Beräkna pH för neutraliserade lösningar

Vid ekvivalenspunkten har du att c(Ac-)=0,0250 M. Som bekant kommer en del av acetatjonerna att reagera igen med vattnet och bilda koncentrationen x mol/dm3 av HAc, samtidigt som koncentrationen av OH- blir lika stor. Koncentrationen av acetatjoner minskar till 0,0250 M - x.

$K_b=\frac {[HAc][OH^-]}{[Ac^-]}=\frac {x^2}{0,025-x}$

När du har bestämt värdet på x vet du koncentrationen av hydroxidjoner i lösningen. Från det kan du bestämma koncentrationen vätejoner och således pH-värdet vid ekvivalenspunkten.

Teraeagle skrev:

Vid ekvivalenspunkten har du att c(Ac-)=0,0250 M. Som bekant kommer en del av acetatjonerna att reagera igen med vattnet och bilda koncentrationen x mol/dm3 av HAc, samtidigt som koncentrationen av OH- blir lika stor. Koncentrationen av acetatjoner minskar till 0,0250 M - x.

$K_b=\frac {[HAc][OH^-]}{[Ac^-]}=\frac {x^2}{0,025-x}$

När du har bestämt värdet på x vet du koncentrationen av hydroxidjoner i lösningen. Från det kan du bestämma koncentrationen vätejoner och således pH-värdet vid ekvivalenspunkten.

 Tack för din förklaring, det är mycket klarare nu! Jag får pH ca 8,58 vilket stämmer överens med användningen av fenolftalein (omslagsintervall: 8,2 - 10,0) och som facit säger är rätt svar. Detta fick jag dock genom att försumma x:et i nämnaren, alltså från 0,0250 - x (då det troligen handlade om ett mycket litet värde, som visade sig vara ca 3,77 x 10^-6) och genom att hämta baskonstanten för Ac- från en tabell. Det är väl så man ska göra, va? 

Sedan förstår jag inte varför det inte kan användas tymolblått som har omslagsintervall: 8,2 - 9,8 som pH indikator?

Japp, så ska man göra.

Valet av indikator beror i praktiken på fler saker än omslagsintervallet. Kanske är fenolftalein billigare att köpa in eller så är det den enda lämpliga indikatorn som finns i labbet. Rent kemiskt sett är även tymolblått en ganska bra indikator i det här fallet.

Teraeagle skrev:

Japp, så ska man göra.

Valet av indikator beror i praktiken på fler saker än omslagsintervallet. Kanske är fenolftalein billigare att köpa in eller så är det den enda lämpliga indikatorn som finns i labbet. Rent kemiskt sett är även tymolblått en ganska bra indikator i det här fallet.

 Ok, tack så mycket! Men om det istället var syrans -ättiksyrans- ursprungliga pH som jag skulle beräkna, hur skulle jag gå tillväga?

Jag vet ju att det, vid halvtiterpunkten, är $\left[A{c}^{-}\right]$ lika med halva $\left[HAc\right]\to \frac{0,0250}{2}M=0,0125 M$

Med det kan jag ta reda på $\left[H_3{O}^{+}\right]$:

$\frac{\left[A{c}^{-}\right]}{\left[HAc\right]}=1$ alltså $\frac{0,0125\hspace{0.17em}M}{0,0125 M}=1$

Och då när syrakonstanten tecknas kan man göra så:

$K_{a, HAc}=\left[H_3{O}^{+}\right]·\frac{\left[A{c}^{-}\right]}{\left[HAc\right]}=\left[H_3{O}^{+}\right]$    dvs.    $K_{a, HAc}=\left[H_3{O}^{+}\right]$

Och vi har ju att $K_{a, HAc}=1,7·{10}^{-5} M$

Så det betyder att det, vid halvtiterpunkten, är $\left[H_3{O}^{+}\right]=1,7·{10}^{-5} M$

Och $pH=-\log \left[H_3{O}^{+}\right] =-\log (1,7·{10}^{-5}) \approx 4,77$ vid halvtiterpunkten.

Jag har nu även $\left[KOH\right]$ samt $V\left(KOH\right)$ och $V\left(HAc\right)$

Är jag på rätt väg? Hur ska jag göra för att ta reda på den ursprungliga pH-värdet av ättiksyran? Jag lyckas inte "se" mer än detta för tillfället.

Edit: Tror att jag var ute och cyklade förut. Ska det vara så istället?

Molförhållandet i ättiksyrans reaktion med vatten är 1:1, alltså n(HAc)=n$\left(H_3{O}^{+}\right)$

$HAc + H_{2}O \leftrightarrow A{c}^{-} + H_3{O}^{+}$

Så om jag bara beräknar n(HAc) har jag oxoniumjonkoncentrationen med vilken jag kan beräkna pH-värdet?? Kan det vara så enkelt?

Det stämmer att pH är ca 4,77 vid halvtitrerpunkten. Notera att detta även är pKa för ättiksyra, vilket du hade kunnat konstatera på ett enklare och snabbare sätt med buffertformeln. Vid halvtitrerpunkten gäller alltid att pH=pKa.

Du känner ju till att det fanns 0,025 M ättiksyra från början. Om koncentrationen av oxoniumjoner ökar med x måste acetatjonernas koncentration också öka till x, samtidigt som syraformens koncentration minskar till 0,025-x. 

$K_a=\frac {x^2}{0,025-x}$

Bestäm x, dvs oxoniumjonernas koncentration. Från det kan du beräkna pH i syralösningen innan titreringen hade påbörjats.

Teraeagle skrev:

Det stämmer att pH är ca 4,77 vid halvtitrerpunkten. Notera att detta även är pKa för ättiksyra, vilket du hade kunnat konstatera på ett enklare och snabbare sätt med buffertformeln. Vid halvtitrerpunkten gäller alltid att pH=pKa.

Du känner ju till att det fanns 0,025 M ättiksyra från början. Om koncentrationen av oxoniumjoner ökar med x måste acetatjonernas koncentration också öka till x, samtidigt som syraformens koncentration minskar till 0,025-x. 

$K_a=\frac {x^2}{0,025-x}$

Bestäm x, dvs oxoniumjonernas koncentration. Från det kan du beräkna pH i syralösningen innan titreringen hade påbörjats.

 Tack så hemskt mycket! Det är så självklart nu efter att du har skrivit det.

Men då hade jag inte någon användning för halvtiterpunkten eller pKa eller något sådant?

Inte för att beräkna ursprungliga pH-värdet, nej. 

Halvtitrerpunkten är egentligen bara intressant eftersom det är där som buffertverkan är som störst. Det kan du se på titrerkurvan eftersom den är som flackast där och pH ökar väldigt lite vid tillsats av bas. Om man ska göra en bra buffert ärdet alltså bra att välja en syra som har pKa runt det pH-värde man vill att bufferten ska ha.

Teraeagle skrev:

Inte för att beräkna ursprungliga pH-värdet, nej. 

Halvtitrerpunkten är egentligen bara intressant eftersom det är där som buffertverkan är som störst. Det kan du se på titrerkurvan eftersom den är som flackast där och pH ökar väldigt lite vid tillsats av bas. Om man ska göra en bra buffert ärdet alltså bra att välja en syra som har pKa runt det pH-värde man vill att bufferten ska ha.

Du har förklarat det precis så jag förstår, tack så jätte mycket! :)