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 Titrationskurve 
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Chemie Junior

Registriert: 23.08.2009, 10:28
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Beitrag Titrationskurve
Ich brauch Hilfe! Ich wollte einbisschen üben und da habe ich diese Aufgabe gesehen, versuche es schon die ganze Zeit und krieg das irgendwie nicht hin!
Also: Man titriert zuerst 100 ml HCl aq mit c=0,1 mol/l mit einer Natronlauge c=1 mol/l! Dann macht man dasselbe mit 100 ml Essigsäure der selben Konzentration. Nun soll man die Titrationskurve zeichnen. Was brauche ich denn alles dafür? Also, ich habe doch in 100 ml
HCl aq 0,01 mol H3O+ Ionen. Wenn wir mal davon ausgehen, dass wir in 0,5 ml Schritten titrieren, haben wir doch nach den ersten
0,5 ml NaOH 0,0005 mol NaOH bzw. OH- Ionen und 0,01-0,0005 = 0,0095 mol H3O+! Wie mache ich denn jetzt weiter? Also wenn ich jetzt nochmal 0,5 ml NaOH reinpacke, habe ich 0,001 mol NaOH und dann 0,01-0,001 mol H3O+??? Und wie berechne ich dann den pH der Lösung in den einzelnen Schritten? Die Kurve zu zeichnen ist dann ja mit Excel nicht mehr so schwer!


23.08.2009, 10:31
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Chemie God
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Beitrag Re: Titrationskurve
Hi,

du benutzt im ersten teil (HCl, NaOH : hier ist dein ansatz korrekt) die definition des pH werts (http://de.wikipedia.org/wiki/PH-Wert ) und rechnest dir die verbliebene H+ in pH nach pH = - log [H+] um

da du ueben willst:
kleine fallen, verstaendnisfragen:

I: wenn du genauso viel OH- zugegeben hast wie H+ da war, dann ist H+ trotzdem nicht null. warum?
II. wenn du mehr OH- zugegeben hast als H+ da war, was ist dann mit dem pH?

fuer den zweiten teil (essigsaeure / NaOH) hast du eine schwache saeure und eine starke base. die titration liefert dir daher eine pufferkurve
http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_10/vlu/pufferloesungen.vlu/Page/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_10/kap10_7/kap10_7a.vscml.html
die analytisch - mathematische behandlung erfordert daher die anwendung der hernderson-hasselbalch-gleichung
http://de.wikipedia.org/wiki/Henderson-Hasselbalch-Gleichung

so. schau mal wie weit du mit diesen infos kommst, und wenns probs gibt oder fragen auftauchen, komm bitte gerne wieder

gruss

ingo

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23.08.2009, 16:19
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Chemie Junior

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Beitrag Re: Titrationskurve
Bei der ersten Frage weiß ich es nicht wirklich! Und wenn man mehr OH- zugibt als H+ da ist, dann ist der pH über 7!


24.08.2009, 09:29
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Chemie Freak
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Beitrag Re: Titrationskurve
zu I) Dissoziationskonstante Wasser? 2(H2O) <-> (H3O)+ + (OH)-


24.08.2009, 10:08
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Chemie God
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Beitrag Re: Titrationskurve
zu II penetrante nachfrage: wenn du mehr OH- zugegeben hast als du H+ an saeure vorgelegt hast, wieviel H+ sind dann noch da?
was bedeutet konkret "pH ueber 7", wieviel H+ hast du wenn du den OH- gehalt auf o.1 mol/l hochgejubelt hast, und welchen pH gibt das?

gruss

ingo

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24.08.2009, 10:56
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Chemie Junior

