Titration schwache Säure < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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Hi!
ich versuche gerade den Verlauf der Titrationskurve für eine schwache Säure zu verstehen: Der Äquivalenzpunnkt liegt dort ja im basichen. Nun bin ich mir nicht sicher ob ich das auch alles richtig verstanden habe. Will ich bspw. eine Essigsäure-Lsg. mit NaOH titrieren dann reagiert:
(1) HAc+ [mm] OH^{-}--> Ac^{-}+H_{2}O
[/mm]
Das Acetat reagiert dann weiter:
(2) [mm] Ac^{-} +H_{2}O--> [/mm] HAc + [mm] OH^{-}
[/mm]
Durch die Reaktion (2) steigt also der pH Wert an da Hydroxid gebildet wird, aber gleichzeitig wird ja auch wieder HAc gebildet. Sehe ich das richtig: Die Essigsäurekonzentration bleibt eigentlich konstant ( weil die in (1) verbrauchte durch (2) hergestellt wird, die Hydroxidionenkonzentration steigt aber an?
Und der Äquivalenzpunkt(n(NaOh)= n( HAc)) liegt dadurch im basischen da in (2) eben durch jede NaOH zugabe Hydroxid hergestellt wird?
Danke für die Hilfe!
breitmaulfrosch
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Hallo breitmaulfrosch,
> Hi!
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> ich versuche gerade den Verlauf der Titrationskurve für
> eine schwache Säure zu verstehen: Der Äquivalenzpunnkt
> liegt dort ja im basichen.
Nein, tut er nicht. Der Äquivalenzpunkt bei der Titration einer schwachen Säure liegt immer im Sauren. Nehmen wir das Bsp. der Essigsäure, mit pKs=4,75. Betrachte die Henderson-Hasselbalch-Gleichung:
$HAc + [mm] H_{2}0 \rightleftarrows Ac^{-} [/mm] + [mm] H_{3}O^{+}$
[/mm]
[mm] $\bruch{[Ac^{-}]* [H_{3}O^{+}]}{[HAc]}=K_s$
[/mm]
[mm] $[H_{3}O^{+}]=\bruch{[HAc]}{[Ac^{-}]}*K_s$
[/mm]
[mm] $pH=pK_s-lg\bruch{[HAc]}{[Ac^{-}]}$
[/mm]
Am Äquivalenzpunkt ist [mm] [HAc]=[Ac^{-}], [/mm] also
[mm] $pH=pK_s= [/mm] 4,75$
>Nun bin ich mir nicht sicher ob
> ich das auch alles richtig verstanden habe. Will ich bspw.
> eine Essigsäure-Lsg. mit NaOH titrieren dann reagiert:
>
> (1) HAc+ [mm]OH^{-}--> Ac^{-}+H_{2}O[/mm]
> Das Acetat reagiert dann
> weiter:
>
> (2) [mm]Ac^{-} +H_{2}O-->[/mm] HAc + [mm]OH^{-}[/mm]
>
> Durch die Reaktion (2) steigt also der pH Wert an da
> Hydroxid gebildet wird, aber gleichzeitig wird ja auch
> wieder HAc gebildet. Sehe ich das richtig: Die
> Essigsäurekonzentration bleibt eigentlich konstant ( weil
> die in (1) verbrauchte durch (2) hergestellt wird, die
> Hydroxidionenkonzentration steigt aber an?
Das ist Unsinn. Der [mm] pK_s [/mm] von Essigsäure ist 4,75, der [mm] pK_B [/mm] von Acetetat ist 9,25. D. h., Essigsäure ist ein ca. 31000 mal stärkere Säure als Acetat eine Base ist. Also kann man die Rückreaktion von Acetetat bei der Titration völlig vernachlässigen.
Mit den beiden Gleichungen
(1) $HAc+ [mm] OH^{-} \to Ac^{-}+H_{2}O$
[/mm]
(2) [mm] $Ac^{-} +H_{3}O^{+} \to [/mm] HAc + [mm] H_{2}O$
[/mm]
erklärst Du die Pufferwirkung eines Essigsäure-Acetat-Puffers. Sowohl Hydroniumionen als auch Hydroxidionen werden von dem Puffer "weggefangen".
> Und der Äquivalenzpunkt(n(NaOh)= n( HAc)) liegt dadurch im
> basischen da in (2) eben durch jede NaOH zugabe Hydroxid
> hergestellt wird?
Wie bereits erklärt: das ist Unsinn.
> Danke für die Hilfe!
> breitmaulfrosch
Wirf noch einmal einen Blick in dein Chemiebuch.
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet  | | Datum: | 20:25 Mi 21.05.2008 | | Autor: | nickname |
Hallo!
Nun ja, so ganz daneben liegt breitmaulfrosch meiner Meinung nach nun doch wieder nicht ich habe soeben etwas recherchiert. Ich bin aber kein Chemiker und die Fachkundigen mögen mich berichtigen wenn es falsch ist!
