For bufferområdet i dette, hvorfor forhindrer det pH-værdien i at stige?
I starten:
$$ \ ce {CH3COOH + NaOH – > CH3COONa + H2O} $$
Hvilket betyder, at der vil være en stor mængde salt i opløsningen, men hvorfor forhindrer dette pH i at stige? Jeg troede, at det faktisk ville få det til at stige yderligere, da det adskilte salt, det reagerer med vand til dannelse af $ \ ce {OH -} $?
Hvad reagerer det med $ \ ce {OH -} $ i løsning, der ikke er der alligevel? Idet syren er nødvendig med en bufferopløsning ($ \ ce {CH3COOH + OH- – > CH3COO- + H2O} $).
syrekoncentration er ikke øget?
Eller er tilstedeværelsen af det dissocierede salt: $ \ ce {CH3COONa (aq) – > CH3COO- + Na +} $
Forårsager syren til reform: $ \ ce {CH3COO- + H2O – > CH3COOH + OH -} $ < < < men der er mere $ \ ce {OH -} $ !!
Sikkert $ \ ce {Na +} $ vil ikke reagere med $ \ ce {OH -} $, da den adskiller sig i vandet.
Kommentarer
- Hvis ikke et duplikat, er det relateret til Årsagen til den stejle stigning i pH i syrebasetitreringskurven
Svar
Svarene på det linkede spørgsmål var for lange for mig, så jeg prøver hurtigt at opsummere.
Ligningen, der fortæller dig alt, hvad du har brug for kender er ligningen Henderson-Hasselbalch:
$$ \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm a} – \ log \ frac {\ ce {[A -]}} { \ ce {[HA]}} $$
Her er $ \ ce {HA} $ en svag syre, og den er også konjugeret. Men vi kan også forestille os en svag base med en svag konjugatsyre. Magien sker, når du “har halvt neutraliseret en svag syre eller base, hvilket skaber en blanding af en svag syre og en svag base. Fraktionen til højre er temmelig tæt på 1 (inden for en størrelsesorden, lad os sige).
Når du tilsætter mere syre, kan den svage base neutralisere den. Når du tilføjer mere base, kan den svage syre neutralisere den. Hvis vi antager, at disse mængder er forholdsvis små, ændres logaritmen for fraktionen til højre ikke meget, så opløsningens samlede pH ændres ikke meget. For eksempel ændres fraktionen på lige med en faktor 10 påvirker kun pH-værdien med $ \ pm 1 $.
Selvfølgelig, hvis du tilføjer nok syre eller base til at neutralisere (eller tæt på at neutralisere) en af bufferkomponenterne, så bufferen holder op med at virke. Dette er også når fraktionen bliver meget stor eller går til nul, og selv logaritmen kan ikke ændre det.
Svar
I begyndelsen af titreringen har du $ \ ce {CH3COOH} $ – eller så tror du måske! Faktisk har du en ligevægt mellem vand og eddikesyre som vist i ligning $ (1) $.
$$ \ ce {CH3COOH + H2O < < = > CH3COO- + H3O +} \ tag {1} $$
Denne ligevægt forskydes kraftigt til venstre da hydronium ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 0 $) er en meget stærk syre, mens eddikesyre ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 4,76 $) er ret svag. Det, der følger herfra, er grundlæggende ligevægtskemi: når du tilføjer hydroxidioner, er der en stor tendens til, at disse rekombineres med hydroniumioner som i ligning $ (2) $ for at danne vand. Således forskydes ligevægten i ligning $ (1) $ langsomt til højre, når der tilsættes mere og mere hydroxid, idet eddikesyren formelt forbruges. Da ligevægt $ (1) $ stadig er i ligevægt, ændres koncentrationen på $ \ ce {H3O +} $ ikke så meget.
$$ \ ce {H3O + + OH- < = > > 2 H2O} \ tag {2} $$
Mod i slutningen af titreringen bliver koncentrationen af eddikesyre ($ \ ce {CH3COOH} $) meget lav, hvilket betyder at der er færre molekyler til at donere protoner til vand for at opretholde ligevægten. Derfor begynder $ \ mathrm {pH} $ værdien at stige meget hurtigere end tidligere – som man kunne forvente af titrering af en stærk syre med en stærk base. Kurvens vendepunkt er ækvivalenspunktet, lige hvor mængden af tilsat hydroxid svarer til den mængde eddikesyre, der oprindeligt var til stede.