Titrationskurve? Bitte helfen Sie ...

Nun, zuerst würde ich die Titrationskurve einer diprotischen Säure skizzieren (HPO24 ist schwer genug zu formen).

https://www3.nd.edu/~aseriann/CHAP2B.html/

Hier wird zwischen dem Pufferbereich (in dem der Halbäquivalenzpunkt liegt) und dem Äquivalenzpunkt unterschieden.

  • Pufferbereich --- Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung gilt NICHT, WEDER der Strom Ka ist klein. Ka1 ist nicht klein genug, aber Ka2 und Ka3 sind.
  • Punkt der halben Äquivalenz --- pH=pKa
  • Äquivalenzpunkt --- Regelmäßiges schwaches Säure / Base-Gleichgewicht!

Ka1,2,3=7.1×103,6.3×108,4.5×1013

Also finden wir zuerst die Äquivalenzpunkte.

H3PO4+3NaOH(aq)Na3PO4(aq)+3H2O(l)

Total equivalence point:

0.100 molL×0.050 L=0.0050 mols H3PO4

=0.0150 mols OH

1000 mL0.100 mol NaOH×0.0150 mols OH

= 150 mL for all three protons

50 mL for each proton

Somit liegen die Äquivalenzpunkte bei 50 mL, 100 mL, und 150 mL. Beachten Sie, wie wir nicht erreichen 150 mL, also ignoriere diesen.

(ia) 0.00 mL base hinzugefügt

H3PO4(aq)H2PO4(aq)+H+(aq)

Ka1=7.1×103=[H2PO4][H+][H3PO4]=x20.100x

Although x is not small enough, since Ka10.100 M<1, this can be done iteratively.

x10.100Ka1=0.02665 M

x2(0.100x1)Ka1=0.02282 M

x3(0.100x2)Ka1=0.02341 M

x4(0.100x3)Ka1=0.02332 M

x5=(0.100x4)Ka1=0.02333 M

And thus, x=0.02333 M for [H+]. That gives

pH1=log(0.02333)=1.63.

(ib) 10.00 mL der Base hinzugefügt

0.100 mol/L×0.010 L=0.0010 mols OH

This neutralizes that much H3PO4 to give

0.0050 mols H3PO40.0010 mols OH

=0.0040 mols H3PO4 leftover

0.0010 mols H2PO4 produced

This is then a concentration of

0.0010 mols H2PO450.00 mL acid+10.00 mL base1000 mL1 L

= 0.01667 M H2PO4

and 0.06667 M H3PO4

These again go into the full equilibrium expression. Remember to include the initial concentrations.

Ka1=7.1×103=[H2PO4][H+][H3PO4]

=(0.01667+x)(x)0.06667x

This must be solved in full.

7.1×1030.066677.1×103x=0.01667x+x2

x2+(0.01667+7.1×103)x7.1×1030.06667=0

x2+0.02377x4.73×104=0

and here we get [H+]=x=0.01290 M, so

pH2=log(0.01290)=1.89

(ic) 25.00 mL der Base hinzugefügt, der erste Halbäquivalenzpunkt

I won't show much math here, but you can convince yourself that you are at the first half-equivalence point, so

pH3=pKa1=log(7.1×103)2.15 is expected.

However, it's a bit larger, due to Le Chatelier's principle.

[H2PO4]=[H3PO4]=0.0025 mols50.00 mL acid+25.00 mL base1000 mL1 L

= 0.03333 M

Ka1=7.1×103=[H2PO4][H+][H3PO4]

=(0.03333+x)(x)0.03333x

Solving this, we find

0=x2+(0.03333+7.1×103)x7.1×1030.03333

for which x=[H+]=0.005188 M and

pH3=log(0.005188)=2.29

(id) 50.00 mL der Base hinzugefügt, der erste Äquivalenzpunkt

Here we are halfway between the first and second half-equivalence points, which had pH=pKai, so

pH4=12(pKa1+pKa2)=4.67

(ie) 65.00 mL der Base hinzugefügt, oder 15.00 mL nach dem ersten Äquivalenzpunkt

0.0015 mols NaOH added to neutralize 0.0015 mols H2PO4 to give 0.0015 mols HPO24 and 0.0035 mols H2PO4 in 50.00 + 65.00 mL solution.

The Henderson-Hasselbalch equation here would apply, since Ka2 is small. The Ka2 would be:

6.3×108=(0.01304+x)(x)0.03043x0.01304x0.03043

x1.470×107M

and pH56.83.

Or, we could have done...

pH5=pKa2+log[HPO24][H2PO4]

=log(6.3×108)+log(0.013040.03043)

=6.83

(if) 75.00 mL ist der zweite Halbäquivalenzpunkt

And so, we get [H2PO4]=[HPO24], which means

pH6pKa2=log(6.3×108)

=7.20

(ig) 100.00 mL ist der zweite Äquivalenzpunkt

Here we are halfway between the second and third half-equivalence points, which had pH=pKai, so

pH7=12(pKa2+pKa3)=9.77

(ih) 110.00 mL der Base hinzugefügt, 10.00 mL nach dem zweiten Äquivalenzpunkt

Therefore, we are

0.100 mol/L×0.010 L=0.0010 mols OH

past the second equivalence point, which means we neutralized 0.0010 mols HPO24 and made 0.0010 mols PO34. This gives

[HPO24]=0.0040 mols HPO2450.00 + 110.00 mL1000 mL1 L

= 0.02500 M

[PO34]=0.0010 mols HPO2450.00 + 110.00 mL1000 mL1 L

= 0.00625 M

As a result, and we can again make small x approximations here,

Ka3=4.5×1013=(0.00625+x)(x)0.02500x

0.006250.02500x

x1.80×1012M

And that gives

pH8=log(1.80×1012)=11.74


Hier "leiten" wir pH Formeln für den ersten und zweiten Äquivalenzpunkt.

pH1st-half-equiv=pKa1+log([base][acid])

pH2nd-half-equiv=pKa2+log([base][acid])

Am Halbäquivalenzpunkt sind also die Konzentrationen von schwacher Base und schwacher Säure gleich pH1st-half-equiv=pKa1, und pH2nd-half-equiv=pKa2.

Eine perfekte Titration würde a ergeben VNaOH Volumenlücke im Diagramm, sodass das Diagramm durchgehend eine gewisse ungerade Funktionssymmetrie aufweist.

Das heißt,

  • das pH Auf beiden Seiten des Äquivalenzpunkts ist der Abstand zum Äquivalenzpunkt gleich pH.

  • das pH Auf beiden Seiten des Halbäquivalenzpunkts ist der Abstand zum Halbäquivalenzpunkt gleich pH.

Wenn wir also den zweiten Äquivalenzpunkt wollen, sind wir von dem zweiten Halbäquivalenzpunkt und dem dritten Halbäquivalenzpunkt, d. H

pHequivpt,i=12(pKai+pKa(i+1))

(ii) Und das Diagramm sollte mit diesen Datenpunkten einfach zu zeichnen sein. Es sieht nicht so gut aus, da Sie nicht alle Daten zwischen den Dateien haben, aber ... hier ist, was ich in Excel bekommen habe:

Können Sie dieses Diagramm mit den Halbäquivalenz- und Äquivalenzpunkten kennzeichnen? (In diesem Diagramm sind jeweils zwei enthalten.)

Und ein Tutorial ist hier.