For bufferområdet i dette, hvorfor hindrer det at pH øker?
I starten:
$$ \ ce {CH3COOH + NaOH – > CH3COONa + H2O} $$
Hvilket betyr at det vil være en høy mengde salt i løsningen, men hvorfor hindrer dette at pH stiger? Jeg trodde det faktisk ville få det til å stige ytterligere ettersom det løsrevne saltet reagerer med vann og danner $ \ ce {OH -} $?
Hva reagerer det med $ \ ce {OH -} $ i løsning, som ikke er der uansett? Ser det som med en bufferløsning, at syren er nødvendig ($ \ ce {CH3COOH + OH- – > CH3COO- + H2O} $).
syrekonsentrasjon har ikke blitt økt?
Eller er tilstedeværelsen av det dissososerte saltet: $ \ ce {CH3COONa (aq) – > CH3COO- + Na +} $
Forårsaker syren til reform: $ \ ce {CH3COO- + H2O – > CH3COOH + OH -} $ < < < men det er mer $ \ ce {OH -} $ !!
Sikkert $ \ ce {Na +} $ vil ikke reagere med $ \ ce {OH -} $, da den vil skille seg ut i vannet.
Kommentarer
- Hvis ikke et duplikat, er det relatert til Årsaken bak den bratte stigningen i pH i syrebasetitreringskurven
Svar
Svarene på det lenkede spørsmålet var for lange for meg, så jeg prøver å oppsummere raskt.
Ligningen som forteller deg alt du trenger vet er Henderson-Hasselbalch-ligningen:
$$ \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm a} – \ log \ frac {\ ce {[A -]}} { \ ce {[HA]}} $$
Her er $ \ ce {HA} $ en svak syre, og den er konjugatbase er også svak. Men vi kan også forestille oss en svak base med en svak konjugatsyre. Magien skjer når du halvveis har nøytralisert en svak syre eller base, og skapt en blanding av en svak syre og en svak base. Fraksjonen til høyre er ganske nær 1 (i størrelsesorden, la oss si).
Når du tilsetter mer syre, kan den svake basen nøytralisere den. Når du legger til mer base, kan den svake syren nøytralisere den. Forutsatt at disse mengdene er rimelig små, endres logaritmen av brøkdelen til høyre ikke mye, så den totale pH-verdien i løsningen endres ikke mye. For eksempel endrer du brøkdelen på rett med en faktor 10 påvirker bare pH-verdien med $ \ pm 1 $.
Selvfølgelig, hvis du tilsetter nok syre eller base til å nøytralisere (eller nærme å nøytralisere) en av bufferkomponentene, så bufferen slutter å virke. Dette er også når brøkdelen blir veldig stor eller går til null og til og med logaritmen ikke kan endre det.
Svar
Helt i begynnelsen av titreringen har du $ \ ce {CH3COOH} $ – eller så tror du kanskje! Egentlig har du en likevekt mellom vann og eddiksyre som vist i ligning $ (1) $.
$$ \ ce {CH3COOH + H2O < < = > CH3COO- + H3O +} \ tag {1} $$
Denne likevekten er sterkt flyttet til venstre siden hydronium ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 0 $) er en veldig sterk syre mens eddiksyre ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 4,76 $) er en ganske svak. Det som følger herfra er i utgangspunktet likevektskemi: når du legger til hydroksidioner, er det en stor tendens for at disse rekombineres med hydroniumioner som i ligning $ (2) $ for å danne vann. Dermed forskyves likevekten i ligning $ (1) $ sakte mot høyre når mer og mer hydroksyd tilsettes, og formelt forbruker eddiksyren. Siden likevekt $ (1) $ fremdeles er i likevekt, vil ikke konsentrasjonen på $ \ ce {H3O +} $ endres så mye.
$$ \ ce {H3O + + OH- < = > > 2 H2O} \ tag {2} $$
Mot slutten av titreringen blir konsentrasjonen av eddiksyre ($ \ ce {CH3COOH} $) veldig lav, noe som betyr at det er færre molekyler for å donere protoner til vann for å opprettholde likevekten. Derfor begynner $ \ mathrm {pH} $ -verdien å øke mye raskere enn tidligere – som du forventer av titrering av en sterk syre med en sterk base. Kurvens vendepunkt er ekvivalenspunktet, akkurat der hvor tilført hydroksyd samsvarer med mengden eddiksyre som var tilstede.