中和滴定
弱酸の溶液を強塩基で滴定した際のpH変化は以下の4つに分類される
最初のpH
中和点までのpH
中和点でのpH
中和点以降でのpH
下の式は弱酸の濃度が K a {\displaystyle K_{a}} の1000倍以上ある場合にのみ成立する。もしそうでない場合は、近似を用いずより正確に計算を行うRICEチャート(英語版)が必要となる。以下はRICEチャートの簡略化である。
1. 最初のpHは弱酸の溶液の場合だいたい以下の式で表される。
p H = − log  K a F {\displaystyle \mathrm {pH} =-\log {\sqrt {K_{a}F}}}
K a {\displaystyle K_{a}} は酸解離定数、 F {\displaystyle F} は酸溶液の濃度である。
2. 中和点までのpHは弱酸と共役塩基(英語版)の生成量による。下の式に従って計算を行うことで任意点でのpHを計算できる(以下は ヘンダーソン・ハッセルバルヒの式の変形である)
pH = p K a + log  ( n OH − added n HA initial − n OH − added ) {\displaystyle {\ce {pH}}={\ce {p}}K_{a}+\log({\frac {n_{\ce {OH^{-}\ added}}}{n_{\ce {HA\ initial}}-n_{\ce {OH^{-}\ added}}}})}
ただし