16.7
Titratieberekeningen: zwak zuur - sterke base
Berekening van de pH voor titratieoplossingen: zwak zuur/sterke base
Voor de titratie van 25,00 ml 0,100 M CH3CO2H met 0,100 M NaOH kan de reactie als…
De pH in verschillende stadia van een zwak zuur of base titratie wordt berekend met verschillende methoden tijdens verschillende punten van de titratie. Als een zwak zuur of zwakke base de belangrijkste bepalende factor is voor de pH, worden de Ka of Kb en een ICE-tabel of de Henderson-Hasselbalch-vergelijking gebruikt. Als er na de neutralisatiereactie sterk zuur of sterke base aanwezig is, wordt de concentratie van de resterende hydronium-of hydroxide-ionen gebruikt om de pH te berekenen.
De aanvankelijke pH van 50 milliliter van een 0, 10 molaire azijnzuuroplossing is 2, 87 en wordt berekend met behulp van de Ka en een ICE-tabel, aangezien azijnzuur de belangrijkste bijdrage levert. Als deze oplossing met 0, 0050 mol acetaat wordt getitreerd met 0, 10 molair natriumhydroxide, reageren de hydroxide-ionen met azijnzuur om acetaat te produceren, wat resulteert in een buffer. Daarom wordt, wanneer 10 milliliter natriumhydroxide dat 0, 0010 mol hydroxide-ionen bevat, wordt toegevoegd, 0, 0010 mol acetaat gevormd en 0, 0040 mol azijnzuur blijft achter.
De pH van de buffer kan worden berekend door deze waarden in de Henderson-Hasselbalch-vergelijking te vervangen en is gelijk aan 4, 14. Wanneer 25 milliliter natriumhydroxide wordt toegevoegd, wordt de helft van de aanvankelijke molen azijnzuur omgezet in acetaat. Op dit punt is de pH gelijk aan de pKa, aangezien de hoeveelheid azijnzuur en acetaat-ion gelijk zijn.
De verdere toevoeging van natriumhydroxide tot 50 milliliter zet alle azijnzuurmoleculen om in acetaat en het equivalentiepunt wordt bereikt. Aangezien acetaationen basisch zijn, ligt het equivalentiepunt in het basische gebied. De concentratie van het acetaation wordt berekend door het aantal mol te delen door het totale volume van de oplossing.
De pH wordt bepaald met behulp van de Kb voor acetaationen en een ICE-tabel, aangezien het acetaation de belangrijkste bijdrage levert aan de pH op het equivalentiepunt. De Kb voor acetaat wordt berekend met de formule Kw is gelijk aan Ka maal Kb en is gelijk aan 5, 6 10⁻¹⁰. Het vervangen van evenwichtsconcentraties in de uitdrukking voor Kb geeft de hydroxideconcentratie, 5, 3 x 10⁻⁶ molair.
De pOH en pH van de oplossing zijn respectievelijk 5, 28 en 8, 72. Verdere toevoeging van natriumhydroxide aan de oplossing resulteert in een mengsel van acetaationen en natriumhydroxide. De uiteindelijke concentratie natriumhydroxide bepaalt echter de pH van de oplossing, aangezien het een sterkere base is dan acetaat.
Daarom, als 70 milliliter natriumhydroxide aan de oplossing wordt toegevoegd, kan de eindconcentratie van de hydroxide-ionen worden berekend door het totale aantal molen azijnzuur, 0, 0050 molen, af te trekken van het totale aantal molen toegevoegde hydroxide-ionen, 0, 0070 molen, en het te delen door het totale volume van de oplossing, 120 milliliter of 0, 12 liter. Aangezien de hydroxide-ionenconcentratie 0, 017 molair is, worden de pOH en pH van de oplossing berekend op respectievelijk 1, 78 en 12, 22.
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.