Titration Punkte berechnen?
Hallöchen, wieder bin ich auf eine Altklausurfrage gestoßen die mich verwirrt. Es geht um folgende Aufgabenstellung allerdings nur um die c).
Keiner ist sich wirklich sicher was tatsächlich gefragt ist.
Entweder 1. Gefragt ist nach dem pH-Wert der sich nach Zugabe angegebener NaOH-Mengen einstellt
Oder 2. Gefragt ist nach den Neutral/Äquivalenzpunkten wenn man davon ausgeht das sich bereits angebenene NaOH-Mengen in der Lösung befinden. Also nach dem zugehörigen pH ( welcher hier ja immer 7 ist) und dem nötigen Volumen an NaOH um zu diesem pH zu kommen.
Theoretisch gibt 2. mehr Sinn aber ab Zugabe von 1ml ist der pH ja 7 und man kann durch Zugabe von noch mehr NaOH ja den pH nicht mehr senken.
Ich hoffe es kann jemand helfen
1 Antwort
Du hast eine Titration einer staken Säure mit einer starken Base. Das ist der einfachste aller möglichen Fälle — so einfach, daß es sogar eine simple Formel für die Titrationskurve gibt (Ableitung kann ich Dir gerne anschreiben, wenn Du Interesse hast).
Dabei ist c₀=0.01 mol/l die Konzentration der Säure in der Probe, V=100 ml ist das Probenvolumen vor Titrationsbeginn, und V ist der Verbrauch an c=1 mol/l NaOH (das Ionenprodukt des Wassers kommt naürlich auch vor). Die Formel berücksichtigt sogar die Volumsveränderung durch die Zugabe an Maßlösung, obwohl man die in Deinem Fall kaum braucht, weil ja nur sehr wenig Volumen an Maßlösung dazukommt.
Mit dieser Formel kannst Du Dir also die Titrationskurve einfach zeichnen:
und Du siehst auch sofort, daß der Äquivalenzpunkt bei V=1 ml (maximale Steigung) zugleich der Neutralpunkt (pH=7) ist.
Abschließend willst Du noch die pH-Werte für ein paar Punkte explizit ausgerechnet haben: V=0 pH=2 (das war einfach),V=0.5 ml pH=2.303, V=0.9 ml pH=3.004, V=0.99 pH=4.004, V=1 ml pH=7 (dazu braucht man auch nicht zu rechnen), V=1.1 ml pH=10.995 (dazu brucht man auch nicht zu rechnen, weil daß näherungsweise derselbe pH wie bei 0.9 ml is, nur gespiegelt um die Linie bei pH=7: 14−3.004≈10.995, naja, fast richtig).