Registriert: 23.08.2009, 10:28
Beiträge: 23
Beitrag Re: Titrationskurve
Naja, wenn ich mehr OH- reingebe, als H+ da war, dann habe ich doch am Ende keine H+ mehr, weil sie neutralisiert wurden. pH über 7 bedeutet, dass ich mehr oder nur (?) OH- Ionen habe, die Lösung also basisch ist.
Und für die zweite Frage, also wie viel H+, wenn [OH-]=0,1mol/l, müsste ich doch wissen, wie molar die Lösung ist, oder? Bin in den Ferien einbisschen eingerostet...
Ich hab noch eine ganz banale Frage: wenn ich eine saure Lösung habe, die c=0,1mol/l hat, dann hat doch ein Liter davon den pH -log0,1; 100ml aber -log0,01. Das macht doch aber wenig Sinn, weil der pH doch gleich bleiben muss. Ich muss doch irgendwo einen Denkfehler machen. Das war auch mein Problem bei HCl aq! Und könntest du mir bei bei Essigsäure auch einbisschen weiterhelfen, ich bin mir nicht so sicher, wie ich das mit der Gleichung machen soll, was ich also z.B. für die einzelnen Sachen einsetzen muss, also [HA], [A-] ...


24.08.2009, 13:12
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Chemie God
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Registriert: 03.02.2007, 14:32
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Beitrag Re: Titrationskurve
nunja..gut dass wir da so tef reingegangen sind...

also:

solange du wasser hast, sind IMMER alles spezies , also O^2-, OH-, H20, H+ anwesend!(halt nur in unterschiedlichen mengen; in der vereinfachten betrachtung die ich dir nachfolgend gebe wird [H2O] als konstant angenommen und [O^2-] als vernachlaessigbar, d.h. man konzentriert sich nur auf H+, OH-)
das ist das sog. "ionenprodukt des wassers" ( http://www.gm-projects.de/index.php?id=23 ) , und es spielt immer mit sobald du chemie in waessrigen loesungen machst

das gesetz lautet vereinfacht:
das produkt aus [OH-] und [H+] ist eine konstante! ( K = 10^-14 mol^2/l^2 )

m.a.w.: wenn du eine knacksaure loesung hast..sagenwir mal pH 1, dann ist trotzdem noch ein winziges bisschen OH- anwesend, und vice versa
bei pH 1 (also knacksauer) sind trotzdem noch 10^-13 mol/l OH- am rumschwabbeln, und bei pH=10, also deutlich basisch, sind immer noch 10^-10 mol/l H+ zugegen

egal welcher pH: es sind IMMER beide da
das produkt ihrer konzentrationen ist [H+]*[OH-] = 10^-14
was gleichbedeutend mit der logarithmischen schreibweise pH + pOH = 14 ist

H+ kann also OH - in wasser nie vollstaendig "wegfangen", ein rest entsprechend des ionenprodukts verbleibt immer



soderle

und mit diesem ionenprodukt kannst du dir nun auch ausrechnen welche [H+] "als kehrseite der medaille" zu einer [OH-] von 0.1 mol/l gehoert

zu deinem denkfehler: du schmeisst da "absolute menge" und konzentration durcheinander

die konzentration einer suppe bleibt gleich, und ein loeffel versalzener suppe schmeckt genauso ungeniessbar wie ein ganzer teller voll
aber die absolute salzmenge die du mit "nur" nem loeffel voll wegschlabberst ist natuerlich viel kleiner, als wenn du nen kompletten teller niedermachen sollst
der pH (die konzentration..) bleibt also gleich , egal wieviel ml du von der sosse beprobst, du hast halt nur unterschiedliche absolutmengen

oder noch anders gesagt: "mol" und "mol/l" ist ein gewaltiger unterschied !


