16.7
滴定計算：弱酸-弱塩基
滴定溶液のpH計算: 弱酸および強塩基
25.00 mLの0.100 M CH3CO2Hを0.100 M NaOHで滴定する場合、反応は次のように表すことができます。
異なる容量のNaOH滴定液を添加した後の滴定液のpHは、以下のように計算できます。
(a) 酢酸溶液の初期pHは、通常のICE法で計…
弱酸滴定または塩基滴定のさまざまな段階でのpHは、滴定のさまざまなポイントでさまざまな方法を使用して計算されます。
弱酸または弱塩基がpHの主な決定要因である場合は、KAまたはKB、およびICEテーブル、またはヘンダーソン・ハッセルバルヒ方程式が使用されます。中和反応後に強酸または強塩基が存在する場合は、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使用してpHを計算します。
0.10 M 酢酸溶液 50 mL の初期 pH は 2.87 で、酢酸が主な要因であるため、Ka テーブルと ICE テーブルを使用して計算されます。
0.0050モルの酢酸を含むこの溶液を0.10 M水酸化ナトリウムで滴定すると、水酸化物イオンが酢酸と反応して酢酸が生成され、緩衝液が得られます。
そのため、0.0010モルの水酸化物イオンを含む水酸化ナトリウムを10mL加えると、0.0010モルの酢酸が形成され、0.0040モルの酢酸が残ります。緩衝液のpHは、これらの値をヘンダーソン・ハッセルバルヒの式に代入することで計算でき、4.14に等しくなります。
25mLの水酸化ナトリウムを添加すると、酢酸の初期モルの半分が酢酸に変換されます。この時点で、酢酸と酢酸イオンの量が等しいため、pHはpKaに等しくなります。
さらに水酸化ナトリウムを50mLまで添加すると、すべての酢酸分子が酢酸に変換され、当量点に達します。酢酸イオンは塩基性イオンであるため、当量点は塩基性領域にあります。
酢酸イオンの濃度は、モル数を溶液の総体積で割ることによって計算されます。
pHは、酢酸イオンが当量点でのpHの主な寄与因子であるため、酢酸イオンのKbとICEテーブルを使用して決定されます。
アセテートのKbは、式K w = Ka × Kbを使用して計算され、5.6 × 10−10に等しくなります。
Kbの発現中の平衡濃度を代入すると、水酸化物濃度は5.3 × 10−6 Mになります。溶液のpOHとpHはそれぞれ5.28と8.72です。
溶液中に水酸化ナトリウムをさらに添加すると、酢酸イオンと水酸化ナトリウムの混合物が得られます。ただし、水酸化ナトリウムの最終濃度は、酢酸よりも強力な塩基であるため、溶液のpHを決定します。
したがって、70mLの水酸化ナトリウムを溶液に添加すると、添加した水酸化物イオンの全モル(0.0070モル)から酢酸の全モル(0.0050モル)を差し引き、それを溶液の総体積(120mLまたは0.12L)で割ることにより、水酸化物イオンの最終濃度を計算できます。
水酸化物イオン濃度が0.017Mであるため、溶液のpOHとpHはそれぞれ1.78と12.22と計算されます。
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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.