16.7
חישובי טיטרציה: חומצה חלשה - בסיס חזק
חישוב pH עבור תמיסות טיטרציה: חומצה חלשה/בסיס חזק
עבור טיטרציה של 25.00 מ"ל של 0.100 M CH3CO2H עם 0.100 M NaOH, ניתן לייצג את התגובה כך:
ניתן לחשב את…
ה-pH בשלבים שונים של טטרציית חומצה או בסיס חלשים מחושב באמצעות שיטות שונות בנקודות שונות של הטטרציה. אם חומצה או בסיס חלשים הם הקובע הראשי של ה-pH, משתמשים ב-Ka או Kb ובטבלת ICE או במשוואת הנדרסון-האסלבאך. אם נמצאים חומצה או בסיס חזקים לאחר תגובת הניטרול, משתמשים בריכוז יוני ההידרוניום או ההידרוקסיד הנותרים, לחישוב ה-pH.
ה-pH ההתחלתי של 50 מיליטרים תמיסת חומצה אצטית 0.10 מולר הוא 2.87 ומחושב באמצעות ה-Ka וטבלת ICE, כי חומצה אצטית היא המשפיעה העיקרית. אם תמיסה זו, המכילה 0.0050 מול אצטט, מטוטרת עם נתרן הידרוקסיד 0.10 מולר, יוני ההידרוקסיד מגיבים עם החומצה האצטית, מייצרים אצטט ונוצר בופר. על כן, כשמוסיפים 10 מיליטרים נתרן הידרוקסיד, המכיל 0.0010 מול של יוני הידרוקסיד, נוצרים 0.0010 מול של אצטט, ונותרים 0.0040 מול של חומצה אצטית.
ה-pH של הבופר ניתן לחישוב באמצעות הצבת ערכים אלה במשוואת הנדרסון-האסלבאך ושווה ל-4.14. כשמוסיפים 25 מיליטרים של נתרן הידרוקסיד, מחצית ממולי ההתחלה של חומצה אצטית מומרים לאצטט. בנקודה זו, ה-pH שווה ל-pKa, כי כמויות החומצה האצטית ויוני האצטט שוות.
המשך הוספת נתרן הידרוקסיד, עד 50 מיליטרים, ממירה את כל מולקולות החומצה האצטית לאצטט, ומגיעים לנקודה האקווילנטית. היות שיוני אצטט הם בסיסיים, נקודת שיווי המשקל נמצאת בטווח הבסיסי. ריכוז יוני האצטט מחושב על-ידי חלוקת מספר המולים בסך הנפח של התמיסה.
את ה-pH מוצאים באמצעות ה-Kb של יוני אצטט וטבלת ICE, כי יוני אצטט הם המשפיע העיקרי על ה-pH בנקודה האקווילנטית. את ה-Kb של אצטט מחשבים באמצעות הנוסחה הקובעת כי Kw שווה ל-Ka כפול Kb ושווה ל-5.6 כפול 10 בחזקת מינוס 10. הצבת ריכוזי שיווי המשקל בביטוי עבור Kb תיתן לנו את ריכוז ההידרוקסיד, שהוא 5.3 כפול 10 בחזקת מינוס 6 מולר.
ה-pOH וה-pH של התמיסה הם 5.28 ו-8.72, בהתאמה. המשך הוספת נתרן הידרוקסידי לתמיסה מוביל לתערובת של יוני אצטט ונתרן הידרוקסידי. עם זאת, הריכוז הסופי של נתרן הידרוקסידי הוא הקובע את ה-pH של התמיסה, היות שהוא בסיס חזק יותר מאשר האצטט.
לכן, אם נוסיף 70 מיליטרים של נתרן הידרוקסיד לתמיסה, ניתן יהיה לחשב את הריכוז הסופי של יוני הידרוקסיד דרך חיסור סך מולי החומצה האצטית, שהם 0.0050 מול, מסך מולי יוני ההידרוקסיד שנוספו, שהם 0.0070 מול, וחלוקה בסך הנפח של התמיסה, 120 מיליטרים, או 0.12 ליטר. כיוון שריכוז יוני ההידרוקסיד הוא 0.017 מולר, ה-pOH וה-pH של התמיסה מחושבים כ-1.78 ו-12.22, בהתאמה.
View the full transcript and gain access to JoVE Core videos
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.