Para a região tampão neste, por que impede o pH de aumentar?
No início:
$$ \ ce {CH3COOH + NaOH – > CH3COONa + H2O} $$
O que significa que haverá uma grande quantidade de sal na solução, mas por que isso impede o pH de subir? Achei que isso faria com que ele aumentasse ainda mais, pois o sal dissociado reage com a água para formar $ \ ce {OH -} $?
O que está reagindo com $ \ ce {OH -} $ em solução, que não existe mesmo? Visto que, com uma solução tampão, o ácido é necessário ($ \ ce {CH3COOH + OH- – > CH3COO- + H2O} $).
O a concentração de ácido não aumentou?
Ou a presença do sal dissasocalizado: $ \ ce {CH3COONa (aq) – > CH3COO- + Na +} $
Fazendo o ácido se reformar: $ \ ce {CH3COO- + H2O – > CH3COOH + OH -} $ < < < mas há mais $ \ ce {OH -} $ !!
Certamente o $ \ ce {Na +} $ não vai “reagir com o $ \ ce {OH -} $, pois ele vai se dissociar na água.
Comentários
- Se não for uma duplicata, está relacionado a A razão por trás do aumento acentuado do pH na curva de titulação ácido-base
Resposta
As respostas das perguntas vinculadas eram muito longas para mim, então tentarei resumir rapidamente.
A equação que diz tudo que você precisa para saber é a equação de Henderson-Hasselbalch:
$$ \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm a} – \ log \ frac {\ ce {[A -]}} { \ ce {[HA]}} $$
Aqui $ \ ce {HA} $ é um ácido fraco, e sua base conjugada também é fraca. Mas podemos imaginar também uma base fraca com um ácido conjugado fraco. A mágica acontece quando você neutraliza pela metade um ácido ou base fraca, criando uma mistura de um ácido fraco e uma base fraca. A fração à direita é bastante próxima de 1 (dentro de uma ordem de magnitude, digamos).
Conforme você adiciona mais ácido, a base fraca pode neutralizá-lo. Conforme você adiciona mais base, o ácido fraco pode neutralizá-la. Assumindo que essas quantidades são razoavelmente pequenas, o logaritmo da fração à direita não muda muito, então o pH geral da solução não muda muito. Por exemplo, mudando a fração no certo por um fator de 10 só afeta o valor do pH em $ \ pm 1 $.
Claro, se você adicionar ácido ou base suficiente para neutralizar (ou quase neutralizar) um dos componentes do tampão, então o buffer para de funcionar. Isso também ocorre quando a fração fica muito grande ou vai para zero e até o logaritmo não pode mudar isso.
Resposta
Bem no início da titulação você tem $ \ ce {CH3COOH} $ – ou assim você pode pensar! Na verdade, você tem um equilíbrio de água com ácido acético, conforme mostrado na equação $ (1) $.
$$ \ ce {CH3COOH + H2O < < = > CH3COO- + H3O +} \ tag {1} $$
Este equilíbrio é fortemente desviado para a esquerda visto que o hidrônio ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 0 $) é um ácido muito forte, enquanto o ácido acético ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 4,76 $) é um bastante fraco. O que se segue daqui é basicamente uma química de equilíbrio: conforme você adiciona íons hidróxido, há uma grande tendência para eles se recombinarem com íons hidrônio, como na equação $ (2) $ para formar água. Assim, o equilíbrio da equação $ (1) $ é lentamente deslocado para a direita à medida que mais e mais hidróxido é adicionado, consumindo formalmente o ácido acético. Como o equilíbrio $ (1) $ ainda está em equilíbrio, a concentração de $ \ ce {H3O +} $ não mudará muito.
$$ \ ce {H3O + + OH- < = > > 2 H2O} \ tag {2} $$
Em direção ao final da titulação, a concentração de ácido acético ($ \ ce {CH3COOH} $) torna-se muito baixa, o que significa que há menos moléculas para doar prótons para a água para manter o equilíbrio. Portanto, o valor de $ \ mathrm {pH} $ começa a aumentar muito mais rapidamente do que antes – como você esperaria da titulação de um ácido forte com uma base forte. O ponto de viragem da curva é o ponto de equivalência, exatamente onde a quantidade de hidróxido adicionado corresponde à quantidade de ácido acético originalmente presente.