5.1.12  

•  What  is  the  pH  of  a  1.0  L  1M  HCl  solu7on  that  has  reacted  with  1.0L  of  a  1M  NaOH  solu7on?  

•  Today  –  fundamentals  of  7tra7on  •  Calculate  expected  pH  resul7ng  from  7tra7on  of  a  strong  acid  with  a  strong  base  

•  Explain  func7on  of  indicators    

Indicators  

•  An  indicator  is  a  substance  that  whose  op7cal  proper7es  are  a  func7on  of  pH  

•  What  does  that  mean?  •  It  changes  color  in  response  to  changes  in  pH  •  Typically  an  indicator  only  works  in  a  specific  range  of  pH  values  

Indicators  and  pH  

•  In  an  acidic  solu7on,  a  good  indicator  will  act  as  a  Brønsted  base,  and  accept  a  proton  

•  This  changes  its  op7cal  proper7es,  and  gives  an  inves7gator  a  visual  indica*on  of  the  [H+]  

•  In  basic  solu7ons,  a  good  indicator  will  act  as  a  Brønsted  acid,  and  donate  H+  ions  to  OH-‐  present  in  the  solu7on  

indicators  

•  The  pH  range  an  indicator  is  effec7ve  in  is  limited,  called  its  transi'on  interval  

•  A  good  indicator  at  a  low  pH  is  one  that  ionizes  well,  and  so  will  only  accept  protons  from  strong  acids  

•  A  good  indicator  at  a  higher  pH  (but  s7ll  an  acidic  pH)  is  one  that  weakly  ionizes,  but  s7ll  strongly  enough  so  that  it  can  accept  protons  from  weak  acids  

Examples  of  indicators  

Role  of  indicators  

•  Not  to  tell  what  the  pH  “is”  of  a  solu7on  (for  that  we  use  a  pH  meter,  which  measures  voltage  between  electrodes  placed  in  the  solu7on)  

•  Indicator  is  tell  us  the  equivalence  point  when  an  acid  and  base  react  

Equivalence  point  

•  The  is  the  point  at  which  the  concentra7on  of  [H+]  equals  the  concentra7on  of  protonated  conjugate  

•  We  use  this  representa7on      HA    --- H+ + A-  

•  Where  HA  is  the  Brønsted  acid,  and  A-‐  is  the  conjugate  base  

•  The  equivalance  point  is  when  [A-‐]  =  [HA]  •  What  are  these  values  for  water?  

7tra7on  

•  The  process  of  determining  an  acids  equivalence  point  by  slowly  adding  a  base  in  the  presence  of  an  indicator  

•  As  base  is  added,  pH  changes  –  why?  

Acid  equilibrium  constant  

•  Really,  this  is  only  useful  for  weak  acids  (that  do  not  ionize  completely)  

•  Symbolized  by  Ka  •  This  is  the  pH  at  which  [H3O+][A-‐]                                                                                          [HA]  

These  values  are  molar  concentra7on  numbers,  just  like  pH  we  can  write  this  figure  as  an  inverse  log  

5.1.12  

•  What is [H+] when the pH is 6.32?

•  Today – titrations

•  Determine the molarity of a strong acid solution titrated to equivalence point by a strong base

What  7tra7on  looks  like  

An  indicator  is  used  to  show  you  when  the  equivalence  

point  is  reached  

diagrams  

•  Visual  representa7on  of  a  weakly  acidic  solu7on  

•  Strongly  acidic  solu7on  •  Titra7on  with  a  strong  base  •  Ques7ons:  what  happens  to  concentra7on  of  [HA]  for  a  weak  acid  as  it  is  7trated  with  a  strong  base?  [H+]?  [A-‐]?  

Titra7on  calcula7ons  

•  We  begin  with  this  formula:  •  Mbase  X  Vbase  =  Macid  X  V  acid  •  What  does  this  look  like?  •  We  also  need  to  consider  mole  ra7os,  which  means  we  need  to  begin  with  a  balanced  chemical  reac7on  for  the  7tra7on  

Example  

•  In  a  7tra7on,  27.4  ml  of  a  0.0154  M  Ba(OH)2  is  added  to  a  20.0  ml  sample  of  HCl  of  unknown  concentra7on  un7l  an  equivalence  point  is  reached.  What  was  the  molarity  of  the  HCl?  –  Step  1:  write  out  balanced  equa7on  –  Step  2:  MbaseVbase  =  MacidVacid  –  Step  3:  determine  mole  ra7o  from  reac7on  –  Step  4:  mul7ply  known  M  by  mole  ra7o  so  units  cancel,  remaining  units  will  be  in  terms  of  molarity  of  unknown  

•  Solu7on  on  next  slide…  

solu7on  

•  Ba(OH)2  +  2HCl    BaCl2  +  2H2O  •  Need  common  units  for  volume  (because  M  is  moles/liter),  so  convert  volume  units  to  L  

•  Mole  ra7o  2  mol  HCl/1  mol  Ba(OH)2  0.0154  mol  Ba(OH)2/L  X  1L/1000ml      =  4.22X10-‐4  mol  Ba(OH)2  2  mol  HCl/1  mol  Ba(OH)2  X  4.22X10-‐4  mol  Ba(OH)2  

                                   =  8.44  X  10-‐4  mol  HCl  

8.44  X  10-‐4  mol  HCl  X  1000ml/L        =  4.22  X  10-‐2  mol  HCl    

What  does  the  answer  mean?  

