Titration von Ammoniumchlorid?
Ich habe 10ml einer 0,1M Ammoniumchloridlösung und die wird mit jeweils 10 ml und 25 ml NaOH (0,002M) titriert. wie finde ich jetzt den ph wert nach Zugabe von 10 und 25 ml heraus? Unter der Berücksichtigung vom Volumen.
1 Antwort
Du hast also 10 ml 0.1 mol/l NH₄⁺, das sind n=cV=1 mmol NH₄⁺ im Kolben. Jetzt fügst Du 10 bzw. 25 ml Natronlauge der lächerlich geringen Konzentration 0.002 mol/l hinzu und willst den pH wissen. In Stoffmengen sind das n=cV=0.02 bzw. 0.05 mmol NaOH, also viel weniger als NH₄⁺.
Im Prinzip ist das eine Titration, also können wir eine Titrationskurve zeichnen. Wegen der starken Verdünnung der NaOH liegt der Äquivalenzpunkt bei satten 500 ml Verbrauch, und da die NaOH selbst nur einen pH von 11.3 hat, sieht das alles recht unspektakulär aus:
Sehen wir uns den Anfangsteil vergrößert an:
In diesen Graphiken ist die schwarze Kurve die Titrationskurve, also der pH; die weiße ist die erste Ableitung davon, und die Hintergrundfarben stehen für NH₄⁺ (rot) und NH₃ (blau). Du siehst, daß selbst am Äquivalenzpunkt nicht alles NH₄⁺ deprotoniert ist, das liegt an der hohen Verdünnung der NaOH, die es nicht erlaubt, zu wirklich hohen pH-Werten vorzudringen.
Jetzt ist natürlich die Frage, wie man das zu Fuß ausrechnen kann. Die naheliegende Vorgangsweise ist über die Henderson–Hasselbalch-Gleichung:
- Bei V=10 ml haben wir 1 mmol NH₄⁺ und 0.02 mmol NaOH im Kolben, die reagieren zu 0.98 mmol NH₄⁺ und 0.02 mmol NH₃. Mit der Henderson–Hasselbalch-Gleichung pH=pKₐ+lg(NH₃/NH₄⁺) erhält man pH=7.56, und das stimmt überraschenderweise sogar — eigentlich ist es mutig, diese Gleichung für einen so unsymmetrischen Puffer zu verwenden, aber heute haben wir Glück.
- Bei V=20 ml bekommen wir 0.95 mmol NH₄⁺ und 0.05 mmol NH₃ und pH=7.97
Ehrlich gesagt bin ich verblüfft, daß die HH-Gleichung hier so gut funktioniert, ich hätte mit merklichen Abweichungen gerechnet. Der pH-Anstieg in den ersten 5 ml der Titration ist mit der HH-Gleichung nicht reproduzierbar, aber bei 10 ml Verbrauch funktioniert sie bereits sehr gut.
Jetzt fragst Du Dich vielleicht, wo die Verdünnung durch das ansteigende Volumen in dieser Rechnung geblieben ist. Antwort: Die brauchen wir nicht, da in der HH-Näherung der pH-Wert nur vom Verhältnis der beiden Konzentrationen abhängt, nicht von deren absolutem Wert. Natürlich hättest Du die Konzentrationen auch genau ausrechnen können (die Stoffmengen durch das jeweilige Gesamtvolumen, also 20 bzw. 35 ml), aber beim Berechnen kürzt sich das sowieso wieder raus.
Ich hab jetzt aber mit der Henderson Gleichung ph=8,7 für 10ml und ph≈9 bei 25ml dafür habe ich für ha die stoffmenge von NH4 und für A die stoffmenge von NaOH in den jeweiligen Volumina
was habe ich falsch gemacht?