Warum verhindert der Pufferbereich in diesem Bereich den Anstieg des pH-Werts?
Zu Beginn:
$$ \ ce {CH3COOH + NaOH – > CH3COONa + H2O} $$
Was bedeutet, dass die Lösung viel Salz enthält, aber warum verhindert dies, dass der pH-Wert steigt? Ich dachte, es würde es tatsächlich weiter ansteigen lassen, wenn das dissoziierte Salz, das es mit Wasser reagiert, $ \ ce {OH -} $ bildet?
Was reagiert mit dem $ \ ce {OH -} $ in Lösung, die gibt es sowieso nicht? Da mit einer Pufferlösung die Säure benötigt wird ($ \ ce {CH3COOH + OH- – > CH3COO- + H2O} $).
Die Die Säurekonzentration wurde nicht erhöht?
Oder ist das dissoziierte Salz vorhanden: $ \ ce {CH3COONa (aq) – > CH3COO- + Na +} $
Die Säure reformieren lassen: $ \ ce {CH3COO- + H2O – > CH3COOH + OH -} $ < < <, aber es gibt sicherlich mehr $ \ ce {OH -} $ !!
Das $ \ ce {Na +} $ wird nicht mit dem $ \ ce {OH -} $ reagieren, da es im Wasser dissoziiert.
Kommentare
- Wenn es sich nicht um ein Duplikat handelt, hängt es mit zusammen. Der Grund für den steilen Anstieg des pH-Werts in der Säure-Base-Titrationskurve
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Antwort
Die Antworten der verknüpften Frage waren zu lang für mich, daher werde ich versuchen, sie schnell zusammenzufassen.
Die Gleichung, die Ihnen alles sagt, was Sie brauchen bekannt ist die Henderson-Hasselbalch-Gleichung:
$$ \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm a} – \ log \ frac {\ ce {[A -]}} { \ ce {[HA]}} $$
Hier ist $ \ ce {HA} $ eine schwache Säure, und die konjugierte Base ist ebenfalls schwach. Wir können uns aber auch eine schwache Base mit einer schwachen konjugierten Säure vorstellen. Die Magie entsteht, wenn Sie eine schwache Säure oder Base zur Hälfte neutralisiert haben und eine Mischung aus einer schwachen Säure und einer schwachen Base erzeugt haben. Der Anteil auf der rechten Seite liegt ziemlich nahe bei 1 (innerhalb einer Größenordnung, sagen wir mal).
Wenn Sie mehr Säure hinzufügen, kann die schwache Base diese neutralisieren. Wenn Sie mehr Base hinzufügen, kann die schwache Säure diese neutralisieren. Unter der Annahme, dass diese Mengen relativ klein sind, ändert sich der Logarithmus der Fraktion auf der rechten Seite nicht wesentlich, so dass sich der Gesamt-pH-Wert der Lösung nicht wesentlich ändert Ein Faktor von 10 beeinflusst den pH-Wert nur um $ \ pm 1 $.
Wenn Sie natürlich genug Säure oder Base hinzufügen, um eine der Pufferkomponenten zu neutralisieren (oder nahezu zu neutralisieren), dann Der Puffer funktioniert nicht mehr. Dies ist auch dann der Fall, wenn der Bruch sehr groß wird oder auf Null geht und selbst der Logarithmus dies nicht ändern kann.
Antwort
Gleich zu Beginn der Titration haben Sie $ \ ce {CH3COOH} $ – oder so denken Sie vielleicht! Tatsächlich haben Sie ein Gleichgewicht von Wasser mit Essigsäure, wie in Gleichung $ (1) $ gezeigt.
$$ \ ce {CH3COOH + H2O < < = > CH3COO- + H3O +} \ tag {1} $$
Dieses Gleichgewicht ist stark nach links verschoben da Hydronium ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 0 $) eine sehr starke Säure ist, während Essigsäure ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 4,76 $) eher schwach ist. Was sich daraus ergibt, ist im Grunde genommen die Gleichgewichtschemie: Wenn Sie Hydroxidionen hinzufügen, besteht eine große Tendenz, dass diese mit Hydroniumionen wie in Gleichung $ (2) $ rekombinieren, um Wasser zu bilden. Somit verschiebt sich das Gleichgewicht der Gleichung $ (1) $ langsam nach rechts, wenn immer mehr Hydroxid hinzugefügt wird, wodurch die Essigsäure formal verbraucht wird. Da sich das Gleichgewicht $ (1) $ immer noch im Gleichgewicht befindet, ändert sich die Konzentration von $ \ ce {H3O +} $ nicht so stark.
$$ \ ce {H3O + + OH- < = > > 2 H2O} \ tag {2} $$
Richtung Am Ende der Titration wird die Essigsäurekonzentration ($ \ ce {CH3COOH} $) sehr niedrig, was bedeutet, dass weniger Moleküle Protonen an Wasser abgeben müssen, um das Gleichgewicht aufrechtzuerhalten. Daher steigt der Wert von $ \ mathrm {pH} $ viel schneller an als zuvor – wie Sie es von der Titration einer starken Säure mit einer starken Base erwarten würden. Der Wendepunkt der Kurve ist der Äquivalenzpunkt, genau dort, wo die Menge des zugesetzten Hydroxids mit der Menge der ursprünglich vorhandenen Essigsäure übereinstimmt.