Kurva titrasi

Titrasi sering kali dicatat dalam grafik yang disebut kurva titrasi, yang umumnya memuat volume titran sebagai variabel independen dan pH larutan sebagai variabel dependen (karena berubah bergantung pada komposisi kedua larutan).^[1]

Titik ekuivalen pada grafik adalah saat seluruh larutan awal (biasanya asam) telah dinetralkan oleh titran (biasanya basa). Titik ekuivalen dapat dihitung secara tepat dengan mencari turunan kedua dari kurva titrasi dan menghitung titik belok (di mana grafik mengubah kecekungan); tetapi, dalam banyak kasus, inspeksi visual sederhana terhadap kurva saja sudah cukup. Pada kurva di sebelah kanan, kedua titik ekuivalen terlihat setelah sekitar 15 dan 30 mL larutan NaOH dititrasi ke dalam larutan asam oksalat. Untuk menghitung konstanta disosiasi asam (pK_a) logaritmik, kita harus mencari volume pada titik setengah ekuivalen, yaitu setengah jumlah titran yang ditambahkan untuk membentuk senyawa berikutnya (di sini, natrium hidrogen oksalat, lalu dinatrium oksalat). Di tengah-tengah antara setiap titik ekuivalen, pada 7,5 mL dan 22,5 mL, pH yang teramati adalah sekitar 1,5 dan 4, menghasilkan pK_a.

Pada asam monoprotik lemah, titik tengah antara awal kurva (sebelum titran ditambahkan) dan titik ekuivalen adalah signifikan: pada titik tersebut, konsentrasi kedua spesi (asam dan basa konjugasinya) adalah sama. Oleh karena itu, persamaan Henderson–Hasselbalch dapat diselesaikan dengan cara berikut:

${\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\log \left({\frac {[{\mbox{basa}}]}{[{\mbox{asam}}]}}\right)}$

${\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\log(1)\,}$

${\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }\,}$

Oleh karena itu, kita dapat dengan mudah mencari pK_a asam monoprotik lemah dengan mencari pH titik tengah antara awal kurva dan titik ekuivalen, dan menyelesaikan persamaan yang disederhanakan. Dalam kasus kurva sampel, konstanta disosiasi asam K_a = 10^-pKa akan menjadi sekitar 1,78×10⁻⁵ dari inspeksi visual (K_a2 sebenarnya adalah 1,7×10⁻⁵)

Menghitung konstanta disosiasi asam pada asam poliprotik sedikit lebih sulit: konstanta disosiasi asam pertama dapat dihitung dengan cara yang sama seperti menghitung pada asam monoprotik. Namun, pK_a dari konstanta disosiasi asam kedua adalah pH pada titik tengah antara titik ekuivalen pertama dan titik ekuivalen kedua (dan seterusnya untuk asam yang melepaskan lebih dari dua proton, misalnya asam fosfat).