Wenn du zu einer schwachen Säure eine starke Base hinzutropftst dann erhöht sich der pH Wert. Es gibt bei diesen Titrationskurven immer ZWEI wichtige Punkte-den Äqivalenzpunkt und den Halbäquivalenzpunkt. Der Halbäquvalenzpunkt liegt-wie Martinus richtig schreibt beid einer reaktion im Sauren. An diesem punkt ist die konzentration von Essigsäure gleich mit der Acetat Konzentration, und es liegt ein Puffergleichgewicht vor. Wenn du aber jetzt massiv Base hinzugibst dann läuft dein Puffer quasi "über" und kann nicht mehr abpuffern weil die essigsäure umgesetzt ist--> der ph-Wert ändert sich sprunghaft. Nun gibt es noch den von dir angesprochenen Äquivalenzpunkt (Endpunkt der Titration).Der liegt-und da muss ich Martinus widersprechen- im Basichen.(Siehe auch "Latscha- Klein" bzw. Wikipedia:
"Titriert man dagegen unterschiedlich starke Säuren und Basen miteinander, so ist die entstehende Lösung beim Äquivalenzpunkt nicht neutral. Wird beispielsweise eine schwache Säure (z. B. Essigsäure, CH3COOH) mit der Äquivalentmenge einer starken Base neutralisiert, so liegt der pH schließlich im basischen. Dies liegt daran, dass die Acetat-Ionen (CH3COO-), die ja die korrespondierende Base der schwachen Säure CH3COOH bilden, nun selbst als Base wirken und somit in der Lage sind, H+-Ionen einzufangen, d.h. mit H2O zu CH3COOH und OH- zu reagieren."
(aus: http://de.wikipedia.org/wiki/%C3%84quivalenzpunkt)
Grüße
nickname
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Hallo nickname,
ja, da hast Du recht. Ich habe Äquivalenzpunkt und Halbäquivalenzpunkt verwechselt! Wie peinlich.
Sorry.
Ich kommentiere den Artikel noch einmal später.
LG, Martinius
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Hallo Breitmaulfrosch,
entschuldige bitte meine Verwechslung von Äquivalenzpunkt mit Halbäquivalenzpunkt.
> Hi!
>
> ich versuche gerade den Verlauf der Titrationskurve für
> eine schwache Säure zu verstehen: Der Äquivalenzpunnkt
> liegt dort ja im basichen.
Das ist richtig!
>Nun bin ich mir nicht sicher ob
> ich das auch alles richtig verstanden habe. Will ich bspw.
> eine Essigsäure-Lsg. mit NaOH titrieren dann reagiert:
>
> (1) HAc+ [mm]OH^{-}--> Ac^{-}+H_{2}O[/mm]
> Das Acetat reagiert dann
> weiter:
>
> (2) [mm]Ac^{-} +H_{2}O-->[/mm] HAc + [mm]OH^{-}[/mm]
>
> Durch die Reaktion (2) steigt also der pH Wert an da
> Hydroxid gebildet wird, aber gleichzeitig wird ja auch
> wieder HAc gebildet. Sehe ich das richtig: Die
> Essigsäurekonzentration bleibt eigentlich konstant ( weil
> die in (1) verbrauchte durch (2) hergestellt wird, die
> Hydroxidionenkonzentration steigt aber an?
Nehmen wir ein Beispiel: Du gibst 1 mol reine Essigsäure in Wasser.
$HAc + [mm] H_{2}0 \leftrightharpoons Ac^{-}+H_{3}O^{+}$
$\bruch{[Ac^{-}]*[H_{3}O^{+}]}{[HAc]}=K_s=10^{-4,75}mol/l$
$[Ac^{-}]=\wurzel{10^{-4,75}mol/l*1mol/l}=4,217 mmol/l$
Die Konzentration an undissoziierter Essigsäure (bei pH = 2,38) beträgt dann
$[HAc] = 1mol/l-[Ac^{-}]=0,996 mol/l$
Nun titrierst Du mit einem Mol Natronlauge, und hast am Ende (am Äquivalenzpunkt) 1 Mol Acetationen vorliegen, die mit Wasser nach 2) basisch reagieren.
[/mm] [mm]Ac^{-} +H_{2}O \rightleftharpoons HAc + OH^{-}[/mm]
Auch hier kann man die Konzentration an Essigsäure errechnen:
[mm] $\bruch{[HAc] *[OH^{-}]}{[Ac^{-}]}=K_B [/mm] = [mm] 10^{-9,25}mol/l$
[/mm]
$[HAc]= [mm] \wurzel{10^{-9,25}mol/l*1mol/l}=24*10^{-6}mol/l$
[/mm]
Wie man sehen kann bleibt die Essigsäurekonzentration bei der Titration nicht konstant, sondern sinkt in unserem Fall um das 41500-fache. Die Menge an Essigsäure, die durch die basische Reaktion des Acetats am Äquivalenzpunkt entsteht ist also im Vergleich zu der vor der Titration vorhandenen Menge zu vernachlässigen.
> Und der Äquivalenzpunkt(n(NaOh)= n( HAc)) liegt dadurch im
> basischen da in (2) eben durch jede NaOH zugabe Hydroxid
> hergestellt wird?
Der Äquivalenzpunkt liegt im basischen, weil durch die Titration von einer schwachen Säure mit einer starken Base das Salz einer schwachen Säure hergestellt wurde, welches immer eine schwache Base ist.
In 2) wird gar kein NaOH mehr zugegeben. Der Zustand von 2) ist derjenige nach der Titration einer schwachen Säure mit einer äquivalenten Menge an NaOH.
Wenn Du in unserem Beispiel allerdings nach dem Erreichen des Äquivalenzpunktes bei pH = 9,4 weiter NaOH-Lösung hinzufügst, so steigt der pH dann entsprechend der [mm] OH^{-}-Konzentration [/mm] weiter an.
> Danke für die Hilfe!
> breitmaulfrosch
>
LG, Martinius
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Hi!
Danke für Eure Antworten! Übrigens kein Problem mit dem Fehler  Danke für Deine ausführliche Antwort, jetzt habe ichs verstanden!
Grüße
breitmaulfrosch
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