Para la región tampón en esto, ¿por qué impide que el pH aumente?
Al principio:
$$ \ ce {CH3COOH + NaOH – > CH3COONa + H2O} $$
Lo que significa que habrá una gran cantidad de sal en la solución, pero ¿por qué esto impide que el pH aumente? Pensé que en realidad lo haría subir aún más a medida que la sal disociada reacciona con el agua para formar $ \ ce {OH -} $?
¿Qué reacciona con el $ \ ce {OH -} $ en solución, eso no está ahí de todos modos? Dado que, con una solución tampón, se necesita el ácido ($ \ ce {CH3COOH + OH- – > CH3COO- + H2O} $).
El ¿No se ha aumentado la concentración de ácido?
¿O la presencia de la sal disuelta es: $ \ ce {CH3COONa (aq) – > CH3COO- + Na +} $
Haciendo que el ácido se vuelva a formar: $ \ ce {CH3COO- + H2O – > CH3COOH + OH -} $ < < < pero hay más $ \ ce {OH -} $ !!
Seguramente el $ \ ce {Na +} $ no va a reaccionar con el $ \ ce {OH -} $, ya que se disociará en el agua.
Comentarios
- Si no es un duplicado, está relacionado con La razón detrás del fuerte aumento del pH en la curva de valoración ácido-base
Respuesta
Las respuestas de la pregunta vinculada eran demasiado largas para mí, así que intentaré resumir rápidamente.
La ecuación que le dice todo lo que necesita para saber es la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
$$ \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm a} – \ log \ frac {\ ce {[A -]}} { \ ce {[HA]}} $$
Aquí $ \ ce {HA} $ es un ácido débil, y su base conjugada también es débil. Pero también podemos imaginar una base débil con un ácido conjugado débil. La magia ocurre cuando has neutralizado a la mitad un ácido o base débil, creando una mezcla de un ácido débil y una base débil. La fracción de la derecha está bastante cerca de 1 (dentro de un orden de magnitud, digamos).
A medida que agrega más ácido, la base débil puede neutralizarlo. A medida que agrega más base, el ácido débil puede neutralizarlo. Suponiendo que estas cantidades son razonablemente pequeñas, el logaritmo de la fracción de la derecha no cambia mucho, por lo que el pH general de la solución no cambia mucho. Por ejemplo, cambiar la fracción en el justo por un factor de 10 solo afecta el valor de pH en $ \ pm 1 $.
Por supuesto, si agrega suficiente ácido o base para neutralizar (o casi neutralizar) uno de los componentes del tampón, entonces el búfer deja de funcionar. Esto también ocurre cuando la fracción se vuelve muy grande o llega a cero e incluso el logaritmo no puede cambiar eso.
Respuesta
Al comienzo de la titulación, tiene $ \ ce {CH3COOH} $, ¡o eso puede pensar! En realidad, tienes un equilibrio de agua con ácido acético como se muestra en la ecuación $ (1) $.
$$ \ ce {CH3COOH + H2O < < = > CH3COO- + H3O +} \ tag {1} $$
Este equilibrio está fuertemente desplazado hacia la izquierda dado que el hidronio ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 0 $) es un ácido muy fuerte mientras que el ácido acético ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 4.76 $) es bastante débil. Lo que sigue de aquí es básicamente química de equilibrio: a medida que agrega iones de hidróxido, hay una gran tendencia a que se recombinen con iones de hidronio como en la ecuación $ (2) $ para formar agua. Por tanto, el equilibrio de la ecuación $ (1) $ se desplaza lentamente hacia la derecha a medida que se agrega más y más hidróxido, consumiendo formalmente el ácido acético. Dado que el equilibrio $ (1) $ todavía está en equilibrio, la concentración de $ \ ce {H3O +} $ no cambiará tanto.
$$ \ ce {H3O + + OH- < = > > 2 H2O} \ tag {2} $$
Hacia al final de la titulación, la concentración de ácido acético ($ \ ce {CH3COOH} $) se vuelve muy baja, lo que significa que hay menos moléculas para donar protones al agua para mantener el equilibrio. Por lo tanto, el valor de $ \ mathrm {pH} $ comienza a aumentar mucho más rápidamente que antes, como cabría esperar de la valoración de un ácido fuerte con una base fuerte. El punto de inflexión de la curva es el punto de equivalencia, justo donde la cantidad de hidróxido agregado coincide con la cantidad de ácido acético originalmente presente.