Dlaczego w tym rejonie buforowym powstrzymuje wzrost pH?
Na początku:
$$ \ ce {CH3COOH + NaOH – > CH3COONa + H2O} $$
Co oznacza, że w roztworze będzie dużo soli, ale dlaczego powstrzymuje to wzrost pH? Pomyślałem, że faktycznie spowoduje to dalszy wzrost, gdy odłączona sól reaguje z wodą, tworząc $ \ ce {OH -} $?
Co reaguje z $ \ ce {OH -} $ w rozwiązanie, tego w ogóle nie ma? Widząc, że w przypadku roztworu buforowego, kwas jest potrzebny ($ \ ce {CH3COOH + OH- – > CH3COO- + H2O} $).
stężenie kwasu nie zostało zwiększone?
A może obecność dysazokowanej soli: $ \ ce {CH3COONa (aq) – > CH3COO- + Na +} $
Powodowanie reformy kwasu: $ \ ce {CH3COO- + H2O – > CH3COOH + OH -} $ < < < ale jest więcej $ \ ce {OH -} $ !!
Na pewno $ \ ce {Na +} $ nie będzie reagować z $ \ ce {OH -} $, ponieważ dysocjuje w wodzie.
Komentarze
- Jeśli nie jest to duplikat, jest powiązany z Przyczyną gwałtownego wzrostu pH na krzywej miareczkowania kwasowo-zasadowego
Odpowiedź
Odpowiedzi na połączone pytanie były dla mnie za długie, więc spróbuję szybko podsumować.
Równanie, które mówi ci wszystko, czego potrzebujesz wiem, czy jest równanie Hendersona-Hasselbalcha:
$$ \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm a} – \ log \ frac {\ ce {[A -]}} { \ ce {[HA]}} $$
Tutaj $ \ ce {HA} $ jest słabym kwasem, a jego sprzężona zasada jest również słaba. Ale możemy sobie również wyobrazić słabą zasadę ze słabym sprzężonym kwasem. Magia ma miejsce, gdy w połowie zneutralizujesz słaby kwas lub zasadę, tworząc mieszaninę słabego kwasu i słabej zasady. Ułamek po prawej stronie jest dość bliski 1 (powiedzmy w zakresie rzędu wielkości).
Gdy dodajesz więcej kwasu, słaba zasada może go zneutralizować. Gdy dodasz więcej zasady, słaby kwas może ją zneutralizować. Zakładając, że te ilości są dość małe, logarytm frakcji po prawej stronie nie zmienia się zbytnio, więc ogólne pH roztworu nie zmienia się zbytnio. Na przykład zmiana frakcji na o współczynnik 10 wpływa na wartość pH tylko o $ \ pm 1 $.
Oczywiście, jeśli dodasz wystarczającą ilość kwasu lub zasady, aby zneutralizować (lub prawie zneutralizować) jeden ze składników buforu, to bufor przestaje działać. Dzieje się tak również wtedy, gdy ułamek staje się bardzo duży lub spada do zera i nawet logarytm nie może tego zmienić.
Odpowiedź
Na samym początku miareczkowania masz $ \ ce {CH3COOH} $ – a przynajmniej tak myślisz! Właściwie masz równowagę wody z kwasem octowym, jak pokazano w równaniu $ (1) $.
$$ \ ce {CH3COOH + H2O < < = > CH3COO- + H3O +} \ tag {1} $$
Ta równowaga jest silnie przesunięta w lewo ponieważ hydronium ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 0 $) jest bardzo mocnym kwasem, podczas gdy kwas octowy ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 4.76 $) jest raczej słabym. Z tego wynika w zasadzie chemia równowagi: kiedy dodajesz jony wodorotlenkowe, istnieje duża tendencja do rekombinacji z jonami hydroniowymi, jak w równaniu $ (2) $, tworząc wodę. Zatem równowaga równania $ (1) $ jest powoli przesuwana w prawo, w miarę dodawania coraz większej ilości wodorotlenku, który formalnie pochłania kwas octowy. Ponieważ równowaga $ (1) $ jest nadal w równowadze, stężenie $ \ ce {H3O +} $ nie zmieni się tak bardzo.
$$ \ ce {H3O + + OH- < = > > 2 H2O} \ tag {2} $$
W kierunku pod koniec miareczkowania stężenie kwasu octowego ($ \ ce {CH3COOH} $) staje się bardzo niskie, co oznacza, że jest mniej cząsteczek do oddania protonów wodzie, aby utrzymać równowagę. Dlatego wartość $ \ mathrm {pH} $ zaczyna rosnąć znacznie szybciej niż poprzednio – jak można by się spodziewać po miareczkowaniu mocnego kwasu mocną zasadą. Punktem zwrotnym krzywej jest punkt równoważności, dokładnie tam, gdzie ilość dodanego wodorotlenku odpowiada ilości pierwotnie obecnego kwasu octowego.