last not least, wg. essigsaeure: du hast "aktuelle" konzentrationen, die du als ergebnis der titration ausdruecken musst
beispiel: [CH3COOH] ist die aktuelle konzentration die nachbleibt, nachdem du einen teil der saeure mit natronlauge wegtitriert hast:
[CH3COOH] = cO ( CH3COOH) - zugesetzte natronlauge (das ist mithin dein [HA] )
die entstehende acetatkonzentration ist gleich der zugesetzten natronlauge-menge, da natronlauge als starke base die schwache saeure komplett in ihr salz ueberfuehrt:
[CH3COO-] = zugesetzte natronlauge (das ist dein [A-] )
da [A-] und natronlauge gleich sind, kann man das auch in den ersten ausdruck einsetzen:
[CH3COOH] = cO ( CH3COOH) - [A-]

und schon liefert dir dieser ausdruck hier deinen gesuchten pH wert
Bild

(zusatzinfo: pKs essigsaeure 4,75)


kommst du weiter?

gruss

ingo

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24.08.2009, 14:03
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Chemie Junior

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Beitrag Re: Titrationskurve
Also jetzt nochmal zu HCl aq. Wenn ich den pH-Wert im ersten Schritt (= 0ml NaOH) ausrechnen will, muss ich ja -log0,1 rechnen, obwohl ich 0,01 mol H3O+-Ionen habe. Wenn ich nun aber im zweiten Schritt den pH ausrechnen will, habe ich ja 0,01-0,0005 = 0,0095 mol H3O+-Ionen, muss ich dann aber trotzdem 0,1-0,0005 rechnen? Genau das war nämlich der Punkt, bei dem ich bei HCl hängen geblieben bin! Das hat mich verwirrt, bzw. verwirrt mich immernoch!!


24.08.2009, 21:02
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Chemie God
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Beitrag Re: Titrationskurve
Hi,

der pH-wert bezieht sich NIE auf die absolutmengen, sondern IMMER auf die (resultierenden) konzentrationen

d.h.: du berechnest aus der dir gegebenen konzentration und dem volumen zunaechst die absolutmenge beider zutaten, bildest sodann die differenz, und rechnest die resultierende differenz wieder in eine konzentration um

beispiel: 1. zugabe NaOH, angenommen sei 1 ml zugabe

ausgangskonzentration HCl : 0.1 mol / l (--> ausgangs-pH = 1)
ausgangsvolumen HCl : 100 ml
--> ausgangsmenge HCl 10 mmol

konzentration NaOH 1 mol/l
angenommene zugabemenge 1 ml
--> darin enthalten 1 mmol

--> neue "restmenge" HCl 10 mmol - 1 mmol = 9 mmol
--> neues volumen 100 ml + 1 ml = 101 ml

--> neue konzentration HCl = 9 mmol/101 ml ~ 0.089 mol/l
--> neuer pH = 1,05

beispiel: zugabe eines weiteren ml NaOH
--> neue "restmenge" HCl = 8 mmol
--> neues volumen 102 ml
--> neue konzentration HCl ~ 0.078 mol/l
--> neuer pH = 1,1

und so exelst du dich von punkt zu punkt

entwirrt das die dinge ein wenig ?


gruss

ingo

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24.08.2009, 23:01
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Chemie Junior

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Beitrag Re: Titrationskurve
Hi!
Du bist echt super! Kannst wirklich super gut erklären! Also schonmal ein riesen großes Danke schön, auch wenn ich noch nicht ganz fertig bin!
Ich hab nochmal eine Frage: Wenn ich jetzt bei HCl so weiter mache, habe ich ja irgendwann 10mmol, also 10ml NaOH zugegeben. Dann kann ich ja nicht mehr so weiterrechnen! Was ist da denn für ein "Moment", also was ist da passiert! Muss ja etwas Besonderes sein!


