滴定計算：弱酸-弱塩基

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、K_a 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pK_a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K_bは、式K _w = K_a × K_bを使用して計算され、5.6 × 10⁻¹⁰に等しくなります。

K_b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。