Een titratie is een scheikundig experiment waarbij je de ene stof in de andere druppelt - "titreert" - met behulp van een glazen buis (buret) en een beker. Bij een zuur-base-titratie titreer je een base in een zuur totdat het zijn "equivalentiepunt" of een neutrale oplossing met een pH van 7 bereikt. Voordat dit gebeurt, is de oplossing in uw beker een "bufferoplossing", een die bestand is tegen pH-veranderingen wanneer u kleine hoeveelheden zuur toevoegt. U kunt de mate waarin uw zuur dissocieert - en dus de pH van de oplossing verandert - weergeven met behulp van de "pKa" -waarde, en u kunt deze waarde berekenen met behulp van gegevens van uw titratie-experiment.
Kies een punt op uw titratiecurve vóór het equivalentiepunt en noteer de pH, de verticale coördinaat van de curve. Stel bijvoorbeeld dat u een oplossing analyseert op een punt waarop de pH 5,3 is.
Bepaal de verhouding van het zuur tot zijn geconjugeerde base op dit punt, rekening houdend met het volume dat u moet toevoegen om het equivalentiepunt te bereiken. Stel dat u 40 ml moet toevoegen om het equivalentiepunt te bereiken. Als je op het moment dat de pH 5,3 is, 10 ml hebt toegevoegd, betekent dit dat je een kwart van de weg naar het equivalentiepunt hebt bereikt. Met andere woorden, driekwart van het zuur moet nog worden geneutraliseerd en de geconjugeerde base van het zuur vormt op dit moment een kwart van de oplossing.
Vul uw waarden in de Henderson-Hasselbalch-vergelijking, pH = pKa + log ([A-]/[HA]), waarbij [A-] de concentratie van de geconjugeerde base is en [HA] de concentratie van het geconjugeerde zuur. Houd er rekening mee dat aangezien u de pH hebt gemeten als een functie van het volume van de titrant, u alleen de verhouding van geconjugeerde base tot zuur hoeft te kennen. Op het moment dat de voorbeeldoplossing een pH van 5,3 had, was dit (1/4)/(3/4) of 1/3: 5,3 = pKa + log (1/3) = pKa + -.48; dus 5,3 + 0,48 = pKa + -0,48 + 0,48, of pKa = 5,78.