Vad händer vid en neutralisation?
Ekvivalenta mängder syra och bas (hydroxid) blandas.
- Ett salt + vatten bildas.
Exempel: NaOH + HCl → NaCl + H2O
Blir lösningen neutral?
- Ofta, men inte alltid! (Bara om man titrerar en stark syra med en stark bas.)
Exempel
Vi neutraliserar 50,0 ml 0,150 M HAc med 0,250 M NaOH.
- Hur stor volym NaOH går åt?
- Vilken blir \(c_\mathrm{NaAc}\) efter neutralisation?
- Blir den neutraliserade lösningen sur, basisk eller neutral?
Lösning (a)
HAc(aq) + NaOH(aq) → NaAc(aq) + H2O
\[n_{\text{HAc}} = cV = 0,150\text{mol/dm}^3 \cdot 50,0 \cdot 10^{-3}\text{dm}^3 = 0,0075\text{mol} \hspace{100cm}\]
För att neutralisera ättiksyran måste vi tillsätta samma mängd NaOH, det vill säga \(n_\mathrm{NaOH} = n_\mathrm{HAc}\):
\[V_{\text{NaOH}} = \frac {n_\mathrm{NaOH}}{c_\mathrm{NaOH}} = \frac {0,0075\text{mol}}{0,250\text{mol/dm}^3} = 30,0\text{ml} \hspace{100cm}\]
Lösning (b)
I reaktionsformeln är \(n_\mathrm{HAc}:n_\mathrm{NaOH}:n_\mathrm{NaAc} = 1:1:1\). Därför är \(n_\mathrm{NaAc} = n_\mathrm{HAc} = n_\mathrm{NaOH} = 0,0075\mathrm{mol}\).
Vi beräknar \(c_\mathrm{NaAc}\):
\[\begin{align}c_\mathrm{NaAc} &= \frac {n_\mathrm{NaAc}}{V_\mathrm{tot}} = \frac {0,0075\mathrm{mol}}{(0,0500 + 0,0300)\mathrm{dm^3}} = \hspace{100cm} \\ &= 0,09375\mathrm{mol/dm^3} \approx 0,0938\mathrm{M} = 93,8\mathrm{mM}\end{align}\]
Lösning (c)
Kemiskt resonemang
Den neutraliserade lösningen är en 93,8 mM lösning av natriumacetat, NaAc(aq). Acetatjonen är en svag bas, och reagerar med vatten på följande sätt:
Ac– + H2O ⇌ HAc + OH–
Alltså blir lösningen svagt basisk.
Beräkning av lösningens pH
Vi kan också beräkna den neutraliserade lösningens pH, det vill säga pH i en 0,09375 M lösning av NaAc:
Ac– + H2O ⇌ HAc + OH–
| [Ac–] | [HAc] | [OH–] | ||
| f.r. | \[0,09375\] | \[0\] | \[0\] | M |
| ∆ | \[-x\] | \[+x\] | \[+x\] | M |
| v.j. | \[0,09375 - x\] | \[x\] | \[x\] | M |
\(\mathrm{p}K_\mathrm{b,\text{ }Ac^-} = 9,244\) (ur tabell)
\[K_\mathrm{b,\text{ }Ac^-} = \frac {[\mathrm{HAc}][\mathrm{OH^-}]}{[\mathrm{Ac^-}]} \hspace{100cm}\]
\[10^{-9,244} = \frac {x^2}{0,09375 - x} \hspace{100cm}\]
\(pq\)-formeln ger:
\[x = 7,31086 \cdot 10^{-6} \hspace{100cm}\]
\[\mathrm{pOH} = -\lg[\mathrm{OH^-}] = -\lg(7,31086 \cdot 10^{-6}) = 5,136031533 \hspace{100cm}\]
\[\mathrm{pH} = 14,00 - \mathrm{pOH} = 14,00 - 5,136031533 = 8,863968467 \approx 8,86 \hspace{100cm}\]
Titrering av ättiksyra med natriumhydroxid
Samma lösningar som i exemplet ovan: 50,0 ml 0,150 M HAc titreras med 0,250 M NaOH.
- Indikator: Fenolftalein (lämpligt omslagsintervall).
- pH mäts kontinuerligt, sätts av i diagram mot volymen tillsatt NaOH-lösning.
Vi får följande diagram:
Titrering av ättiksyra med natriumhydroxid.
Först stiger pH ganska långsamt. Men sedan, precis vid 30,0 ml tillsatt NaOH-lösning, stiger kurvan brant.
- Allra brantast = ekvivalent mängd NaOH tillsatt.
- Detta är ekvivalenspunkten!
Ekvivalenspunkten
Vid ekvivalenspunkten har all HAc reagerat med NaOH och bildat NaAc + H2O. Därför är \(n_\text{NaOH} = n_\text{HAc}\) vid ekvivalenspunkten.
- I det här fallet blir pH = 8,86 i den neutraliserade lösningen.
Fenolftalein skiftar färg från färglöst till rött i intervallet pH ≈ 8…10.
Halvtiterpunkten
Vid halvtiterpunkten har hälften av allt HAc överförts till NaAc, och hälften finns kvar som HAc. Därför är [HAc] = [Ac–] vid halvtiterpunkten. Syrakonstanten för ättiksyran kan uttryckas såhär:
\[K_{\text{a}} = \frac {[\text{Ac}^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{HAc}]} = \frac {[\text{Ac}^-]}{[\text{HAc}]} \cdot [\text{H}_3\text{O}^+] \hspace{100cm}\]
Men eftersom [HAc] = [Ac–] blir \(\frac {[\text{Ac}^-]}{[\text{HAc}]} = 1\) och \(K_{\text{a}} = [\text{H}_3\text{O}^+]\) vid halvtiterpunkten. Därför blir också pH = pKa vid halvtiterpunkten.
I området pKa ± 1 (där kurvans lutning är som svagast) är lösningen en buffert. Vid pH = pKa är den buffrande förmågan som allra störst.
