Per la regione tampone in questo, perché impedisce al pH di aumentare?
Allinizio:
$$ \ ce {CH3COOH + NaOH – > CH3COONa + H2O} $$
Il che significa che ci sarà unelevata quantità di sale nella soluzione, ma perché questo impedisce laumento del pH? Ho pensato che in realtà lo avrebbe fatto salire ulteriormente quando il sale dissociato reagisce con lacqua per formare $ \ ce {OH -} $?
Cosa sta reagendo con $ \ ce {OH -} $ in soluzione, che non cè comunque? Visto che, con una soluzione tampone, è necessario lacido ($ \ ce {CH3COOH + OH- – > CH3COO- + H2O} $).
Il la concentrazione di acido non è stata aumentata?
Oppure la presenza del sale dissociato è: $ \ ce {CH3COONa (aq) – > CH3COO- + Na +} $
Causa la riforma dellacido: $ \ ce {CH3COO- + H2O – > CH3COOH + OH -} $ < < < ma cè di più $ \ ce {OH -} $ !!
Sicuramente $ \ ce {Na +} $ non reagirà con $ \ ce {OH -} $, poiché si dissocierà nellacqua.
Commenti
- Se non è un duplicato, è correlato a La ragione dietro il forte aumento del pH nella curva di titolazione acido base
Risposta
Le risposte alla domanda collegata erano troppo lunghe per me, quindi cercherò di riassumere rapidamente.
Lequazione che ti dice tutto ciò di cui hai bisogno sapere è lequazione di Henderson-Hasselbalch:
$$ \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm a} – \ log \ frac {\ ce {[A -]}} { \ ce {[HA]}} $$
Qui $ \ ce {HA} $ è un acido debole, e anche la sua base coniugata è debole. Ma possiamo immaginare anche una base debole con un acido coniugato debole. La magia avviene quando hai neutralizzato a metà un acido o una base debole, creando una miscela di un acido debole e una base debole. La frazione a destra è abbastanza vicina a 1 (in un ordine di grandezza, diciamo).
Man mano che aggiungi più acido, la base debole può neutralizzarlo. Man mano che aggiungi più base, lacido debole può neutralizzarlo. Supponendo che queste quantità siano ragionevolmente piccole, il logaritmo della frazione a destra non cambia di molto, quindi il pH complessivo della soluzione non cambia di molto. Ad esempio, cambiando la frazione sul giusto di un fattore 10 influisce solo sul valore del pH di $ \ pm 1 $.
Ovviamente, se aggiungi abbastanza acido o base per neutralizzare (o vicino a neutralizzare) uno dei componenti del tampone, allora il buffer smette di funzionare. Questo è anche quando la frazione diventa molto grande o va a zero e anche il logaritmo non può “cambiarlo.
Answer
Allinizio della titolazione hai $ \ ce {CH3COOH} $ – o almeno così potresti pensare! In realtà, hai un equilibrio tra acqua e acido acetico come mostrato nellequazione $ (1) $.
$$ \ ce {CH3COOH + H2O < < = > CH3COO- + H3O +} \ tag {1} $$
Questo equilibrio è fortemente spostato a sinistra poiché lidronio ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 0 $) è un acido molto forte mentre lacido acetico ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 4.76 $) è piuttosto debole. Ciò che segue da qui è fondamentalmente la chimica dellequilibrio: quando si aggiungono ioni idrossido, cè una grande tendenza per questi a ricombinarsi con gli ioni idronio come nellequazione $ (2) $ per formare acqua. Pertanto, lequilibrio dellequazione $ (1) $ viene spostato lentamente a destra man mano che si aggiunge sempre più idrossido, consumando formalmente lacido acetico. Poiché lequilibrio $ (1) $ è ancora in equilibrio, la concentrazione di $ \ ce {H3O +} $ non cambierà molto.
$$ \ ce {H3O + + OH- < = > > 2 H2O} \ tag {2} $$
Verso Alla fine della titolazione, la concentrazione di acido acetico ($ \ ce {CH3COOH} $) diventa molto bassa, il che significa che ci sono meno molecole per donare protoni allacqua per mantenere lequilibrio. Pertanto, il valore $ \ mathrm {pH} $ inizia a salire molto più rapidamente di prima, come ci si aspetterebbe dalla titolazione di un acido forte con una base forte. Il punto di svolta della curva è il punto di equivalenza, proprio dove la quantità di idrossido aggiunto corrisponde alla quantità di acido acetico originariamente presente.