Titrationskurve?

Hallo, kann mir jemand erklären was der Äquivalenzpunkt und der Halbäquivalenzpunkt bei der Titration einer schwachen Säure ist. Könnte jemand genauer auf die H3O+ und OH- Ionen eingehen also was bei diesen Punkten mit den Ionen passiert.
Hat diese Titration auch einen Neutralpunkt oder nicht?

Mit freundlichen Grüßen

Leon

Answer 1

[indiachinacook]

Hier siehst Du eine solche Titrationskurve (20 ml Essigsäure 0.1 mol/l werden mit NaOH 0.1 mol/l titriert); daher liegt der Äquivalenzpunkt bei genau 20 ml Verbrauch, angezeigt durch einen fetten Punkt. Die Essigsäure hat pKₐ=4.74

Ein paar weitere Sachen sollten Dir auffallen:

1. Die Hintergrundfarbe zeigt das Verhältnis zwischen Essigsäure (rot) und Acetat (blau). Am Anfang der Titration liegt praktisch (≈99%) nur undissoziierte Essig­sre vor, die im Verlauf der Titration zu Acetat neutralisiert wird.
2. Der pH am Äquivalenzpunkt ist leicht basisch (8.72), weil da ja eine reine Natrium­acetat-Lösung vorliegt und Acetat als schwache Base den pH leicht anhebt. Die Kurve geht zwangsläufig auch einmal durch den Neutral-Ph, und zwar bei 19.9 ml (also sehr knapp am Äquivalenzpunkt), aber dieser Verbrauch hat keine spezielle Bedeu­tung.
3. Im Bereich von 5 bis 15 ml ist die Kurve flach, wir haben also einen Puffer. Bei fast genau 10 ml liegt der Pufferpunkt, an dem pH=pKₐ (Acetat und Essigsäure liegen in gleichen Mengen vor). Dieser Punkt ist mit einem Ring gekennzeichnet
4. Ganz am Anfang hat die Kurve einen Bereich, in dem sie merklich bis kräftig an­steigt.
5. Am Äquivalenzpunkt gibt es einen sehr steilen, hohen Sprung im pH. Die erste Ab­leitung der Titrationskurve (weiße Kurve) hat dort ein sehr scharfes Maxi­mum.

Zum Vergleich packe ich noch die Titrationskurve einer etwas stärkeren Säure aus, nämlich Chloressigsäure mit dem pKₐ=2.86

Du siehst,, daß die Säure am Anfang bei V=0 bereits merklich dissoziiert ist (11% liegen als Anion vor), daher fehlt der steile Anstieg ganz links. Der Pufferpunkt liegt nicht wie erwartet bei 10 ml, sondern ist zu 9.6 ml verschoben. Dafür ist der Sprung am Äquivalenzpunkt noch höher und schärfer, und auch der pH am Äquivalenzpunkt liegt näher bei Neutral, nämlich bei 7.79.

Wir können aber auch eine schwächere Säure als Essigsäure ansehen, z.B. Blausäure mit einem pKₐ von jämmerlichen 9.4

Hier ist der pH-Anstieg am Beginn der Titration steiler und höher als am Äquivalenz­punkt, diese Titration ist also praktisch ohne Bedeutung. Du siehst daß selbst am Äqui­valenzpunkt noch eine merkliche Menge Säure (roter Hintergrund) übrig ist; das hängt damit zusammen, daß das Cyanid-Ion eine kräftige Base ist, etwa so stark wie Carbonat; deshalb beträgt der pH am Äquivalenzpunkt auch satte 11.0; der Neutral­punkt pH=7 wird bizarrerweise bereits nach 0.85 ml Verbrauch erreicht!

Comments

[Leonhecht12]

Vielen Dank, super erklärt! Danke

Answer 2

[DedeM]

Moin,

nehmen wir mal als Beispiel die Titration von Ethansäure (Essigsäure) mit Natronlauge:

Bei der Titration von Essigsäure beginnt die Titrationskurve im Vergleich mit der Titration einer starken Säure (wie Salzsäure) bei einem höheren pH-Wert (2,76), weil Essigsäure eine relativ schwache Säure ist. Das heißt, dass längst nicht alle Essigsäuremoleküle in wässriger Lösung dissoziiert vorliegen. Es stellt sich vielmehr ein dynamisches Gleichgewicht von dissoziierten zu undissoziierten Molekülen ein, die den pH-Wert ansteigen lässt (im Vergleich mit einer Titration einer starken Säure).
Hier gilt

CH₃–COOH + H₂O ⇄ CH₃–COO^– + H₃O⁺

wobei die Lage des Gleichgewichts eher auf der linken Seite liegt.