25.08.2009, 16:44
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Chemie God
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Beitrag Re: Titrationskurve
dieser moment heisst "neutralpunkt", d.h. ausser wasser und dem aus der reaktion entstandenen neutralsalz (HCl + NaOH --> NaCl + H2O) schwimmt da nix weiter in der suppe rum.
"neutral"salz ist wichtig, denn der neutralpunkt ist hier ein spezialfall ( des allg. "aequivalenzpunktes"), dem moment in der titration also, bei dem du gleiche stoffmengen von saeure und base zusammengegeben hast.
neutralsalze entstehen dann, wenn saeure und lauge beide ~ gleich stark sind, ihre loesungen haben dann pH = 7 (naja, manchmal auch nur so ungefaehr, kommt drauf an wie genau du hinguckst)
fuer "nicht-neutral" salze ist der pH dann ggf. eben trotzdem im sauren (z.b. NH4Cl aus NH3 und HCl) oder basischen (z.b. Na3PO4 aus NaOH und Na2HPO4)

du wirst bei der behandlung des essigsaeure/NaOH falls sehen, dass da neutralpunkt und aequivalenzpunkt eben NICHT zusamenfallen, du erreichst da naemlich pH=7 (also den neutralpunkt) schon vor dem aequivalenzpunkt:
Bild
(aus: http://www.chemgapedia.de/vsengine/tra/vsc/de/ch/4/cm/chemmed.tra/Vlu/vsc/de/ch/4/cm/saeuren.vlu/Page/vsc/de/ch/4/cm/saeuren/titration_schwache_saeure.vscml.html)

so, zurueck zum ersten fall:
am neutralpunkt "regiert" also ausschliesslich das wasser den pH (ionenprodukt, siehe fruehere posts)
du hast da dann also nicht [H+] = 0 (also pH minus unendlich), sondern aus
2 H2O <--> H3O+ + OH-
dann eben [H+]= 10^-7 mol/l

korrektopaldistens muesstest du in der naehe dieses punktes fuer die mathematische behandlung zur ermittlung des pH dann also bilden :
pH = - log ( [H+(restsaeure)] + 10^-7 )
das wird aber im allgemeine (wie so vieles andere auch) idealisierend vernachlaessigt

gruss

ingo

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25.08.2009, 17:46
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Chemie Junior

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Beitrag Re: Titrationskurve
Hey!
Ich krieg das irgendwie nicht richtig hin bzw. ich hab noch nicht alles richtig verstanden glaube ich...
Also: Erstes Problem ist Excel: Bei der Rechnung muss man irgendwo 0,0045-0,0005 rechnen. Ist ja klar, = 0,004! Bei Excel steht aber 0,003999999....! Ist ja nicht so falsch, aber das zieht sich dann halt durch die ganze Spalte! Ich verstehe nicht, warum Excel das so ausrechnet; 0,0045 und 0,0005 haben keine weiteren Nachkommastellen, habe nachgeguckt!
Ein weiteres Problem ist das, was ich bereits angesprochen hatte! Bei 10ml NaOH habe ich bei beiden Fällen 0mol H30+-Ionen! Deswegen kann ich den pH-Wert nicht ausrechnen! Aber es gibt ja einen zugehörigen pH-Wert! Der Rest davor stimmt, hab bei HCl auch schon die Kurve gezeichnet, nur eben dieser Punkt. Und weiter geht es dann nicht, da es negative Werte sind!
Ich hoffe, ich nerv (dich) nicht zu sehr, aber wäre echt super, wenn du/ihr mir das auch erklären könntest/könntet!! 1000 Dank schonmal im Voraus und natürlich auch für die Erklärungen davor! ; )


26.08.2009, 16:04
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Chemie God
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Beitrag Re: Titrationskurve
Hi,

1. excel: hoert sich schwer nach dem alten fliesskommaproblem bei mickeysoft an...
ich kann jetzt nicht beschwoeren dass open office calc. dat net hat (weil irgendwie greift dat ja alles auf das drunterliegende betriebssystem zu, seufz!), aber probiers mal damit...
ansonsten, ich meine bei excel kannste irgendwo einstellen ab wieviel nachkommastellen er rundend abbrechen soll.

