Un tipo común de experimento químico llamado titulación determina la concentración de una sustancia disuelta en una solución. Las valoraciones ácido-base, en las que un ácido y una base se neutralizan entre sí, son el tipo más común. El punto en el que todo el ácido o la base del analito (la solución que se analiza) se ha neutralizado se denomina punto de equivalencia; dependiendo del ácido o la base del analito, algunas valoraciones también tendrán un segundo punto de equivalencia. Puede calcular el pH de la solución en el segundo punto de equivalencia fácilmente.
Determine si había ácido o base en el analito, qué tipo de ácido o base estaba presente y qué cantidad estaba presente. Si está trabajando en esta pregunta para una tarea, se le proporcionará la información. Si, por el contrario, acaba de realizar una titulación en el laboratorio, habrá recopilado la información a medida que realizó la titulación.
Recuerde que los ácidos o bases dipróticos (ácidos / bases que pueden donar o aceptar más de un ion hidrógeno) son los que tendrán segundos puntos de equivalencia. Recuerde también que Ka1 es la constante de equilibrio (relación de productos a reactivos) para la primera donación de protones, mientras que Ka2 es la constante de equilibrio para la segunda donación de protones. Busque el Ka2 para su ácido o base en un texto de referencia o una tabla en línea (ver Recursos).
Determine la cantidad de ácido o base conjugado en su analito. Esto será equivalente a la cantidad de ácido o base presente originalmente. Multiplique la concentración de analito original por su volumen. Por ejemplo, suponga que comienza con 40 ml de ácido oxálico 1 molar. Convierta la concentración a mililitros dividiéndola por 1000, luego multiplique este volumen por su concentración. Esto le dará la cantidad de moles de ácido oxálico originalmente presentes: (40/1000) x 1 = 0.04. Hay 0,04 moles de ácido oxálico presentes.
Tome el volumen de titulante (el producto químico que agregó durante la titulación) para neutralizar el analito ácido o base y agréguelo al volumen de analito originalmente presente. Esto le dará su volumen final. Por ejemplo, suponga que para alcanzar la segunda equivalencia, se añaden 80 ml de NaOH 1 molar a 40 ml de ácido oxálico 1 molar. El cálculo será de 80 ml de titulante + 40 ml de analito = 120 ml de volumen final.
Divida el número de moles de ácido o base originalmente presentes en su analito por el volumen final. Esto le dará la concentración final de ácido o base conjugado. Por ejemplo, 120 ml era el volumen final y originalmente estaban presentes 0,04 moles. Convierta mL a litros y divida el número de moles por el número de litros: 120/1000 = 0,12 litros; 0.04 moles / 0.12 litros = 0.333 moles por litro.
Determine el Kb de la base conjugada (o el Ka si es un ácido conjugado). Recuerde que la base conjugada es la especie que se forma cuando elimina todos los protones de un ácido, mientras que el ácido conjugado es la especie que se forma cuando dona protones a una base. En consecuencia, en el 2º punto de equivalencia, el ácido diprótico (ácido oxálico, por ejemplo) habrá sido completamente desprotonado y su Kb será igual a 1 x 10 ^ -14 / el segundo Ka para el ácido oxálico. Para una base, el Ka en el segundo punto de equivalencia será igual a 1 x 10 ^ -14 / el segundo Kb para la base diprótica. Por ejemplo, el ácido oxálico fue el analito. Su Ka es 5,4 x 10 ^ -5. Divida 1 x 10 ^ -14 por 5.4 x 10 ^ -5: (1 x 10 ^ -14) / (5.4 x 10 ^ -5) = 1.852 x 10 ^ -10. Este es el Kb para la forma completamente desprotonada de ácido oxálico, el ión oxalato.
Establezca una ecuación constante de equilibrio en la siguiente forma: Kb = ([OH -] [ácido conjugado]) / [base conjugada]. Los corchetes representan concentración.
Sustituye x ^ 2 por los dos términos en la parte superior de la ecuación y solución para x como se muestra: Kb = x ^ 2 / [base conjugada]. Por ejemplo, la concentración de oxalato de sodio fue de 0.333 moles / L y su Kb fue de 1.852 x 10 ^ -10. Cuando se conectan estos valores, se obtiene el siguiente cálculo: 1.852 x 10 ^ -10 = x ^ 2 / 0.333. Multiplica ambos lados de la ecuación por 0.333: 0.333 x (1.852 x 10 ^ -10) = x ^ 2; 6.167 x 10 ^ -11 = x ^ 2. Saca la raíz cuadrada de ambos lados para resolver x: (6.167 x 10 ^ -11) ^ 1/2 = x. Esto produce lo siguiente: x = 7,85 x 10 ^ -6. Esta es la concentración de iones de hidróxido en la solución.
Convertir de concentración de ion hidróxido o ion hidrógeno a pH. Si tiene una concentración de iones de hidrógeno, simplemente tome el logaritmo negativo para convertirlo a pH. Si tiene una concentración de iones de hidróxido, tome el logaritmo negativo y luego reste su respuesta de 14 para encontrar el pH. Por ejemplo, la concentración encontrada fue de 7.85 x 10 ^ -6 moles por litro de iones hidróxido: log 7.85 x 10 ^ -6 = -5.105, por lo tanto, -log 7.85 x 10 ^ -6 = 5.105.
Resta tu respuesta de 14. Por ejemplo, 14 - 5.105 = 8.90. El pH en el segundo punto de equivalencia es 8,90.
Cosas que necesitará
- Lápiz
- Papel
- Calculadora
Consejos
Este cálculo no tuvo en cuenta la autoionización del agua, que puede convertirse en un factor en soluciones muy diluidas de bases débiles o ácidos. No obstante, es una buena estimación para estos fines y el tipo de respuesta que se espera que dé para este tipo de problema.