Běžný typ chemického experimentu zvaného titrace určuje koncentraci látky rozpuštěné v roztoku. Acidobazické titrace, při kterých se kyselina a báze navzájem neutralizují, jsou nejběžnějším druhem. Bod, ve kterém byla neutralizována veškerá kyselina nebo báze v analytu (analyzovaný roztok), se nazývá bod ekvivalence; v závislosti na kyselině nebo zásadě v analytu budou mít některé titrace také druhý bod ekvivalence. Můžete snadno vypočítat pH roztoku ve druhém bodě ekvivalence.
Určete, zda byla v analytu přítomna kyselina nebo zásada, jaký druh kyseliny nebo zásady byl přítomen a kolik z nich bylo přítomno. Pokud pracujete na této otázce pro domácí úkol, informace vám budou poskytnuty. Pokud jste na druhou stranu právě provedli titraci v laboratoři, shromáždili jste informace, jak jste titraci prováděli.
Pamatujte, že diprotické kyseliny nebo zásady (kyseliny / zásady, které mohou darovat nebo přijmout více než jeden vodíkový iont) jsou druhy, které budou mít druhé body ekvivalence. Připomeňme také, že Ka1 je rovnovážná konstanta (poměr produktů k reaktantům) pro první darování protonu, zatímco Ka2 je rovnovážná konstanta pro druhý darování protonu. Vyhledejte Ka2 pro vaši kyselinu nebo zásadu v referenčním textu nebo online tabulce (viz Zdroje).
Určete množství konjugované kyseliny nebo zásady ve vašem analytu. To bude odpovídat původně přítomnému množství kyseliny nebo zásady. Vynásobte původní koncentraci analytu jejím objemem. Předpokládejme například, že začnete s 40 ml 1 molární kyseliny šťavelové. Konvertujte koncentraci na mililitry dělením 1000, poté vynásobte tento objem jeho koncentrací. Získáte tak počet původně přítomných molů kyseliny šťavelové: (40/1000) x 1 = 0,04. K dispozici je 0,04 mol kyseliny šťavelové.
Vezměte objem titrantu (chemikálie, kterou jste přidali během titrace), abyste neutralizovali kyselý nebo zásaditý analyt a přidejte jej k původně přítomnému objemu analytu. Získáte tak konečný objem. Předpokládejme například, že pro dosažení druhé ekvivalence bylo přidáno 80 ml 1 molárního NaOH ke 40 ml 1 molární kyseliny šťavelové. Výpočet bude 80 ml titrantu + 40 ml analytu = konečný objem 120 ml.
Vydělte počet molů kyseliny nebo zásady původně přítomných ve vašem analytu konečným objemem. Získáte tak konečnou koncentraci konjugované kyseliny nebo zásady. Například 120 ml byl konečný objem a původně bylo přítomno 0,04 molu. Převést ml na litry a vydělte počet krtků počtem litrů: 120/1000 = 0,12 litrů; 0,04 mol / 0,12 litru = 0,333 mol na litr.
Určete Kb konjugované báze (nebo Ka, je-li to konjugovaná kyselina). Pamatujte, že konjugovaná báze je druh vytvořený, když odstraníte všechny protony z kyseliny, zatímco konjugovaná kyselina je druh vytvořený, když darujete protony zásadě. V důsledku toho bude ve 2. bodě ekvivalence diprotická kyselina (například kyselina šťavelová) zcela deprotonována a její Kb bude roven 1 x 10 ^ 14 / druhý Ka pro kyselinu šťavelovou. U báze bude Ka v druhém bodě ekvivalence rovna 1 x 10 ^ -14 / druhá Kb pro diprotickou bázi. Například kyselina šťavelová byla analyt. Jeho Ka je 5,4 x 10 ^ -5. Rozdělte 1 x 10 ^ -14 na 5,4 x 10 ^ -5: (1 x 10 ^ -14) / (5,4 x 10 ^ -5) = 1,852 x 10 ^ -10. Toto je Kb pro zcela deprotonovanou formu kyseliny šťavelové, oxalátový ion.
Vytvořte rovnovážnou konstantní rovnici v následující podobě: Kb = ([OH -] [kyselina konjugátu]) / [báze konjugátu]. Čtvercové závorky představují koncentraci.
Nahraďte x ^ 2 za dva členy nahoře v rovnici a vyřešit pro x jak je znázorněno: Kb = x ^ 2 / [konjugovaná báze]. Například koncentrace oxalátu sodného byla 0,333 mol / l a jeho Kb byl 1,852 x 10 ^ -10. Když jsou tyto hodnoty zapojeny, získá následující výpočet: 1,852 x 10 ^ -10 = x ^ 2 / 0,333. Vynásobte obě strany rovnice 0,333: 0,333 x (1,852 x 10 ^ -10) = x ^ 2; 6,167 x 10 ^ -11 = x ^ 2. Vezměte druhou odmocninu obou stran a vyřešte pro x: (6,167 x 10 ^ -11) ^ 1/2 = x. Tím se získá následující: x = 7,85 x 10 ^ -6. Jedná se o koncentraci hydroxidových iontů v roztoku.
Převeďte z koncentrace hydroxidového iontu nebo vodíkového iontu na pH. Pokud máte koncentraci vodíkových iontů, stačí převést záporný logaritmus na pH. Pokud máte koncentraci hydroxidového iontu, vezměte záporný logaritmus a poté odečtěte svou odpověď od 14, abyste zjistili pH. Nalezená koncentrace byla například 7,85 x 10 ^ -6 molů na litr hydroxidových iontů: log 7,85 x 10 ^ -6 = -5,105, tedy -log 7,85 x 10 ^ -6 = 5,105.
Odečtěte odpověď od 14. Například 14 - 5,105 = 8,90. Hodnota pH v druhém bodě ekvivalence je 8,90.
Věci, které budete potřebovat
- Tužka
- Papír
- Kalkulačka
Tipy
Tento výpočet nezohlednil autoionizaci vody, která se může stát faktorem ve velmi zředěných roztocích slabých zásad nebo kyselin. Pro tyto účely je to však dobrý odhad a druh odpovědi, kterou od tohoto druhu problému očekáváte.