Proč v této oblasti pufru zastaví zvyšování pH?
Na začátku:
$$ \ ce {CH3COOH + NaOH – > CH3COONa + H2O} $$
Což znamená, že v roztoku bude velké množství soli, ale proč to brání růstu pH? Myslel jsem, že to ve skutečnosti způsobí další růst, protože disociovaná sůl, která reaguje s vodou, za vzniku $ \ ce {OH -} $?
Co reaguje s $ \ ce {OH -} $ v řešení, to tam stejně není? Protože s pufrovacím roztokem je potřeba kyselina ($ \ ce {CH3COOH + OH- – > CH3COO- + H2O} $).
koncentrace kyseliny nebyla zvýšena?
Nebo je přítomnost rozptýlené soli: $ \ ce {CH3COONa (aq) – > CH3COO- + Na +} $
Způsobit reformu kyseliny: $ \ ce {CH3COO- + H2O – > CH3COOH + OH -} $ < < < ale existuje více $ \ ce {OH -} $ !!
Jistě $ \ ce {Na +} $ nebude reagovat s $ \ ce {OH -} $, protože bude disociovat ve vodě.
Komentáře
- Pokud nejde o duplikát, souvisí to s Důvodem prudkého nárůstu pH v křivce acidobazické titrace
Odpověď
Odpovědi na související otázky byly pro mě příliš dlouhé, proto se pokusím rychle shrnout.
Rovnice, která vám řekne vše, co potřebujete víte, že je Henderson-Hasselbalchova rovnice:
$$ \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm a} – \ log \ frac {\ ce {[A -]}} { \ ce {[HA]}} $$
Zde $ \ ce {HA} $ je slabá kyselina a její konjugovaná báze je také slabá. Můžeme si ale také představit slabou bázi se slabou konjugovanou kyselinou. Kouzlo se stane, když „napůl zneutralizujete slabou kyselinu nebo zásadu a vytvoříte směs slabé kyseliny a slabé zásady. Zlomek napravo je poměrně blízko 1 (řekněme řádově).“
Když přidáte více kyseliny, slabá báze ji může neutralizovat. Když přidáte více báze, slabá kyselina ji může neutralizovat. Za předpokladu, že tato množství jsou přiměřeně malá, logaritmus frakce vpravo se příliš nezmění, takže celkové pH roztoku se příliš nezmění. Například změna frakce na přímo o faktor 10 ovlivňuje hodnotu pH pouze o $ \ pm 1 $.
Samozřejmě, pokud přidáte dostatek kyseliny nebo zásady k neutralizaci (nebo k neutralizaci) jedné ze složek pufru, pak vyrovnávací paměť přestane fungovat. To je také tehdy, když se zlomek zvětší nebo klesne na nulu a ani logaritmus to nemůže změnit.
Odpovědět
Na samém začátku titrace máte $ \ ce {CH3COOH} $ – nebo alespoň si myslíte! Ve skutečnosti máte rovnováhu vody s kyselinou octovou, jak je uvedeno v rovnici $ (1) $.
$$ \ ce {CH3COOH + H2O < < = > CH3COO- + H3O +} \ tag {1} $$
Tato rovnováha je silně posunuta doleva protože hydronium ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 0 $) je velmi silná kyselina, zatímco kyselina octová ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 4,76 $) je slabá. To, co odtud vyplývá, je v zásadě rovnovážná chemie: když přidáváte hydroxidové ionty, existuje velká tendence k jejich rekombinaci s hydroniovými ionty, jako v rovnici $ (2) $, za vzniku vody. Rovnováha rovnice $ (1) $ se tedy pomalu posouvá doprava, když se přidává stále více hydroxidu, který formálně spotřebovává kyselinu octovou. Protože rovnováha $ (1) $ je stále v rovnováze, koncentrace $ \ ce {H3O +} $ se tolik nezmění.
$$ \ ce {H3O + + OH- < = > > 2 H2O} \ tag {2} $$
Směrem na konci titrace je koncentrace kyseliny octové ($ \ ce {CH3COOH} $) velmi nízká, což znamená, že existuje méně molekul, které by darovaly protony do vody k udržení rovnováhy. Hodnota $ \ mathrm {pH} $ proto začíná růst mnohem rychleji než dříve – jak byste očekávali od titrace silné kyseliny se silnou zásadou. Bod obratu křivky je bodem ekvivalence, přesně tam, kde se přidané množství hydroxidu shoduje s původně přítomným množstvím kyseliny octové.