การทดลองทางเคมีทั่วไปที่เรียกว่าการไทเทรตเป็นตัวกำหนดความเข้มข้นของสารที่ละลายในสารละลาย การไทเทรตกรด-เบส ซึ่งกรดและเบสทำให้เป็นกลางซึ่งกันและกัน เป็นประเภทที่พบได้บ่อยที่สุด จุดที่กรดหรือเบสทั้งหมดในสารที่วิเคราะห์ (สารละลายที่กำลังวิเคราะห์) ถูกทำให้เป็นกลางเรียกว่าจุดสมมูล การไทเทรตบางตัวจะมีจุดสมมูลที่สองเช่นกัน ทั้งนี้ขึ้นอยู่กับกรดหรือเบสในสารที่วิเคราะห์ คุณสามารถคำนวณค่า pH ของสารละลายที่จุดสมมูลที่สองได้อย่างง่ายดาย
ตรวจสอบว่ามีกรดหรือเบสอยู่ในสารที่วิเคราะห์ มีกรดหรือเบสชนิดใด และมีปริมาณเท่าใด หากคุณกำลังทำงานเกี่ยวกับคำถามนี้สำหรับการบ้าน ข้อมูลจะถูกส่งไปให้คุณ ในทางกลับกัน หากคุณเพิ่งทำการไทเทรตในห้องแล็บ คุณจะได้รวบรวมข้อมูลในขณะที่คุณทำการไทเทรต
โปรดจำไว้ว่ากรดหรือเบสไดโพรติก (กรด/เบสที่สามารถบริจาคหรือรับไฮโดรเจนไอออนได้มากกว่าหนึ่งชนิด) เป็นชนิดที่จะมีจุดสมมูลที่สอง โปรดจำไว้ว่า Ka1 เป็นค่าคงที่สมดุล (อัตราส่วนของผลิตภัณฑ์ต่อสารตั้งต้น) สำหรับการบริจาคโปรตอนครั้งแรก ในขณะที่ Ka2 เป็นค่าคงที่สมดุลสำหรับการบริจาคโปรตอนที่สอง ค้นหา Ka2 สำหรับกรดหรือเบสของคุณในข้อความอ้างอิงหรือตารางออนไลน์ (ดูแหล่งข้อมูล)
กำหนดปริมาณของกรดคอนจูเกตหรือเบสในสารที่วิเคราะห์ของคุณ ซึ่งจะเท่ากับปริมาณกรดหรือเบสที่มีอยู่เดิม คูณความเข้มข้นของสารวิเคราะห์ดั้งเดิมด้วยปริมาตร ตัวอย่างเช่น สมมติว่าคุณเริ่มด้วยกรดออกซาลิก 1 โมลาร์ 40 มล. แปลงความเข้มข้นเป็นมิลลิลิตรโดยหารด้วย 1000 แล้วคูณปริมาตรนี้ด้วยความเข้มข้นของมัน ซึ่งจะทำให้จำนวนโมลของกรดออกซาลิกที่มีอยู่เดิม: (40/1000) x 1= 0.04 มีกรดออกซาลิก 0.04 โมล
ใช้ปริมาตรของไทแทรนต์ (สารเคมีที่คุณเติมในระหว่างการไทเทรต) เพื่อทำให้กรดหรือเบสที่วิเคราะห์เป็นกลาง และเพิ่มลงในปริมาตรของสารที่วิเคราะห์ที่มีอยู่เดิม นี้จะให้ปริมาณสุดท้ายของคุณ ตัวอย่างเช่น สมมติว่าเพื่อให้ได้สมมูลที่สอง 80 มล. ของ 1 โมลาร์ NaOH ถูกเติมลงใน 40 มล. ของกรดออกซาลิก 1 โมลาร์ การคำนวณจะเป็นไทแทรนต์ 80 มล. + สารวิเคราะห์ 40 มล. = ปริมาตรสุดท้าย 120 มล.
