Neutralisation

Beispiel \(\PageIndex{1}\): Titrieren einer schwachen Säure

Angenommen, 13,00 mL einer schwachen Säure, mit einer Molarität von 0,1 M, werden mit 0,1 M NaOH titriert. Wie würden wir diese Titrationskurve zeichnen?

Lösung

Schritt 1: Zuerst müssen wir herausfinden, wo unsere Titrationskurve beginnt. Dazu finden wir den anfänglichen pH-Wert der schwachen Säure im Becherglas, bevor NaOH zugegeben wird. Dies ist der Punkt, an dem unsere Titrationskurve beginnen wird. Um den anfänglichen pH-Wert zu finden, benötigen wir zunächst die Konzentration von H3O+.

Setzen Sie eine ICE-Tabelle auf, um die Konzentration von H3O+ zu finden:

	\(HX\)	\(H_2O\)	\(H_3O^+\)	\(X^-\)
Initial	0.1M
Ändern	-xM		+xM	+xM
Gleichgewicht	(0.1-x)M		+xM	+xM

\=0.023\;M\]

Lösen Sie für pH:

\=-\log_{10}(0.023)=1,64\]

Schritt 2: Um unsere Titrationskurve genau zu zeichnen, müssen wir einen Datenpunkt zwischen dem Startpunkt und dem Äquivalenzpunkt berechnen. Dazu lösen wir den pH-Wert, wenn die Neutralisation zu 50 % abgeschlossen ist.

Lösen Sie die Mole von OH-, die in das Becherglas gegeben werden. Wir können dies tun, indem wir zunächst das Volumen von OH- finden, das der Säure bei der Halbneutralisation zugesetzt wird. 50% von 13 mL= 6.5mL

Lösen Sie mit Hilfe des Volumens und der Molarität die Molzahl (6.5 mL)(0.1M)= 0.65 mmol OH-

Nun lösen Sie die Molzahl der zu neutralisierenden Säure (10 mL)(0.1M)= 1 mmol HX

Setzen Sie eine ICE-Tabelle auf, um die Gleichgewichtskonzentrationen von HX und X zu bestimmen:

	\(HX\)	\(H_2O\)	\(H_3O^+\)	\(X^-\)
Initial	1 mmol
Zugabe Base		0.65 mmol
Änderung	-0,65 mmol	-0.65 mmol	-0.65 mmol
Gleichgewicht	0.65 mmol		0,65 mmol

Um den pH-Wert bei 50 % Neutralisation zu berechnen, verwenden Sie die Henderson-Hasselbalch-Approximation.

pH=pKa+log

pH=pKa+log

pH=pKa+log(1)

Wenn die schwache Säure zu 50% neutralisiert ist, ist also pH=pKa

Schritt 3: Lösen Sie den pH am Äquivalenzpunkt.

Die Konzentration der schwachen Säure ist bei vollständiger Neutralisation halb so hoch wie ihre ursprüngliche Konzentration 0,1M/2=.05M HX

Setzen Sie eine ICE-Tabelle auf, um die Konzentration von OH- zu bestimmen:

	\(HX\)	\(H_2O\)	\(H_3O^+\)	\(X^-\)
Initial	0.05 M
Veränderung	-x M		+x M	+x M
Gleichgewicht	0.05-x M		+x M	+x M

Kb=(x^2)M/(0.05-x)M

Da Kw=(Ka)(Kb) ist, können wir Kw/Ka anstelle von Kb einsetzen und erhalten Kw/Ka=(x^2)/(.05)

\=(2.67)(10^{-7})\]

Schritt 4: Lösen Sie den pH-Wert, nachdem ein wenig mehr NaOH über den Äquivalenzpunkt hinaus zugegeben wurde. Dies wird uns eine genaue Vorstellung davon geben, wo der pH-Wert am Endpunkt abfällt. Der Äquivalenzpunkt ist erreicht, wenn 13 mL NaOH zu der schwachen Säure hinzugefügt werden. Wir wollen den pH-Wert nach Zugabe von 14 mL ermitteln.

Lösen Sie für die Mol OH-

Lösen Sie für die Mol Säure

Erstellen Sie eine ICE-Tabelle, um die \(OH^-\) Konzentration zu bestimmen:

	\(HX\)	\(H_2O\)	\(H_3O^+\)	\(X^-\)
Anfangsmenge	1 mmol
Zugabe von Base			1.4 mmol
Veränderung	-1 mmol	-1 mmol	1 mmol
	Gleichgewicht	0 mmol	0.4 mmol	1 mmol

=\frac{0.4\;mmol}{10\;mL+14\;mL}=0.17\;M\]

\