Un tip comun de experiment chimic numit titrare determină concentrația unei substanțe dizolvate într-o soluție. Titrările acido-bazice, în care un acid și o bază se neutralizează reciproc, sunt cele mai frecvente. Punctul în care a fost neutralizat tot acidul sau baza din analit (soluția analizată) se numește punctul de echivalență; în funcție de acid sau bază din analit, unele titrări vor avea și un al doilea punct de echivalență. Puteți calcula pH-ul soluției la al doilea punct de echivalență cu ușurință.
Determinați dacă acidul sau baza a fost prezent în analit, ce fel de acid sau bază a fost prezent și cât de mult din acesta a fost prezent. Dacă lucrați la această întrebare pentru o sarcină pentru teme, informațiile vi se vor oferi. Dacă, pe de altă parte, tocmai ați făcut o titrare în laborator, veți fi colectat informațiile pe măsură ce ați efectuat titrarea.
Amintiți-vă că acizii sau bazele diprotice (acizi / baze care pot dona sau accepta mai mult de un ion hidrogen) sunt genul care va avea al doilea punct de echivalență. Reamintim, de asemenea, că Ka1 este constanta de echilibru (raportul dintre produse și reactanți) pentru prima donare de protoni, în timp ce Ka2 este constanta de echilibru pentru a doua donație de protoni. Căutați Ka2 pentru acidul sau baza dvs. într-un text de referință sau într-un tabel online (consultați Resurse).
Determinați cantitatea de acid conjugat sau bază din analitul dvs. Aceasta va fi echivalentă cu cantitatea de acid sau bază prezentă inițial. Înmulțiți concentrația originală de analit cu volumul său. De exemplu, să presupunem că începeți cu 40 ml de acid oxalic 1 molar. Convertiți concentrația în mililitri împărțind la 1000, apoi înmulțiți acest volum cu concentrația sa. Acest lucru vă va oferi numărul de moli de acid oxalic prezent inițial: (40/1000) x 1 = 0,04. Există 0,04 moli de acid oxalic prezent.
Luați volumul de titrant (substanța chimică pe care ați adăugat-o în timpul titrării) pentru a neutraliza acidul sau analitul bazic și adăugați-l la volumul de analit prezent inițial. Acest lucru vă va oferi volumul final. De exemplu, să presupunem că pentru a atinge a doua echivalență, s-au adăugat 80 ml de NaOH 1 molar la 40 ml de acid oxalic 1 molar. Calculul va fi 80 ml titrant + 40 ml analit = 120 ml volum final.
Împărțiți numărul de moli de acid sau bază prezent inițial în analitul dvs. la volumul final. Acest lucru vă va oferi concentrația finală de acid conjugat sau bază. De exemplu, 120 ml a fost volumul final și 0,04 moli au fost inițial prezenți. Convertiți mL în litri și împărțiți numărul de aluniți la numărul de litri: 120/1000 = 0,12 litri; 0,04 moli / 0,12 litri = 0,333 moli pe litru.
Determinați Kb a bazei conjugate (sau Ka dacă este un acid conjugat). Amintiți-vă că baza conjugată este specia formată atunci când eliminați toți protonii dintr-un acid, în timp ce acidul conjugat este specia formată atunci când donați protoni la o bază. În consecință, la al 2-lea punct de echivalență, acidul diprotic (acid oxalic, de exemplu) va fi complet deprotonat și Kb-ul său va fi egal cu 1 x 10 ^ -14 / al doilea Ka pentru acidul oxalic. Pentru o bază, Ka la al doilea punct de echivalență va fi egal cu 1 x 10 ^ -14 / al doilea Kb pentru baza diprotică. De exemplu, acidul oxalic a fost analitul. Ka-ul său este de 5,4 x 10 ^ -5. Împarte 1 x 10 ^ -14 la 5,4 x 10 ^ -5: (1 x 10 ^ -14) / (5,4 x 10 ^ -5) = 1,852 x 10 ^ -10. Acesta este Kb pentru forma complet deprotonată a acidului oxalic, ionul oxalat.
Configurați o ecuație constantă de echilibru sub următoarea formă: Kb = ([OH -] [acid conjugat]) / [bază conjugată]. Bretele pătrate reprezintă concentrarea.
Înlocuiți x ^ 2 cu cei doi termeni din partea de sus în ecuație și rezolvați pentru x așa cum se arată: Kb = x ^ 2 / [bază conjugată]. De exemplu, concentrația de oxalat de sodiu a fost de 0,333 moli / L, iar Kb a fost de 1,852 x 10 ^ -10. Când aceste valori sunt conectate, se obține următorul calcul: 1,852 x 10 ^ -10 = x ^ 2 / 0,333. Înmulțiți ambele părți ale ecuației cu 0,333: 0,333 x (1,852 x 10 ^ -10) = x ^ 2; 6.167 x 10 ^ -11 = x ^ 2. Luați rădăcina pătrată a ambelor părți pentru a rezolva pentru x: (6.167 x 10 ^ -11) ^ 1/2 = x. Aceasta produce următoarele: x = 7,85 x 10 ^ -6. Aceasta este concentrația de ioni hidroxid în soluție.
Se transformă din concentrația ionului hidroxid sau a ionului hidrogen la pH. Dacă aveți concentrație de ion hidrogen, luați doar jurnalul negativ pentru a converti la pH. Dacă aveți concentrație de ion hidroxid, luați jurnalul negativ, apoi scădeți răspunsul din 14 pentru a găsi pH-ul. De exemplu, concentrația găsită a fost de 7,85 x 10 ^ -6 moli pe litru de ioni hidroxid: log 7,85 x 10 ^ -6 = -5,105, prin urmare, -log 7,85 x 10 ^ -6 = 5,105.
Scoateți răspunsul din 14. De exemplu, 14 - 5,105 = 8,90. PH-ul la al doilea punct de echivalență este 8,90.
Lucruri de care ai nevoie
- Creion
- Hârtie
- Calculator
sfaturi
Acest calcul nu a luat în considerare autoionizarea apei, care poate deveni un factor în soluțiile foarte diluate de baze slabe sau acizi. Cu toate acestea, este o estimare bună pentru aceste scopuri și tipul de răspuns pe care vi se va aștepta să îl dați pentru acest tip de problemă.