Titrering av ättiksyra och natriumhydroxid

Hej! Har prov på syra-bas jämvikter och titreringar nästa vecka, och stötte på en uppgift som tyvärr inte har något facit, och min lösning känns väldigt orimlig.

Fråga: 50 mL av 0.1M HAc titreras med en lösning av 0.15M NaOH. Ka = 1.8x10^-5a) Vad blir pH efter 25ml NaOH tillsats?

A)
$n_{H A c} = C V = 0.1 \times \frac{50}{1000} = 0.005 m o l H A c n_{N a O H} = C V = 0.15 \times \frac{25}{1000} = 0.00375 m o l N a O H$

$H A c + O H^{-} \to A c^{-} + H_{2} O$

HAc finns ju då i överskott, och efter tillsats av NaOH återstår

$0.005 - 0.00375 = 0.00125 m o l H A c$ .

$[H A c] = \frac{0.00125}{V_{t o t}} = \frac{0.00125}{0.075} = 0.0167 M$

Överskottet av HAc tänker jag dissocierar enligt $H A c ⇋ A c^{-} + H^{+}$

$K_{a} = \frac{[H^{+}] [A c^{-}]}{[H A c]} = \frac{x^{2}}{[H A c] - x} \to 1.8 \times 10^{- 5} = \frac{x^{2}}{0.0167 - x} \to X = 5.4 \times 10^{- 4}$

Eftersom att X motsvarar koncentrationen av H⁺ bör väll pH bli $- \log_{10} (5.4 \times 10^{- 4}) = 3.267$ .

Min lösning känns fullständigt orimligt. Ställer man upp ett ICE-table för $H A c + H_{2} O ⇋ A c^{-} + H_{3} O^{+}$ innan någon NaOH tillsats, så blir koncentrationen H₃O = 0.00134, och syralösningens pH=2.8.
Tillsats av en stark bas bör ju påverka pH mycket mer än detta.

Tänker samtidigt att $A c^{-} + H_{2} O ⇋ H A c + O H^{-}$ , och på så sätt att man ska räkna ut det hela genom $K_{b} = \frac{K_{w}}{K_{a}}$ ?

Hur bör jag göra?

Insåg att detta egentligen bildar en buffert? och att mitt ovanstående resonemang blir fel så fort jag börjar räkna på K_a-värdet.

Skulle någon kunna kontrollera detta istället

$n_{C H_{3} C O O H} = 0.005 m o l (f r å n t i d i g a r e s v a r) n_{O H^{-}} = 0.00375 m o l (f r å n t i d i g a r e s v a r)$

$C H_{3} C O O H + O H^{-} \to C H_{3} C O O^{-} + H_{2} O$

$C H_{3} C O O H f i n n s i ö v e r s k o t t m e d 0.005 - 0.00375 = 0.00125 m o l$ .
$0.00375 m o l a v O H^{-} r e a g e r a r \to 0.00375 m o l C H_{3} C O O^{-}$

CH₃COO^-och CH₃COOH är ju syra/bas par och bildar en buffert.

$[C H_{3} C O O H] = \frac{0.00125}{(50 + 25) 10^{- 3}} = 0.016 M [C H_{3} C O O^{-}] = \frac{0.00375}{(50 + 25) 10^{- 3}} = 0.05 M$

$p H = p K a + \log (\frac{[A^{-}]}{[H A]}) \to - \log (1.8 \times 10^{- 5}) + \log (\frac{0.05}{0.016}) \approx 5.23$

Svar: pH=5.23

Bägge metoderna fungerar, felet du gjorde i första inlägget ser du här:

Du antar att koncentrationerna av H+ och Ac- är lika stora och lika med x. Fast du har ju en "startkoncentration" av Ac- motsvarande 0,05 M likt beräkningen i andra inlägget. Om du korrigerar för detta bör du få samma svar som i andra inlägget.

Teraeagle skrev:
Bägge metoderna fungerar, felet du gjorde i första inlägget ser du här:

Du antar att koncentrationerna av H+ och Ac- är lika stora och lika med x. Fast du har ju en "startkoncentration" av Ac- motsvarande 0,05 M likt beräkningen i andra inlägget. Om du korrigerar för detta bör du få samma svar som i andra inlägget.

Jaha, missade det fullständigt. Tack så mycket!

Svara

Visa senaste svar