Die Zugabe von Natronlauge (OH^–-Ionen!) führt dann (wie bei der Titration von Salzsäure) zunächst einmal zu einem mäßigen Anstieg des pH-Wertes. Dieser ist allerdings im Vergleich mit dem pH-Wert-Anstieg bei der Salzsäure anfangs minimal steiler, weil die hinzugegebene Natronlauge die vorhandenen Oxoniumionen (H₃O⁺) neutralisiert, so dass die bisher noch nicht dissoziierten Essigsäuremoleküle gemäß dem Prinzip von LeChatelier nun Protonen abspalten (das geschieht bei der Salzsäure nicht, weil sie als starke Säure bereits vollständig dissoziiert vorliegt). Hier gilt dann einerseits

H₃O⁺ + OH^– ---> 2 H₂O

und andererseits etwas verstärkt

CH₃–COOH + H₂O ---> CH₃–COO^– + H₃O⁺

Nach einer Zugabe von (etwa) 5 mL Natronlauge ist im Kurvenverlauf ein Sattelpunkt (ein spezieller horizontaler Wendepunkt) zu sehen. Diesen Punkt bezeichnet man als „Halbäquivalenzpunkt“. Er entspricht vom pH-Wert her dem pKs-Wert der schwachen Säure.

Am Halbäquivalenzpunkt sind die Konzentrationen von undissoziierter Ethansäure und dissoziierten Acetat-Anionen gleich groß. Es gilt

[CH₃–COOH] = [CH₃–COO^–]

Das ist der Pufferbereich der schwachen Säure. Hier führen Zugaben von starken Laugen oder starken Säuren nur zu einer minimalen Veränderung des pH-Wertes, weil sowohl hinzukommende Hydroxid-Anionen (von der Deprotonierung der Ethansäuremoleküle) als auch etwa hinzukommende Protonen (durch die Acetat-Anionen) abgefangen werden.

Nach einer Zugabe von etwa 9 mL Natronlauge erreicht die Kurve ungefähr den pH-Wert 6. Bei der Zugabe von etwa 9,9 mL Natronlauge erreichen wir den Neutralpunkt. Hier beträgt der pH-Wert 7,0. Das bedeutet, dass hier die Konzentrationen an Oxoniumionen und Hydroxid-Anionen gleich groß ist. Es gilt:

[H₃O⁺] = [OH^–]

Und dann gibt es bei einer Zugabe von etwa 10 mL Natronlauge (wie bei der Titrationskurve der Salzsäure) einen pH-Sprung um mehrere Einheiten. Wenn man genau 10 mL Natronlauge zu der Essigsäure hinzugibt, hat die Kurve einen Wendepunkt, der etwas oberhalb von pH 9 liegt. Das ist der Äquivalenzpunkt. Am Äquivalenzpunkt liegen dann gleiche Konzentrationen an Säure und Base vor. Hier gilt also:

[CH₃–COOH] = [NaOH]

Wie du siehst, gibt es auch bei der Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base einen Neutralpunkt, denn irgendwo gibt es bei irgendeiner zugefügten Menge an Lauge einen pH-Wert 7...

Ab einer Zugabemenge von 11 mL Natronlauge flacht die Kurve wieder ab, weil ab hier praktisch keine undissoziierte Ethansäure mehr vorhanden ist und nur noch Hydroxid-Ionen hinzukommen, so dass sich der pH-Wert (konzentrationsabhängig) immer mehr dem Wert von verdünnter Natronlauge (13) annähert...

Ich hoffe, das hilft dir.

LG von der Waterkant

Comments

[Leonhecht12]

Vielen Dank für ihre Mühe!
Das hat mir sehr geholfen und sry für die Umstände

mit freundlichen Grüßen

Leon