Eine übliche Art von chemischen Experimenten, die als Titration bezeichnet wird, bestimmt die Konzentration einer Substanz, die in einer Lösung gelöst ist. Säure-Base-Titrationen, bei denen sich eine Säure und eine Base gegenseitig neutralisieren, sind die häufigste Art. Der Punkt, an dem die gesamte Säure oder Base im Analyten (der analysierten Lösung) neutralisiert wurde, wird als Äquivalenzpunkt bezeichnet; Abhängig von der Säure oder Base im Analyten haben einige Titrationen auch einen zweiten Äquivalenzpunkt. Sie können den pH-Wert der Lösung am zweiten Äquivalenzpunkt leicht berechnen.
Bestimmen Sie, ob im Analyten Säure oder Base vorhanden war, welche Art von Säure oder Base vorhanden war und wie viel davon vorhanden war. Wenn Sie diese Frage für eine Hausaufgabe bearbeiten, werden Ihnen die Informationen mitgeteilt. Wenn Sie hingegen gerade eine Titration im Labor durchgeführt haben, haben Sie die Informationen während der Titration gesammelt.
Denken Sie daran, dass diprotische Säuren oder Basen (Säuren/Basen, die mehr als ein Wasserstoffion abgeben oder aufnehmen können) die Art sind, die zweite Äquivalenzpunkte haben. Erinnern Sie sich auch daran, dass Ka1 die Gleichgewichtskonstante (Verhältnis von Produkten zu Reaktanten) für die erste Protonenabgabe ist, während Ka2 die Gleichgewichtskonstante für die zweite Protonenabgabe ist. Schlagen Sie den Ka2 für Ihre Säure oder Base in einem Referenztext oder einer Online-Tabelle nach (siehe Ressourcen).
Bestimmen Sie die Menge an konjugierter Säure oder Base in Ihrem Analyten. Dies entspricht der ursprünglich vorhandenen Säure- oder Basenmenge. Multiplizieren Sie die ursprüngliche Analytkonzentration mit ihrem Volumen. Angenommen, Sie beginnen mit 40 ml 1 molarer Oxalsäure. Konvertieren Sie die Konzentration in Milliliter, indem Sie durch 1000 dividieren, und multiplizieren Sie dann dieses Volumen mit seiner Konzentration. Dies gibt Ihnen die Anzahl der ursprünglich vorhandenen Mole Oxalsäure: (40/1000) x 1 = 0,04. Es sind 0,04 Mol Oxalsäure vorhanden.
Nehmen Sie das Volumen des Titriermittels (die Chemikalie, die Sie während der Titration hinzugefügt haben), um den sauren oder basischen Analyten zu neutralisieren, und geben Sie es zum ursprünglich vorhandenen Analytenvolumen hinzu. Dadurch erhalten Sie Ihr endgültiges Volumen. Angenommen, zum Erreichen der zweiten Äquivalenz werden 80 ml 1 molare NaOH zu 40 ml 1 molarer Oxalsäure gegeben. Die Berechnung lautet 80 ml Titriermittel + 40 ml Analyt = 120 ml Endvolumen.
Teilen Sie die Anzahl der ursprünglich in Ihrem Analyten vorhandenen Mole Säure oder Base durch das Endvolumen. Dadurch erhalten Sie die Endkonzentration der konjugierten Säure oder Base. Zum Beispiel waren 120 ml das Endvolumen und 0,04 Mol waren ursprünglich vorhanden. Rechne ml in Liter um und dividiere die Molzahl durch die Literzahl: 120/1000 = 0,12 Liter; 0,04 Mol/0,12 Liter = 0,333 Mol pro Liter.
Bestimmen Sie das Kb der konjugierten Base (oder das Ka, wenn es sich um eine konjugierte Säure handelt). Denken Sie daran, dass die konjugierte Base die Spezies ist, die gebildet wird, wenn Sie alle Protonen aus einer Säure entfernen, während die konjugierte Säure die Spezies ist, die gebildet wird, wenn Sie Protonen an eine Base abgeben. Folglich ist am 2. Äquivalenzpunkt die Diprotonsäure (z. B. Oxalsäure) vollständig deprotoniert und ihr Kb entspricht 1 x 10^-14/der zweiten Ka für Oxalsäure. Für eine Basis ist Ka am zweiten Äquivalenzpunkt gleich 1 x 10^-14/das zweite Kb für die diprotische Basis. Als Analyt diente beispielsweise Oxalsäure. Sein Ka ist 5,4 x 10^-5. Dividiere 1 x 10^-14 durch 5,4 x 10^-5: (1 x 10^-14)/(5,4 x 10^-5) = 1,852 x 10^-10. Dies ist das Kb für die vollständig deprotonierte Form der Oxalsäure, das Oxalat-Ion.
Stellen Sie eine Gleichgewichtskonstantengleichung in der folgenden Form auf: Kb = ([OH-][konjugierte Säure])/[konjugierte Base]. Die eckigen Klammern stehen für Konzentration.
Ersetzen Sie x^2 für die beiden Terme oben in der Gleichung und nach x auflösen wie gezeigt: Kb = x^2/[konjugierte Base]. Zum Beispiel betrug die Konzentration von Natriumoxalat 0,333 mol/l und sein Kb betrug 1,852 x 10^-10. Wenn diese Werte eingesteckt sind, ergibt sich die folgende Berechnung: 1,852 x 10^-10 = x^2/0,333. Multiplizieren Sie beide Seiten der Gleichung mit 0,333: 0,333 x (1,852 x 10^-10) = x^2; 6,167 x 10^-11 = x^2. Ziehe die Quadratwurzel beider Seiten, um nach x aufzulösen: (6,167 x 10^-11)^1/2 = x. Dies ergibt Folgendes: x = 7,85 x 10^-6. Dies ist die Konzentration von Hydroxidionen in der Lösung.
Konvertieren Sie die Konzentration von Hydroxidionen oder Wasserstoffionen in pH. Wenn Sie eine Konzentration von Wasserstoffionen haben, nehmen Sie einfach den negativen Logarithmus, um ihn in pH umzuwandeln. Wenn Sie eine Konzentration von Hydroxidionen haben, nehmen Sie das negative Log und ziehen Sie Ihre Antwort von 14 ab, um den pH-Wert zu ermitteln. Die gefundene Konzentration betrug beispielsweise 7,85 x 10^-6 Mol pro Liter Hydroxidionen: log 7,85 x 10^-6 = -5,105, also -log 7,85 x 10^-6 = 5,105.
Subtrahiere deine Antwort von 14. Zum Beispiel 14 - 5,105 = 8,90. Der pH-Wert am zweiten Äquivalenzpunkt beträgt 8,90.
Dinge, die du brauchen wirst
- Bleistift
- Papier
- Taschenrechner
Tipps
Bei dieser Berechnung wurde die Autoionisation von Wasser nicht berücksichtigt, die in sehr verdünnten Lösungen schwacher Basen oder Säuren ein Faktor werden kann. Nichtsdestotrotz ist es eine gute Schätzung für diese Zwecke und die Art der Antwort, die Sie für diese Art von Problem erwarten werden.