Parasts ķīmijas eksperimenta veids, ko sauc par titrēšanu, nosaka šķīdumā izšķīdinātas vielas koncentrāciju. Skābju un sārmu titrēšana, kurā skābe un bāze neitralizē viens otru, ir visizplatītākais veids. Punktu, kurā visa analizējamā skābe vai bāze (analizējamais šķīdums) ir neitralizēta, sauc par ekvivalences punktu; atkarībā no skābes vai bāzes analizējamā vielā, dažām titrēšanas reizēm būs arī otrs ekvivalences punkts. Jūs viegli varat aprēķināt šķīduma pH līmeni otrajā ekvivalences punktā.
Nosakiet, vai analizējamā vielā bija skābe vai bāze, kāda veida skābe vai bāze un cik daudz no tā bija. Ja jūs strādājat pie šī jautājuma mājasdarba veikšanai, informācija tiks sniegta jums. Ja jūs tikko laboratorijā esat veicis titrēšanu, tad, veicot titrēšanu, būsiet savācis informāciju.
Atcerieties, ka diprotiskās skābes vai bāzes (skābes / bāzes, kas var ziedot vai pieņemt vairāk nekā vienu ūdeņraža jonu) ir tādas, kurām būs otrie ekvivalences punkti. Atgādinām arī to, ka Ka1 ir līdzsvara konstante (produktu un reaģentu attiecība) pirmajam protonu ziedojumam, savukārt Ka2 ir līdzsvara konstante otrajam protonu ziedojumam. Uzmeklējiet savas skābes vai bāzes Ka2 atsauces tekstā vai tiešsaistes tabulā (skatiet resursus).
Nosakiet analītē konjugāta skābes vai bāzes daudzumu. Tas būs līdzvērtīgs sākotnēji esošās skābes vai bāzes daudzumam. Reiziniet sākotnējās analizējamās vielas koncentrāciju ar tās tilpumu. Piemēram, pieņemsim, ka sākat ar 40 ml 1 molārā skābeņskābes. Konvertējiet koncentrāciju mililitros, dalot ar 1000, pēc tam reiziniet šo tilpumu ar tā koncentrāciju. Tādējādi tiks iegūts sākotnēji esošā skābeņskābes molu skaits: (40/1000) x 1 = 0,04. Klāt ir 0,04 mol skābeņskābes.
Paņemiet titranta (ķīmiskās vielas, ko pievienojāt titrēšanas laikā) tilpumu, lai neitralizētu skābes vai bāzes analizējamo vielu, un pievienojiet to sākotnēji esošās analizējamās vielas tilpumam. Tas jums sniegs jūsu galīgo apjomu. Piemēram, pieņemsim, ka, lai sasniegtu otro ekvivalenci, 40 ml 1 molārā skābeņskābes tika pievienoti 80 ml 1 molārā NaOH. Aprēķins būs 80 ml titranta + 40 ml analīta = 120 ml galīgais tilpums.
Sadaliet skābes vai bāzes molu skaitu, kas sākotnēji atrodas jūsu analizējamajā vielā, ar galīgo tilpumu. Tas jums dos galīgo konjugāta skābes vai bāzes koncentrāciju. Piemēram, galīgais tilpums bija 120 ml, un sākotnēji bija 0,04 moli. Konvertējiet ml uz litriem un daliet molu skaitu ar litru skaitu: 120/1000 = 0,12 litri; 0,04 moli / 0,12 litri = 0,333 moli uz litru.
Nosakiet konjugētās bāzes Kb (vai Ka, ja tā ir konjugāta skābe). Atcerieties, ka konjugāta bāze ir suga, kas veidojas, noņemot visus skābes protonus, bet konjugāta skābe ir tā, kas veidojas, ziedojot protonus bāzei. Līdz ar to 2. ekvivalences punktā diprotiskā skābe (piemēram, skābeņskābe) būs pilnībā deprotonēta, un tās Kb būs vienāds ar 1 x 10 ^ -14 / otrais Ka skābeņskābei. Bāzei Ka otrajā ekvivalences punktā diprotiskajai bāzei būs vienāda ar 1 x 10 ^ -14 / otro Kb. Piemēram, skābeņskābe bija analīts. Tā Ka ir 5,4 x 10 ^ -5. Sadaliet 1 x 10 ^ -14 ar 5,4 x 10 ^ -5: (1 x 10 ^ -14) / (5,4 x 10 ^ -5) = 1,852 x 10 ^ -10. Tas ir Kb skābeņskābes pilnīgi deprotonētajai formai - oksalāta jonam.
Iestatiet līdzsvara konstantes vienādojumu šādā formā: Kb = ([OH -] [konjugāta skābe]) / [konjugāta bāze]. Kvadrātveida bikšturi atspoguļo koncentrāciju.
Diviem vienādojuma augšdaļā esošajiem terminiem un atrisināt par x kā parādīts: Kb = x ^ 2 / [konjugāta bāze]. Piemēram, nātrija oksalāta koncentrācija bija 0,333 mol / l, un tā Kb bija 1,852 x 10 ^ -10. Kad šīs vērtības ir pievienotas, iegūst šādu aprēķinu: 1,852 x 10 ^ -10 = x ^ 2 / 0,333. Reiziniet abas vienādojuma puses ar 0,333: 0,333 x (1,852 x 10 ^ -10) = x ^ 2; 6,167 x 10 ^ -11 = x ^ 2. Paņemiet kvadrātsakni no abām pusēm, lai atrisinātu x: (6.167 x 10 ^ -11) ^ 1/2 = x. Tādējādi iegūst: x = 7,85 x 10 ^ -6. Šī ir hidroksīda jonu koncentrācija šķīdumā.
Pārvērst no hidroksīda jonu vai ūdeņraža jonu koncentrācijas uz pH. Ja jums ir ūdeņraža jonu koncentrācija, jūs vienkārši ņemat negatīvo logu, lai pārvērstu par pH. Ja jums ir hidroksīda jonu koncentrācija, ņemiet negatīvo log, pēc tam atņemiet atbildi no 14, lai atrastu pH. Piemēram, konstatētā koncentrācija bija 7,85 x 10 ^ -6 moli uz litru hidroksīda jonu: log 7,85 x 10 ^ -6 = -5,105, tāpēc -log 7,85 x 10 ^ -6 = 5,105.
Atņemiet atbildi no 14. Piemēram, 14 - 5,105 = 8,90. PH otrajā ekvivalences punktā ir 8,90.
Jums nepieciešamās lietas
- Zīmulis
- Papīrs
- Kalkulators
Padomi
Šajā aprēķinā netika ņemta vērā ūdens autoionizācija, kas var kļūt par faktoru ļoti atšķaidītos vāju bāzu vai skābju šķīdumos. Tomēr tas ir labs aprēķins šiem mērķiem un atbildes veids, ko jūs sagaidīsit sniedzot šāda veida problēmai.