH 7.