Pentru regiunea tampon din aceasta, de ce oprește pH-ul să crească?
La început:
$$ \ ce {CH3COOH + NaOH – > CH3COONa + H2O} $$
Ceea ce înseamnă că va exista o cantitate mare de sare în soluție, dar de ce se oprește creșterea pH-ului? Am crezut că de fapt o va face să crească mai mult pe măsură ce sarea disociată reacționează cu apa pentru a forma $ \ ce {OH -} $?
Ce reacționează cu $ \ ce {OH -} $ în soluție, oricum nu există? Văzând că, cu o soluție tampon, este nevoie de acid ($ \ ce {CH3COOH + OH- – > CH3COO- + H2O} $).
concentrația de acid nu a fost crescută?
Sau este prezența sării disazate: $ \ ce {CH3COONa (aq) – > CH3COO- + Na +} $
Cauzând reformarea acidului: $ \ ce {CH3COO- + H2O – > CH3COOH + OH -} $ < < < dar mai sunt $ \ ce {OH -} $ !!
Sigur $ \ ce {Na +} $ nu va reacționa cu $ \ ce {OH -} $, deoarece se va disocia în apă.
Comentarii
- Dacă nu este un duplicat, acesta este legat de Motivul din spatele creșterii abrupte a pH-ului în curba de titrare a bazei acide
Răspuns
Răspunsurile la întrebarea legată au fost prea lungi pentru mine, așa că voi încerca să rezum rapid.
Ecuația care vă spune tot ce aveți nevoie știu este ecuația Henderson-Hasselbalch:
$$ \ mathrm {pH} = \ mathrm {p} K _ {\ mathrm a} – \ log \ frac {\ ce {[A -]}} { \ ce {[HA]}} $$
Aici $ \ ce {HA} $ este un acid slab și baza sa conjugată este, de asemenea, slabă. Dar ne putem imagina și o bază slabă cu un acid conjugat slab. Magia se întâmplă atunci când „ați neutralizat pe jumătate un acid sau o bază slabă, creând un amestec de acid slab și o bază slabă. Fracția din dreapta este destul de apropiată de 1 (într-un ordin de mărime, să zicem).
Pe măsură ce adăugați mai mult acid, baza slabă îl poate neutraliza. Pe măsură ce adăugați mai multă bază, acidul slab îl poate neutraliza. Presupunând că aceste cantități sunt în mod rezonabil mici, logaritmul fracției din dreapta nu se modifică mult, deci pH-ul general al soluției nu se modifică cu mult. De exemplu, schimbarea fracției pe corect cu un factor de 10 afectează valoarea pH-ului doar cu $ \ pm 1 $.
Desigur, dacă adăugați suficient acid sau bază pentru a neutraliza (sau aproape pentru a neutraliza) una dintre componentele tampon, atunci tamponul nu mai funcționează. Acest lucru se întâmplă și atunci când fracția devine foarte mare sau merge la zero și chiar și logaritmul nu poate „schimba acest lucru.
Răspuns
La începutul titrării aveți $ \ ce {CH3COOH} $ – sau cam așa puteți crede! De fapt, aveți un echilibru de apă cu acid acetic așa cum se arată în ecuația $ (1) $.
$$ \ ce {CH3COOH + H2O < < = > CH3COO- + H3O +} \ tag {1} $$
Acest echilibru este puternic deplasat spre stânga deoarece hidroniul ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 0 $) este un acid foarte puternic în timp ce acidul acetic ($ \ mathrm pK_ \ mathrm a = 4,76 $) este unul destul de slab. Ceea ce urmează de aici este în esență chimia echilibrului: pe măsură ce adăugați ioni hidroxid, există o mare tendință ca aceștia să se recombine cu ioni hidroniu ca în ecuația $ (2) $ pentru a forma apă. Astfel, echilibrul ecuației $ (1) $ se deplasează încet spre dreapta pe măsură ce se adaugă din ce în ce mai mult hidroxid, consumând formal acidul acetic. Deoarece echilibrul $ (1) $ este încă la echilibru, concentrația $ \ ce {H3O +} $ nu se va schimba atât de mult.
$$ \ ce {H3O + + OH- < = > > 2 H2O} \ tag {2} $$
Către la sfârșitul titrării, concentrația de acid acetic ($ \ ce {CH3COOH} $) devine foarte scăzută, ceea ce înseamnă că există mai puține molecule pentru a dona protoni în apă pentru a menține echilibrul. Prin urmare, valoarea $ \ mathrm {pH} $ începe să crească mult mai rapid decât anterior – așa cum v-ați aștepta de la titrarea unui acid puternic cu o bază puternică. Punctul de cotitură al curbei este punctul de echivalență, chiar în care cantitatea de hidroxid adăugată se potrivește cu cantitatea de acid acetic prezentă inițial.