16.6
滴定計算：強酸-強塩基
滴定溶液のpH計算: 強酸および強塩基
0.100 MのHCl（強酸）25.00 mLを0.100 MのNaOH（強塩基）で滴定する場合を考えます。加えた塩基性溶液の量が異なるときのpHは、以下のように計算できます。
(a) 滴定液の容量＝0 mLの場合。この溶液のpHは、HClの電離により決定され…
強酸を強塩基で滴定する場合、またはその逆の場合、滴定中のpHは、残りのヒドロニウムイオンまたは水酸化物イオンの濃度を決定することで計算できます。
例えば、50 mL の 0.10 M 塩酸は、初期 pH 1 で 0.10 M ヒドロニウムイオンと塩化物イオンに解離します。
25 mL の 0.10 M 水酸化ナトリウムを添加すると、ヒドロニウムイオンの全モルから水酸化物イオンの全モルを差し引き、それを総体積(75 mL または 0.075 L)で割ることにより、新しいヒドロニウムイオン濃度を計算できます。
50 mLの0.10 M塩酸には0.0050モルの水酸化イオンが含まれ、25 mLの0.10 M水酸化ナトリウムには0.0025モルの水酸化物イオンが含まれています。これらの値を式に代入すると、ヒドロニウムイオン濃度は0.033 Mに等しくなります。したがって、溶液のpHは1.48に上昇しました。
水酸化ナトリウムの添加を50mLまで続けると、塩酸からのすべてのヒドロニウムイオンが中和され、pHが7に上昇すると当量点に達します。
当量点より上では、塩酸が完全に中和されているため、溶液のpHは水酸化物イオンによって決定されます。
0.0070モルの水酸化物イオンを含む70mLの水酸化ナトリウム溶液を溶液に添加すると、水酸化物イオンの最終濃度は、水酸化物イオンの総モルから初期水酸化イオンのモルを差し引き、それを溶液の総体積で割ることによって決定できます。
最終的な水酸化物イオン濃度は0.017 Mであるため、溶液のpOHとpHはそれぞれ1.78と12.22に等しくなります。
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Q1: How do you calculate pH before any base is added to a strong acid?
For a strong acid like hydrochloric acid, complete ionization occurs, so the hydronium ion concentration equals the acid's molarity. For example, 0.10 M HCl produces 0.10 M hydronium ions, giving a pH of 1.0. Simply use pH = -log[H+] to find the initial pH of the solution.
Q2: What happens to pH when you add base before reaching the equivalence point?
Before the equivalence point, excess acid remains in solution. Calculate the moles of hydronium ions remaining by subtracting moles of added hydroxide from initial moles of hydronium, then divide by total volume. For instance, adding 25 mL of 0.10 M NaOH to 50 mL of 0.10 M HCl leaves 0.0025 moles of hydronium in 75 mL, yielding pH 1.48.
Q3: What is the pH at the equivalence point for a strong acid-strong base titration?
At the equivalence point, all hydronium ions from the acid are neutralized by hydroxide ions from the base, producing only water and salt. Neither the cation nor anion undergoes acid-base ionization, so only water autoprotolysis generates hydronium ions. The pH equals 7.0, making the solution neutral.
Q4: How do you determine pH after adding excess base past the equivalence point?
Beyond the equivalence point, all acid is consumed and pH is determined by excess hydroxide ions. Calculate the moles of hydroxide remaining by subtracting initial moles of hydronium from total moles of hydroxide, then divide by total volume. Use pOH = -log[OH-] and pH = 14 - pOH to find the final pH.
Q5: Why does pH change more dramatically near the equivalence point in strong acid-strong base titrations?
Near the equivalence point, small additions of base cause large changes in hydronium ion concentration because the buffer capacity is minimal. Before the equivalence point, excess acid resists pH change, but as the equivalence point approaches, nearly all acid is consumed, making the solution sensitive to small base additions.
Q6: What is the relationship between moles of acid and moles of base at the equivalence point?
At the equivalence point, the moles of hydronium ions from the acid equal the moles of hydroxide ions from the base. For monoprotic strong acid and strong base, this means the moles of acid and base are equal. Using the equation moles = molarity × volume, you can determine the volume of titrant needed to reach equivalence.
Q7: How does the volume of titrant added affect the total volume used in pH calculations?
The total volume in pH calculations includes both the initial acid solution and all added base titrant. For example, adding 25 mL of base to 50 mL of acid gives a total volume of 75 mL. This dilution effect is critical because it reduces the concentration of remaining hydronium or excess hydroxide ions, directly affecting the calculated pH.