•  In  that  case,  you  “didn’t  know”  the  ini7al  molarity  of  the  HCl  solu7on,  so  the  calcula7on  allowed  you  to  find  that  

Addi7onal  examples  

•  A  15.5  ml  sample  of  0.215  M  KOH  solu7on  required  21.2  ml  of  aqueous  ace7c  acid  solu7on  to  reach  equivalence.  What  was  the  molarity  of  the  ace7c  acid  solu7on?  

•  By  7tra7on,  a  17.6  ml  aqueous  H2SO4  solu7on  neutralized  27.4  ml  of  0.0165  M  LiOH.  What  was  the  molarity  of  the  acid?  

What  does  this  show?  

Ka  

•  Defined  is  [H3O+][A-‐]                                                  [HA]  

•  pKa  =  -‐logKa  

•  Describes  the  pH  value  when    

Review:  conjugate  bases  

5.4.12  

•  What  happens  to  rela7ve  ra7o  of  acid  to  conjugate  base  in  a  7tra7on?  

•  HW  –  page  523  #  15,  16,  21,  36    

•  Predict  equivalence  point  for  7tra7ons  •  Explain  Ka  and  how  it  used  

Titra7on  curve  

Other  7tra7ons  

•  We’ve  looked  at  strong  acid  with  a  strong  base  –  equivalence  point  will  be  at  about  pH  7.0  

•  Strong  acid  +  weak  base  –  equivalence  point  will  be  <  7;  why?  

•  Weak  acid  +  strong  base  –  equivalence  point  will  be  >  7;  why?  

•  What  about  weak  acid  +  weak  base?  depends  on  Ka  of  each  

Ka  

•  Defined  is  [H3O+][A-‐]                                                  [HA]  

•  What  would  a  LARGE  Ka  mean?  •  What  would  a  small  Ka  mean?  

Ka  problems  

•  What  would  the  pH  be  of  a  0.12  M  ace7c  acid  solu7on  (Ka  of  ace7c  acid  is  1.74  X  10-‐5)  

•  What  does  that  Ka  tell  you?  •  Set  up:  ka  =  ([H3O+][A-‐])/[HA]  •  [H3O+]  and  [A-‐]  will  always  be  equal!  Why?  •  Simplify  [H3O+][A-‐]  to  [H+]2  •  Rearrange  to  get  [H+]2  =  Ka[HA]  •  So  [H+]  is  the  square  root  of  Ka[HA],  now  plug  in  what  you  

know:  Ka  and  [HA]  •  [H+]  =  sqrt(1.74X10-‐5  X  0.12  M)  •  =  1.44  X  10-‐3  •  So  pH  =  2.8  

Kb  •  Example  reac7on:  NH3  +  H2O    NH4+  +  OH-‐  

•  So  we  have  Kb  =  [HB+][OH-‐]/[B]  

•  The  [dissocia7on  products]  divided  by  [non-‐dissociated  base]  

•  This  describes  how  many  hydroxide  ions  are  produced  from  the  dissocia7on  of  a  base  in  water  

•  Higher  Kb  =  more  OH-‐  •  This  is  a  way  to  find  pOH!  •  So  rela7vely  what  would  the  pH  be  of  a  solu7on  with  of    substance  

with  a  high  Kb?  

Example  of  a  Kb  problem  

•  What  is  pH  of  a  0.100  M  solu7on  of  ammonia  (Kb  =  1.77  X  10-‐5)  

•  Strategy:  same  as  with  Kb,  we  are  considering  a  base  that  dissociates  and  gives  you  a  single  OH-‐,  so  [BH+][OH-‐]  is  essen7ally  [OH-‐]2  

•  Rearranging  Kb  equa7on  looks  just  like  Ka:  •  You  will  find  [OH-‐]  =  sqrtKb  X  B  •  Plug  in  and  solve:    •  [OH-‐]  =  sqrt  {1.77X10-‐5  X  0.100  M}    •  Remember  this  lets  you  find  pOH,  so  subtract  this  from  14  and  you  have  pH  

5.7.12  

•  What  does  Ka  tell  you  about  an  acid?  

•  Lab  tomorrow  –  equip  not  available  today    

•  Today:  prac7ce  7tra7on  and  equilibrium  calcula7ons  instead    

Review:  Ka  •  Ka  =  [H3O+][A-‐]                                    [HA]  BUT  -‐-‐-‐  this  is  making  an  assump7on  –  the  only  source  of  H+  

ions  is  the  acid  dissolved  in  water.  Is  there  another  source  of  H+?  

YES  –  the  water!    Also  –  what  happens  to  the  molarity  of  HA  when  it  is  

dissolved?  Does  it  stay  the  same?  NO!  it  decreases  by  [A-‐]  (this  is  a  small  number  for  weak  

acids!)  So  is  it  possible  to  accurately  know  pH  to  many  decimal  

places?  

Example  –  two  solu7ons  

•  A  0.120  M  solu7on  of  a  generic  weak  acid  (HA)  has  a  pH  of  3.26.  Determine  the  Ka.  

•  Solu7on  1:  use  the  equa7on  you  know,  solve  for  Ka  

•  Solu7on  2:  use  this  equa7on  (which  in  some  books/websites  is  the  proper  equa7on)  

•  Ka  =    [H+][A-‐]                          [HA]-‐[A-‐]  What’s  the  difference?  Does  the  method  maxer?  Some%mes!  

Today  –  green  books!!  

•  Page  285  •  Look  at  1,  2,  3,  5  and  6  

•  P  293  1&2  •  P296  #1  •  P299  #1