Voor het buffergebied hierin, waarom zorgt het ervoor dat de pH niet stijgt?
Aan het begin:
$$ \ ce {CH3COOH + NaOH – > CH3COONa + H2O} $$
Wat betekent dat er een grote hoeveelheid zout in de oplossing zit, maar waarom zorgt dit ervoor dat de pH niet stijgt? Ik dacht dat het het eigenlijk nog verder zou laten stijgen als het gedissocieerde zout het reageert met water om $ \ ce {OH -} $ te vormen?
Wat reageert met het $ \ ce {OH -} $ in oplossing, dat is er toch niet? Aangezien met een bufferoplossing het zuur nodig is ($ \ ce {CH3COOH + OH- – > CH3COO- + H2O} $).
De zuurconcentratie is niet verhoogd?
Of is de aanwezigheid van het dissasocerende zout: $ \ ce {CH3COONa (aq) – > CH3COO- + Na +} $
Veroorzaken dat het zuur hervormt: $ \ ce {CH3COO- + H2O – > CH3COOH + OH -} $ < < < maar er is meer $ \ ce {OH -} $ !!
Zeker de $ \ ce {Na +} $ zal niet reageren met de $ \ ce {OH -} $, omdat hij dissocieert in het water.
Opmerkingen
- Als het geen duplicaat is, is het gerelateerd aan De reden achter de sterke stijging van de pH in de zuur-base titratiecurve
Antwoord
De antwoorden op de gekoppelde vraag waren te lang voor mij, dus ik zal proberen het snel samen te vatten.
De vergelijking die u alles vertelt wat u nodig heeft weten is de Henderson-Hasselbalch-vergelijking:
$$ \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm a} – \ log \ frac {\ ce {[A -]}} { \ ce {[HA]}} $$
Hier is $ \ ce {HA} $ een zwak zuur, en zijn geconjugeerde base is ook zwak. Maar we kunnen ons ook een zwakke base voorstellen met een zwak geconjugeerd zuur. De magie gebeurt wanneer je een zwak zuur of een zwakke base voor de helft hebt geneutraliseerd, waardoor een mengsel ontstaat van een zwak zuur en een zwakke base. De fractie aan de rechterkant ligt redelijk dicht bij 1 (binnen een orde van grootte, laten we zeggen).
Naarmate u meer zuur toevoegt, kan de zwakke base het neutraliseren. Naarmate u meer base toevoegt, kan het zwakke zuur het neutraliseren. Ervan uitgaande dat deze hoeveelheden redelijk klein zijn, verandert de logaritme van de fractie aan de rechterkant niet veel, dus de algehele pH van de oplossing verandert niet veel. gelijk met een factor 10 heeft alleen invloed op de pH-waarde met $ \ pm 1 $.
Natuurlijk, als je genoeg zuur of base toevoegt om een van de buffercomponenten te neutraliseren (of bijna neutraliseren), dan de buffer stopt met werken. Dit is ook het geval wanneer de breuk erg groot wordt of naar nul gaat en zelfs de logaritme kan dat “niet veranderen.
Answer
Helemaal aan het begin van de titratie heb je $ \ ce {CH3COOH} $ – tenminste, dat zou je misschien denken! In feite heb je een evenwicht tussen water en azijnzuur zoals weergegeven in vergelijking $ (1) $.
$$ \ ce {CH3COOH + H2O < < = > CH3COO- + H3O +} \ tag {1} $$
Dit evenwicht is sterk naar links verschoven aangezien hydronium ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 0 $) een zeer sterk zuur is, terwijl azijnzuur ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 4.76 $) een vrij zwak zuur is. Wat hieruit volgt, is in wezen evenwichtschemie: als je hydroxide-ionen toevoegt, is er een grote neiging dat deze zich hercombineren met hydroniumionen, zoals in vergelijking $ (2) $, om water te vormen. Aldus wordt het evenwicht van vergelijking $ (1) $ langzaam naar rechts verschoven naarmate er steeds meer hydroxide wordt toegevoegd, waarbij formeel het azijnzuur wordt verbruikt. Aangezien evenwicht $ (1) $ nog steeds in evenwicht is, zal de concentratie van $ \ ce {H3O +} $ niet zoveel veranderen.
$$ \ ce {H3O + + OH- < = > > 2 H2O} \ tag {2} $$
Op weg naar aan het einde van de titratie wordt de concentratie azijnzuur ($ \ ce {CH3COOH} $) erg laag, wat betekent dat er minder moleculen zijn om protonen aan water te doneren om het evenwicht in stand te houden. Daarom begint de $ \ mathrm {pH} $ -waarde veel sneller te stijgen dan voorheen – zoals je zou verwachten van de titratie van een sterk zuur met een sterke base. Het keerpunt van de curve is het equivalentiepunt, precies waar de toegevoegde hoeveelheid hydroxide overeenkomt met de hoeveelheid azijnzuur die oorspronkelijk aanwezig was.