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Hallo zusammen
ich habe leider keine genaue Erklärung für den Anfangsbereich der Titrationskurve einer schwachen Säure mit NaOH gefunden. Dieser unterscheided sich ja von demjenigen einer starken Säure mit NaOH durch den steileren Anstieg am Anfang.
Kann mir jemand sagen, ob meine Erklärung für das Phänomen richtig ist:
Das Protolysegleichgewicht einer schwachen Säure in Wasser liegt weit auf der linken Seite. Deshalb sind nur sehr wenige H3O+ Ionen in der Lösung vorhanden. Gibt man jetzt NaOH dazu dann wird diese geringe Menge an H3O+ Ionen vollständig neutralisiert und der pH-Wert steigt (stärker als bei einer starken Säure mit NaOH) an. Das Gleichgewicht wirkt diesem Zwang aber sofort entgegen und bildet neue H3O+ Ionen.
Danke
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Hallo Spezialidt,
> Hallo zusammen
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> ich habe leider keine genaue Erklärung für den
> Anfangsbereich der Titrationskurve einer schwachen Säure
> mit NaOH gefunden. Dieser unterscheided sich ja von
> demjenigen einer starken Säure mit NaOH durch den
> steileren Anstieg am Anfang.
>
> Kann mir jemand sagen, ob meine Erklärung für das
> Phänomen richtig ist:
> Das Protolysegleichgewicht einer schwachen Säure in
> Wasser liegt weit auf der linken Seite. Deshalb sind nur
> sehr wenige H3O+ Ionen in der Lösung vorhanden. Gibt man
> jetzt NaOH dazu dann wird diese geringe Menge an H3O+ Ionen
> vollständig neutralisiert und der pH-Wert steigt (stärker
> als bei einer starken Säure mit NaOH) an. Das
> Gleichgewicht wirkt diesem Zwang aber sofort entgegen und
> bildet neue H3O+ Ionen.
>
> Danke
Bei: schwache Säure - starke Base läuft man rasch in den Pufferbereich hinein; der pH wird von der Henderson-Hasselbalch-Gleichung bestimmt.
![[]](/images/popup.gif) https://de.wikipedia.org/wiki/S%C3%A4ure-Base-Titration
Bei: starke Säure - starke Base kann man die [mm] H_3O^{+}-Ionen [/mm] und die [mm] OH^{-}-Ionen [/mm] 1:1 verrechnen - und dann logarithmieren.
Auch liegt der Anfangs-pH bei der schwachen Säure höher.
Bsp.: Essigsäure mit [mm] $[HAc]\;=\;0,1 \;mol/l$ [/mm] hat den [mm] $pH\;=\;\frac{1}{2}*\left( pKs-lg[HAc]\right)\;=\;2,9$
[/mm]
Salzsäure mit [mm] $[HCl]\;=\;0,1 \;mol/l$ [/mm] hingegen: [mm] $pH\;=\;-lg\; [HCl]\;=\;1$
[/mm]
LG, Martinius
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Die pufferwirkung verstehe ich.
Aber wie lässt sich der steile Anstieg VOR der pufferwirkung erklären?
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Hallo Spezialidt19,
> Die pufferwirkung verstehe ich.
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> Aber wie lässt sich der steile Anstieg VOR der
> pufferwirkung erklären?
Das ist die Henderson-Hasselbalch-Gleichung.
Verdeutliche Dir es an einem Bsp.: Nimm 100 ml Essigsäure mit c = 0,1 mol/l und 100 ml Natronlauge, ebenfalls mit c = 0,1 mol/l.
Nun bastele Dir eine Excel-Tabelle in 1 ml Schritten - und lasse Dir die Kurve von Excel malen.
LG, Martinius
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Danke die Argumentation mit der HH Gleichung verstehe ich.
Aber wenn jetzt in der klausur die Aufgabe steht dass ich den Verlauf qualitativ erklären soll. Was würdest du dann schreiben.
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Hallo Spezialidt19,
> Danke die Argumentation mit der HH Gleichung verstehe ich.
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> Aber wenn jetzt in der klausur die Aufgabe steht dass ich
> den Verlauf qualitativ erklären soll. Was würdest du dann
> schreiben.
Zur Funktionsgleichung pH = ... gehört ebenselbiger Graph (pH gegen ml Natronlauge).
Ich lasse mal auf halbbeantwortet stehen - vielleicht findet sich noch ein weiterer Antwortgeber.
LG, Martinius
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(Mitteilung) Reaktion unnötig  | | Datum: | 09:20 Do 19.05.2016 | | Autor: | matux |
$MATUXTEXT(ueberfaellige_frage)
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