หารจำนวนโมลของกรดหรือเบสที่เดิมมีอยู่ในสารที่วิเคราะห์ของคุณด้วยปริมาตรสุดท้าย สิ่งนี้จะให้ความเข้มข้นสุดท้ายของกรดคอนจูเกตหรือเบสแก่คุณ ตัวอย่างเช่น 120 มล. เป็นปริมาตรสุดท้ายและ 0.04 โมลเดิมมีอยู่ แปลงมล. เป็นลิตรและหารจำนวนโมลด้วยจำนวนลิตร: 120/1000 = 0.12 ลิตร; 0.04 โมล/0.12 ลิตร = 0.333 โมลต่อลิตร
กำหนด Kb ของฐานคอนจูเกต (หรือ Ka หากเป็นกรดคอนจูเกต) โปรดจำไว้ว่า เบสคอนจูเกตเป็นสปีชีส์ที่เกิดขึ้นเมื่อคุณเอาโปรตอนทั้งหมดออกจากกรด ในขณะที่กรดคอนจูเกตเป็นสปีชีส์ที่ก่อตัวขึ้นเมื่อคุณบริจาคโปรตอนให้กับเบส ดังนั้น ที่จุดสมมูลที่ 2 กรดไดโปรติก (เช่น กรดออกซาลิก เป็นต้น) จะถูกลดโปรตอนอย่างสมบูรณ์และ Kb ของมันจะเท่ากับ 1 x 10^-14/Ka ที่สองสำหรับกรดออกซาลิก สำหรับฐาน Ka ที่จุดสมมูลที่สองจะเท่ากับ 1 x 10^-14/Kb ที่สองสำหรับฐานสอง ตัวอย่างเช่น กรดออกซาลิกเป็นตัววิเคราะห์ Ka ของมันคือ 5.4 x 10^-5 หาร 1 x 10^-14 ด้วย 5.4 x 10^-5: (1 x 10^-14)/(5.4 x 10^-5) = 1.852 x 10^-10 นี่คือ Kb ของกรดออกซาลิกในรูปแบบที่ลดโปรตอนอย่างสมบูรณ์ นั่นคือ ออกซาเลตไอออน
ตั้งค่าสมการคงที่สมดุลในรูปแบบต่อไปนี้: Kb = ([OH-][กรดคอนจูเกต])/[ฐานคอนจูเกต] วงเล็บเหลี่ยมแสดงถึงความเข้มข้น
แทนที่ x^2 สำหรับสองพจน์ด้านบนในสมการและ แก้หา x ดังที่แสดง: Kb = x^2 / [ฐานคอนจูเกต] ตัวอย่างเช่น ความเข้มข้นของโซเดียมออกซาเลตเท่ากับ 0.333 โมล/ลิตร และ Kb ของมันคือ 1.852 x 10^-10 เมื่อเสียบค่าเหล่านี้แล้ว จะได้ผลการคำนวณต่อไปนี้ 1.852 x 10^-10 = x^2/0.333 คูณทั้งสองข้างของสมการด้วย 0.333: 0.333 x (1.852 x 10^-10) = x^2; 6.167 x 10^-11 = x^2 หารากที่สองของทั้งสองข้างเพื่อแก้หา x: (6.167 x 10^-11)^1/2 = x ผลลัพธ์ที่ได้คือ x = 7.85 x 10^-6 นี่คือความเข้มข้นของไฮดรอกไซด์ไอออนในสารละลาย
เปลี่ยนจากความเข้มข้นของไฮดรอกไซด์ไอออนหรือไฮโดรเจนไอออนเป็น pH หากคุณมีความเข้มข้นของไฮโดรเจนไอออน คุณก็แค่เอาล็อกลบเพื่อแปลงเป็น pH หากคุณมีไฮดรอกไซด์ไอออนที่มีความเข้มข้น ให้นำค่าลบแล้วลบคำตอบออกจาก 14 เพื่อหาค่า pH ตัวอย่างเช่น ความเข้มข้นที่พบคือ 7.85 x 10^-6 โมลต่อลิตรของไฮดรอกไซด์ไอออน: บันทึก 7.85 x 10^-6 = -5.105 ดังนั้น -log 7.85 x 10^-6 = 5.105
ลบคำตอบของคุณจาก 14 ตัวอย่างเช่น 14 - 5.105 = 8.90 pH ที่จุดสมมูลที่สองคือ 8.90
สิ่งที่คุณต้องการ
- ดินสอ
- กระดาษ
- เครื่องคิดเลข
เคล็ดลับ
การคำนวณนี้ไม่ได้คำนึงถึงการทำให้น้ำแตกตัวโดยอัตโนมัติ ซึ่งอาจกลายเป็นปัจจัยในการแก้ปัญหาที่เจือจางมากของเบสหรือกรดอ่อนๆ อย่างไรก็ตาม เป็นค่าประมาณที่ดีสำหรับวัตถุประสงค์เหล่านี้ และประเภทของคำตอบที่คุณคาดว่าจะได้รับสำหรับปัญหาประเภทนี้