Welche Bedeutung haben die Äquivalenzpunkte bei einer Säure-Basetitration (Mehrprotonige Säure/starke Base) und wo finde ich Diagrame zum Thema?

2 Antworten

Wenn Du eine mehrprotonige Säure mit NaOH titrierst, dann erzeugst Du nacheinander die verschiedenen Salze. Z.B. nehmen wir Phosphorsäure:

H₃PO₄ + NaOH  ⟶  NaH₂PO₄ + H₂O

NaH₂PO₄ + NaOH  ⟶  Na₂HPO₄ + H₂O

Na₂HPO₄ + NaOH  ⟶  Na₃PO₄ + H₂O

(Natürlich dissoziieren die Salze in Wasser, man kann also auch nur die Ionen anschreiben.)

Wenn Du die Titration mit H₃PO₄ beginnst, dann erreichst Du irgend­wann einen Punkt, an dem Du genau soviel NaOH zu­gege­ben hast, daß die Lösung genau so zu­sam­men­gesetzt ist wie eine Lösung von NaH₂PO₄ in Wasser (dabei domi­niert das Ion H₂PO₄⁻, aber weil es ja noch die ver­­schie­­de­­nen Säure­gleich­gewichte gibt, findet man auch noch kleine Mengen der anderen Phosphor-Biester darin).

Das ist der erste Äquivalenzpunkt. Am zweiten (mit doppelt so viel Basen­verbrauch) ent­spricht die Zu­sam­men­setzung genau einer Lösung von Na₂HPO₄, und am dritten hast Du dann eine Na₃PO₄-Lösung.

An einem Äquivalenzpunkt kann es einen pH-Sprung geben. Muß aber nicht sein. Das hängt von etlichen Details ab, vor allem den Säurekonstanten (wenn die engt beieinander liegen, oder wenn die Säure sehr schwach ist, dann kann man oft gar nichts sehen), aber auch von der Verdünnung (in konzentrierten Lösungen sieht man mehr).

Ich wüßte nicht, wo Du Dir Titrationskurven im Netz ansehen kannst, aber ich kann welche für Dich berechnen. An diese Antwort hänge ich drei an, die ver­schie­de­ne Effekte zeigen. In jeder davon werden 20 ml einer ein­molaren drei­basigen Säure mit 1 mol/l NaOH titriert (ohne Zugabe von weite­rem Wasser).

Die Plots sind ziemlich raffiniert: Sie zeigen die Titrations­kurve (schwarz), deren erste Ableitung (weiß) und die Gleich­gewichts­zusam­men­setzung der Lösung als Farb­werte im Hinter­grund (rot für die reine Säure, blau für die voll­ständig de­proto­nierte Form, und rot­violett bzw. blau­violett für die teilweise de­proto­nier­ten Ionen).

Die Äquivalenzpunkte sind mit schwarzen Vollkreisen mar­kiert, die Ringe be­zeich­nen den Punkt, an dem die Gleich­gewichts­konzentra­tio­nen zweier Spezies gleich groß sind.

(Wer das Programm haben will und sich vor ein bißchen Linux-Command­line nicht fürchtet soll mir schreiben)

Das erste Beispiel ist Phosphorsäure (pKₐ=2.148, 7.198, 12.319). Man sieht die ersten beiden Stufen gut, die dritte so gut wie gar nicht. Das liegt daran, daß der pK₃ sehr hoch ist (PO₄³⁻ ist eine relativ starke Base bzw. HPO₄²⁻ ist eine ganz schwache Säure).

Das zweite Beispiel ist Zitronensäure (pKₐ=3.09, 4.75, 5.41). Die drei sind ein­an­der so ähn­lich, daß man keine pH-Sprün­ge bei den ersten beiden Äqui­valenz­punkten sehen kann, dafür ist dann der dritte sehr stark. Das äußert sich auch darin, daß bei ca. 28 ml Ver­brauch eine Lösung erreicht wird, in der alle vier Citrat-Spezies in merk­lichen Konzentrationen neben­einan­der vor­liegen; sowas puffert und unter­drückt pH-Sprünge.

Das letzte Beispiel hat die pKₐ-Werte 0.3, 4.8 und 9.1. Hier sieht man perfekt alle drei Äqui­valenz­punkte als hübsch gleich hohe Sprünge. Leider kenne ich keine Säure mit genau diesen pKₐ-Werten, sonst wäre das ein netter Schülerversuch.

(Wenn Du mehr Kurven haben willst: Mein Programm rechnet sie gerne aus)

Titrationskurve Phosphorsäure H₃PO₄, pKa=2.148, 7.198, 12.319 (alles 1 mol/l) - (Chemie, Base, Säure) Titrationskurve Zitronensäure, pKa=3.09, 4.75, 5.41 (Konzentrationen 1 mol/l) - (Chemie, Base, Säure) Titrationskurve pKa=0.3, 4.8 und 9.1 (alle Konzentrationen 1 mol/l) - (Chemie, Base, Säure)

Diagramme findest Du selber. Suche nach Titration und einer der Säuren Phosphor-, Schwefel-, Oxal-, Kohlen-, Borsäure

Zeichne Dir die "Titrations"-kurve von reinem Wasser mit NaOH auf, da kannst Du den pH ja berechnen.

Wegen der logarithmischen Skala (von pH=9 auf 10 brauchst Du zehnmal so viele OH- wie von 8 auf 9) läuft die Kurve immer umso flacher, je weiter Du ins Alkalische kommst.

Wenn es um den mittleren Äquivalenzpunkt bei einer dreiprotonigen Säure geht, kommt noch hinzu, dass der pH-Bereich eingeengt wird durch die Umschlagbereiche links und rechts davon.  Weniger Spielraum 0 weniger Steilheit.

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