16.7
Obliczenia miareczkowania: słaby kwas – mocna zasada
Obliczanie pH roztworów miareczkowych: słaby kwas/mocna zasada
W przypadku miareczkowania 25,00 ml 0,100 M CH3CO2H za pomocą 0,100 M NaOH reakcję możn…
pH na różnych etapach miareczkowania słabym kwasem lub zasadą oblicza się przy użyciu różnych metod w różnych punktach miareczkowania.
Jeżeli głównym wyznacznikiem pH jest słaby kwas lub zasada, stosuje się Ka a lub Kb i tabelę ICE lub równanie Hendersona-Hasselbalcha. Jeżeli po reakcji neutralizacji obecny jest mocny kwas lub zasada, do obliczenia pH wykorzystuje się stężenie pozostałych jonów hydroniowych lub wodorotlenkowych.
Początkowe pH 50 ml 0,10 M roztworu kwasu octowego wynosi 2,87 i oblicza się je przy użyciu Ka i tabeli ICE, ponieważ głównym czynnikiem jest kwas octowy.
Jeśli ten roztwór zawierający 0,0050 moli octanu jest miareczkowany 0,10 M wodorotlenkiem sodu, jony wodorotlenkowe reagują z kwasem octowym, tworząc octan, w wyniku czego powstaje bufor.
Dlatego po dodaniu 10 ml wodorotlenku sodu zawierającego 0,0010 moli jonów wodorotlenkowych powstaje 0,0010 mola octanu i pozostaje 0,0040 mola kwasu octowego. pH buforu można obliczyć, podstawiając te wartości do równania Hendersona-Hasselbalcha i wynosi ono 4,14.
Po dodaniu 25 ml wodorotlenku sodu połowa początkowych moli kwasu octowego przekształca się w octan. W tym momencie pH jest równe pKa, ponieważ ilość kwasu octowego i jonu octanowego jest równa.
Dalsze dodawanie wodorotlenku sodu do 50 ml przekształca wszystkie cząsteczki kwasu octowego w octan i osiągany jest punkt równoważnikowy. Ponieważ jony octanowe są zasadowe, punkt równoważności leży w obszarze zasadowym.
Stężenie jonu octanowego oblicza się, dzieląc liczbę moli przez całkowitą objętość roztworu.
pH określa się za pomocą Kb dla jonów octanowych i tabeli ICE, ponieważ jon octanowy jest głównym czynnikiem przyczyniającym się do pH w punkcie równoważnikowym.
Kb dla octanu oblicza się według wzoru Kw = Ka × Kb i wynosi 5,6 × 10−10.
Podstawienie stężeń równowagowych w wyrażeniu na Kb daje stężenie wodorotlenku 5,3 × 10−6 M. pH i pH roztworu wynoszą odpowiednio 5,28 i 8,72.
Dalsze dodawanie wodorotlenku sodu do roztworu powoduje powstanie mieszaniny jonów octanowych i wodorotlenku sodu. Jednak końcowe stężenie wodorotlenku sodu decyduje o pH roztworu, ponieważ jest to silniejsza zasada niż octan.
Dlatego, jeśli do roztworu doda się 70 ml wodorotlenku sodu, końcowe stężenie jonów wodorotlenkowych można obliczyć, odejmując całkowitą liczbę moli kwasu octowego 0,0050 moli od całkowitej liczby moli dodanych jonów wodorotlenkowych 0,0070 moli i dzieląc je przez całkowitą objętość roztworu, 120 ml lub 0,12 l.
Ponieważ stężenie jonów wodorotlenkowych wynosi 0,017 M, oblicza się, że pOH i pH roztworu wynoszą odpowiednio 1,78 i 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.