Een titratie is een chemisch experiment waarbij u druipt - "titreer" - de ene substantie in de andere met behulp van een glazen buis (buret) en een beker. Bij een zuur-base titratie titreer je een base in een zuur totdat het zijn "equivalentiepunt" bereikt, of een neutrale oplossing met een pH van 7. Voordat dit gebeurt, is de oplossing in je beker een "bufferoplossing", een die bestand is tegen pH-veranderingen wanneer je kleine hoeveelheden zuur toevoegt. U kunt aangeven in hoeverre uw zuur dissocieert - en dus de pH van de oplossing verandert - met behulp van de "pKa" -waarde en u kunt deze waarde berekenen aan de hand van gegevens uit uw titratie-experiment.

Kies een punt op uw titratiecurve vóór het equivalentiepunt en noteer de pH, die de verticale coördinaat van de curve is. Bijvoorbeeld, stel dat je een oplossing analyseert op een moment dat de pH-waarde 5.3 is.

Bepaal de verhouding van het zuur tot zijn geconjugeerde base op dit moment, rekening houdend met het volume dat je moet toevoegen aan het equivalentiepunt bereiken. Stel dat u 40 ml moet toevoegen om het equivalentiepunt te bereiken. Als u op het punt dat de pH 5.3 is, 10 ml hebt toegevoegd, betekent dit dat u een kwart van de weg naar het equivalentiepunt bereikt. Met andere woorden, driekwart van het zuur moet nog worden geneutraliseerd en de geconjugeerde base van het zuur is goed voor een kwart van de oplossing.

Steek uw waarden in de Henderson-Hasselbalch-vergelijking, pH = pKa + log ([A -] /[HA]), waarbij [A-] de concentratie van de geconjugeerde base is en [HA] de concentratie van het geconjugeerde zuur is. Houd er rekening mee dat, aangezien u de pH hebt gemeten als functie van het volume van de titrant, u alleen de verhouding van geconjugeerde base tot zuur hoeft te weten. Op het punt dat de voorbeeldoplossing een pH van 5,3 had, was dit (1/4) /(3/4), of 1/3: 5,3 = pKa + log (1/3) = pKa + -.48; dus 5.3 + .48 = pKa + -.48 + .48, of pKa = 5.78.