Neutralisatie

Voorbeeld: Titreren van een zwak zuur

Voorstel dat 13,00 mL van een zwak zuur, met een molariteit van 0,1 M, getitreerd wordt met 0,1 M NaOH. Hoe zouden we deze titratiecurve tekenen?

Oplossing

Stap 1: Eerst moeten we bepalen waar onze titratiecurve begint. Daartoe bepalen we de begin-pH van het zwakke zuur in het bekerglas voordat er NaOH wordt toegevoegd. Dit is het punt waar onze titratiecurve zal beginnen. Om de begin-pH te vinden, hebben we eerst de concentratie van H3O+ nodig.

Stel een ICE-tabel op om de concentratie van H3O+ te vinden:

	(HX)	(H_2O)	(H_3O^+)	(X^-
Initieel	0.1M
Wijziging	-xM		+xM	+xM
Equilibrium	(0.1-x)M		+xM	+xM

=0,023;M]

Oplossen voor pH:

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

Stap 2: Om onze titratiecurve nauwkeurig te kunnen tekenen, moeten we een gegevenspunt berekenen tussen het beginpunt en het equivalentiepunt. Hiertoe berekenen we de pH-waarde als de neutralisatie voor 50% is voltooid.

Oplos het aantal mol OH- dat aan het bekerglas is toegevoegd. We kunnen dit doen door eerst het volume OH- te vinden dat aan het zuur is toegevoegd bij half-neutralisatie. 50% van 13 mL= 6,5mL

Gebruik het volume en de molariteit om op te lossen voor de mol (6,5 mL)(0,1M)= 0,65 mmol OH-

Nu, los op voor de mol zuur die geneutraliseerd moet worden (10 mL)(0.1M)= 1 mmol HX

Stel een ICE-tabel op om de evenwichtsconcentraties van HX en X te bepalen:

0.65 mmol

0,65 mmol

	(HX)	(H_2O)	(H_3O^+)	(X^-
Initieel	1 mmol
Toegevoegde base
Wijziging	-0,65 mmol	-0.65 mmol	-0.65 mmol
Equilibrium	0.65 mmol

Om de pH bij 50% neutralisatie te berekenen, gebruik je de Henderson-Hasselbalch-benadering.

pH=pKa+log

pH=pKa+log

pH=pKa+log(1)

Dus als het zwakke zuur voor 50% geneutraliseerd is, pH=pKa

Stap 3: Los de pH op bij het equivalentiepunt.

De concentratie van het zwakke zuur is de helft van zijn oorspronkelijke concentratie wanneer de neutralisatie is voltooid 0,1M/2=.05M HX

Stel een ICE-tabel op om de concentratie van OH- te bepalen:

	(HX)	(H_2O)	(H_3O^+)	(X^-
Initieel	0.05 M
Wijziging	-x M		+x M	+x M
Equilibrium	0.05-x M		+x M	+x M

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

Sinds Kw=(Ka)(Kb), kunnen we Kw/Ka substitueren in plaats van Kb om Kw/Ka=(x^2)/(.05)

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

Step 4: Los de pH op nadat er wat meer NaOH is toegevoegd voorbij het equivalentiepunt. Dit zal ons een nauwkeurig idee geven van waar de pH afvlakt bij het eindpunt. Het equivalentiepunt is wanneer 13 mL NaOH wordt toegevoegd aan het zwakke zuur. Laten we de pH bepalen nadat 14 mL is toegevoegd.

Oplossen voor de mol OH-

Oplos voor de mol zuur

Opstellen van een ICE-tabel om de concentratie OH^- te bepalen:

Wijziging

	(HX)	(H_2O)	(H_3O^+)	(X^-
Initieel	1 mmol
Aanvulling		1.4 mmol
-1 mmol	1 mmol
Equilibrium	0 mmol	0.4 mmol	1 mmol

{0,4 mmol}{10 mL+14 mL}=0,17 mL}]