Pour la région tampon dans ceci, pourquoi cela empêche-t-il le pH daugmenter?
Au début:
$$ \ ce {CH3COOH + NaOH – > CH3COONa + H2O} $$
Ce qui signifie quil y aura une grande quantité de sel dans la solution, mais pourquoi cela empêche-t-il laugmentation du pH? Je pensais que cela le ferait augmenter davantage car le sel dissocié réagit avec leau pour former $ \ ce {OH -} $?
Quest-ce qui réagit avec le $ \ ce {OH -} $ dans solution, ce nest pas là de toute façon? Vu que, avec une solution tampon, lacide est nécessaire ($ \ ce {CH3COOH + OH- – > CH3COO- + H2O} $).
Le la concentration en acide n’a pas été augmentée?
Ou la présence du sel dissous: $ \ ce {CH3COONa (aq) – > CH3COO- + Na +} $
Causer la réforme de lacide: $ \ ce {CH3COO- + H2O – > CH3COOH + OH -} $ < < < mais il y a plus $ \ ce {OH -} $ !!
Sûrement le $ \ ce {Na +} $ ne va « pas réagir avec le $ \ ce {OH -} $, car il se dissociera dans leau.
Commentaires
- Sil ne sagit pas dun doublon, il est lié à La raison de la forte augmentation du pH dans la courbe de titrage acido-basique
Réponse
Les réponses de la question liée étaient trop longues pour moi, je vais donc essayer de résumer rapidement.
Léquation qui vous dit tout ce dont vous avez besoin know est léquation de Henderson-Hasselbalch:
$$ \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm a} – \ log \ frac {\ ce {[A -]}} { \ ce {[HA]}} $$
Ici $ \ ce {HA} $ est un acide faible, et sa base conjuguée est également faible. Mais on peut imaginer aussi une base faible avec un acide conjugué faible. La magie se produit lorsque vous avez à moitié neutralisé un acide ou une base faible, créant un mélange dun acide faible et dune base faible. La fraction à droite est assez proche de 1 (dans un ordre de grandeur, disons).
Lorsque vous ajoutez plus dacide, la base faible peut le neutraliser. Lorsque vous ajoutez plus de base, lacide faible peut la neutraliser. En supposant que ces quantités soient raisonnablement faibles, le logarithme de la fraction de droite ne change pas beaucoup, de sorte que le pH global de la solution ne change pas beaucoup. Par exemple, changer la fraction sur le par un facteur de 10 naffecte la valeur du pH que de $ \ pm 1 $.
Bien sûr, si vous ajoutez suffisamment dacide ou de base pour neutraliser (ou presque neutraliser) lun des composants du tampon, alors le tampon cesse de fonctionner. Cest aussi lorsque la fraction devient très grande ou va à zéro et même le logarithme ne peut « t changer cela.
Answer
Au tout début du titrage, vous avez $ \ ce {CH3COOH} $ – du moins cest ce que vous pensez! En fait, vous avez un équilibre de leau avec lacide acétique comme indiqué dans léquation $ (1) $.
$$ \ ce {CH3COOH + H2O < < = > CH3COO- + H3O +} \ tag {1} $$
Cet équilibre est fortement décalé vers la gauche puisque lhydronium ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 0 $) est un acide très fort alors que lacide acétique ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 4,76 $) est plutôt faible. Ce qui suit de là est fondamentalement la chimie déquilibre: lorsque vous ajoutez des ions hydroxyde, ils ont une grande tendance à se recombiner avec des ions hydronium comme dans léquation $ (2) $ pour former de leau. Ainsi, léquilibre de léquation $ (1) $ est lentement déplacé vers la droite à mesure que de plus en plus dhydroxyde est ajouté, consommant formellement lacide acétique. Puisque léquilibre $ (1) $ est toujours à léquilibre, la concentration de $ \ ce {H3O +} $ ne changera pas beaucoup.
$$ \ ce {H3O + + OH- < = > > 2 H2O} \ tag {2} $$
Vers à la fin du titrage, la concentration dacide acétique ($ \ ce {CH3COOH} $) devient très faible, ce qui signifie quil y a moins de molécules pour donner des protons à leau pour maintenir léquilibre. Par conséquent, la valeur de $ \ mathrm {pH} $ commence à augmenter beaucoup plus rapidement quauparavant – comme on pouvait sy attendre avec le titrage dun acide fort avec une base forte. Le point de retournement de la courbe est le point déquivalence, là où la quantité dhydroxyde ajoutée correspond à la quantité dacide acétique initialement présente.