Door Chris Deziel | Bijgewerkt op 24 maart 2022

Tijdens een typische zuur-base-titratie wordt de zich ontwikkelende pH uitgezet tegen het toegevoegde volume titrant. De resulterende curve begint met een geleidelijke stijging en wordt vervolgens scherp steiler op het equivalentiepunt waar al het zuur is geneutraliseerd. Het punt precies halverwege tussen de oorsprong en het equivalentiepunt op de x-as is het halve equivalentiepunt. Op dit moment is de pH van de oplossing gelijk aan de dissociatieconstante van het zuur, pKa.

Het half-equivalentiepunt lokaliseren

De titratie wordt gecontroleerd met behulp van een kleurveranderende indicator, een pH-meter, een potentiometer of spectroscopische technieken. Terwijl de base wordt toegevoegd, stijgt de pH langzaam totdat deze het equivalentiepunt bereikt; daarna stijgt de curve steil. Na het equivalentievolume loopt de helling weer taps toe en neemt de pH geleidelijker toe.

Identificeer het equivalentiepunt door het buigpunt te lokaliseren waar de curve overgaat van de zachte naar de steile helling. Zodra dat volume bekend is, is het halve-equivalentiepunt eenvoudigweg het middelpunt op de x-as tussen het nulvolume en het equivalentievolume.

Betekenis van het half-equivalentiepunt

De Henderson-Hasselbalch-vergelijking, pH =pKa + log([A⁻]/[HA]), koppelt de zuur-base-verhouding aan de pH. Op het half-equivalentiepunt zijn de concentraties van het zuur (HA) en de geconjugeerde base (A⁻) gelijk, waardoor de verhouding één is. Bijgevolg is log1 =0 en wordt de vergelijking gereduceerd tot pH =pKa. Door een verticale lijn naar het half-equivalentievolume en een horizontale lijn naar de y-as te trekken, kan de pKa daarom direct uit de curve worden afgelezen.

Het kennen van het halve-equivalentiepunt is cruciaal voor het karakteriseren van zwakke zuren, het ontwerpen van buffersystemen en het valideren van titratieprotocollen.