Um tipo comum de experimento químico chamado titulação determina a concentração de uma substância dissolvida em uma solução. Titulações ácido-base, nas quais um ácido e uma base se neutralizam, são o tipo mais comum. O ponto em que todo o ácido ou base do analito (a solução sendo analisada) foi neutralizado é denominado ponto de equivalência; dependendo do ácido ou base no analito, algumas titulações também terão um segundo ponto de equivalência. Você pode calcular o pH da solução no segundo ponto de equivalência facilmente.
Determine se ácido ou base estava presente no analito, que tipo de ácido ou base estava presente e quanto dele estava presente. Se você estiver trabalhando nesta questão para uma tarefa de casa, as informações serão fornecidas a você. Se, por outro lado, você acabou de fazer uma titulação no laboratório, terá coletado as informações conforme fez a titulação.
Lembre-se de que os ácidos ou bases dipróticos (ácidos / bases que podem doar ou aceitar mais de um íon de hidrogênio) são os que terão segundos pontos de equivalência. Lembre-se também que Ka1 é a constante de equilíbrio (razão de produtos para reagentes) para a primeira doação de prótons, enquanto Ka2 é a constante de equilíbrio para a segunda doação de prótons. Procure o Ka2 para seu ácido ou base em um texto de referência ou tabela online (consulte Recursos).
Determine a quantidade de ácido ou base conjugado em seu analito. Isso será equivalente à quantidade de ácido ou base originalmente presente. Multiplique a concentração original do analito pelo seu volume. Por exemplo, suponha que você comece com 40 mL de ácido oxálico 1 molar. Converta a concentração em mililitros dividindo por 1000 e, em seguida, multiplique esse volume pela concentração. Isso lhe dará o número de moles de ácido oxálico originalmente presente: (40/1000) x 1 = 0,04. Existem 0,04 moles de ácido oxálico presente.
Pegue o volume do titulante (o produto químico adicionado durante a titulação) para neutralizar o analito ácido ou básico e adicione-o ao volume do analito originalmente presente. Isso lhe dará seu volume final. Por exemplo, suponha que para atingir a segunda equivalência, 80 mL de NaOH 1 molar foram adicionados a 40 mL de ácido oxálico 1 molar. O cálculo será 80 mL de titulante + 40 mL de analito = 120 mL de volume final.
Divida o número de moles de ácido ou base originalmente presente em seu analito pelo volume final. Isso lhe dará a concentração final de ácido ou base conjugado. Por exemplo, 120 mL foi o volume final e 0,04 moles estavam originalmente presentes. Converta mL em litros e divida o número de moles pelo número de litros: 120/1000 = 0,12 litros; 0,04 moles / 0,12 litros = 0,333 moles por litro.
Determine o Kb da base conjugada (ou o Ka se for um ácido conjugado). Lembre-se de que a base conjugada é a espécie formada quando você remove todos os prótons de um ácido, enquanto o ácido conjugado é a espécie formada quando você doa prótons para uma base. Consequentemente, no 2º ponto de equivalência, o ácido diprótico (ácido oxálico, por exemplo) terá sido completamente desprotonado e seu Kb será igual a 1 x 10 ^ -14 / o segundo Ka para o ácido oxálico. Para uma base, o Ka no segundo ponto de equivalência será igual a 1 x 10 ^ -14 / o segundo Kb para a base diprótica. Por exemplo, o ácido oxálico foi o analito. Seu Ka é 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 é o Kb para a forma completamente desprotonada do ácido oxálico, o íon oxalato.
Configure uma equação de constante de equilíbrio na seguinte forma: Kb = ([OH -] [ácido conjugado]) / [base conjugada]. Os colchetes representam a concentração.
Substitua x ^ 2 para os dois termos no topo da equação e resolver para x como mostrado: Kb = x ^ 2 / [base conjugada]. Por exemplo, a concentração de oxalato de sódio foi de 0,333 moles / L e seu Kb foi de 1,852 x 10 ^ -10. Quando esses valores são inseridos, resulta o seguinte cálculo: 1,852 x 10 ^ -10 = x ^ 2 / 0,333. Multiplique ambos os lados da equação por 0,333: 0,333 x (1,852 x 10 ^ -10) = x ^ 2; 6,167 x 10 ^ -11 = x ^ 2. Tire a raiz quadrada de ambos os lados para resolver para x: (6,167 x 10 ^ -11) ^ 1/2 = x. Isso resulta no seguinte: x = 7,85 x 10 ^ -6. Esta é a concentração de íons hidróxido na solução.
Converter de concentração de íon hidróxido ou íon hidrogênio em pH. Se você tem concentração de íon hidrogênio, basta pegar o log negativo para converter para pH. Se você tem concentração de íon hidróxido, pegue o log negativo e subtraia sua resposta de 14 para encontrar o pH. Por exemplo, a concentração encontrada foi de 7,85 x 10 ^ -6 moles por litro de íons hidróxido: log 7,85 x 10 ^ -6 = -5,105, portanto, -log 7,85 x 10 ^ -6 = 5,105.
Subtraia sua resposta de 14. Por exemplo, 14 - 5,105 = 8,90. O pH no segundo ponto de equivalência é 8,90.
Coisas que você precisa
- Lápis
- Papel
- Calculadora
Pontas
Este cálculo não levou em consideração a autoionização da água, que pode se tornar um fator em soluções muito diluídas de bases fracas ou ácidos. No entanto, é uma boa estimativa para esses fins e o tipo de resposta que se espera que você dê para esse tipo de problema.