2:
Zitat:
Bei 10ml NaOH habe ich bei beiden Fällen 0mol H30+-Ionen!


aehm...
Zitat:
du hast da dann also nicht [H+] = 0 (also pH minus unendlich), sondern aus
2 H2O <--> H3O+ + OH- dann eben [H+]= 10^-7 mol/l


irgendwie scheine ich das nicht wirklich verstaendlich ausgedrueckt zu haben..
... und du scheinst die links mit dem ionenprodukt des wassers entweder gar nicht gelesen, oder aber nicht verstanden zu haben...
.. und "in beiden faellen": nein, die sind beide unterschiedlich!

lass dir die bisherigen antworten noch mal auf der zunge zergehen, arbeite sie nochmal entspannt und aufmerksam durch...

und wenn dann noch was unklar ist, sollten wir damit beginnen das mit "ionenprodukt" als allererstes nochmal haarklein durchzukauen, bis es verstaendlich ist, sonst haengst du dich da ewig dran auf und wirst an dieser klippe immer zerschellen

ok, gib echo wenn du nachgearbeitet hast, und wo dann genau noch die luecken sind, beginnend mit dem ionenprodukt des wassers

gruss

ingo

P.S.: entschuldige die nachfrage, aber auf welchem niveau bist du eigentlich (dann kann ich eventuell etwas sinnvoller drauf eingehen) ?

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26.08.2009, 16:34
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Chemie Junior

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Beitrag Re: Titrationskurve
Ich habe das schon verstanden, aber das Problem ist, dass ich das nicht mit der Rechnung vereint kriege, wenn ich das so rechne, wie du das gepostet hattest!

Zitat:
beispiel: 1. zugabe NaOH, angenommen sei 1 ml zugabe

ausgangskonzentration HCl : 0.1 mol / l (--> ausgangs-pH = 1)
ausgangsvolumen HCl : 100 ml
--> ausgangsmenge HCl 10 mmol

konzentration NaOH 1 mol/l
angenommene zugabemenge 1 ml
--> darin enthalten 1 mmol

--> neue "restmenge" HCl 10 mmol - 1 mmol = 9 mmol
--> neues volumen 100 ml + 1 ml = 101 ml

--> neue konzentration HCl = 9 mmol/101 ml ~ 0.089 mol/l
--> neuer pH = 1,05

beispiel: zugabe eines weiteren ml NaOH
--> neue "restmenge" HCl = 8 mmol
--> neues volumen 102 ml
--> neue konzentration HCl ~ 0.078 mol/l
--> neuer pH = 1,1


Und bei Essigsäure habe ich das halt mit der H.-H.-Gleichung gemacht!


26.08.2009, 16:58
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Chemie God
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Beitrag Re: Titrationskurve
Zitat:
korrektopaldistens muesstest du in der naehe dieses punktes fuer die mathematische behandlung zur ermittlung des pH dann also bilden :
pH = - log ( [H+(restsaeure)] + 10^-7 )


bedeutet also konkret: "in der naehe " von 10 mmol NaOH zugabe musst du den pH anders berechnen als "weit weg davon"

vorgerechnet:

beispiel zugabe 10 mmol (entsprechend deiner 10 ml):

pH = - log ( 10 mmol/110ml salzsaeure - 10 mmol/110ml natronlauge + 10^-7) = - log ( 0 + 10^-7) = 7

du kannst auch die ganze zeit, also schon vom ersten wert an, mit dem fitzelchen von "plus zehn hoch minus sieben mol H+/l aus der wasser-eigendissoziation" rechnen, macht auch nix...ausser die rechnung etwas aufwendiger...
... und ja, das funzt auch wenn du "rechnerisch uebertitrierst"... du musst dann nur erstmal den pOH so berechnen, und den dann schlussendlich in den pH umformen, sonst bekommt exel da wieder bauchschmerzen wenn es H+ von OH minus subtrahieren soll...

gruss

ingo

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26.08.2009, 17:10
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