Warum gilt [HA] = [A-] bei Halbneutralisation?
Mir ist klar, dass halb Neutralisation zB erreicht wird, wenn ich 0,01 mol NaOH mit 0,02 mol HAc vermischen:
HAc + OH- <-> H2O + Ac-, also die hälfte von HAc wird neutralisiert und entsprechend finde ich die andere hälfte als Ac- --> [HAc] = [Ac-]. ABER wir haben doch auch noch HAc + H2O <-> H3O+ + Ac-!! Und dabei wird ein wenig HAc zu H+ und entsprechend müsste beim halbneutralisationspunkt ein wenig mehr Ac- als HAc vorhanden sein??
Daher verstehe ich das Argument nicht, dass da - sagen wir bei 25°C - über Hasselbalch pKa = pH gelten sollte und bei erhöhung der Temperatur verschiebt sich das Gleichgewicht/ die dissoziation (van-`t Hoff) noch weiter nach Rechts.
Ich sollte zB. zwischen 25°C und 70°C in +5°C schritten den pH wert Messen, als Ausgangssituation musste ich bei 25°C [HAc] = [Ac-] annehmen. Dieses Verhältnis ändert sich dann mit zunehmender Temperatur aber ich verstehe diese erste Annahme einfach dann nicht.
Hätte ich bei 70°C die Lösung mit 75ml 0,01mol/L NaOH und 75ml 0,02mol/L erstellt, wäre [HAc] < [A-] oder nicht (einfach weil mehr dissoziiert)? Also warum bei 25°C (was jetzt meiner Meinung nach kein großer Unterschied ist) [HAc] = [Ac-]?
Bräuchte ich also nicht bei höheren Temperaturen weniger NaOH um den halbneutralisationspunkt mit der Definition [HA] = [A-] zu erreichen?
Und rein theoretisch: Wenn der Punkt so definiert ist, würde man eine schwache Säure als halb neutralisiert bezeichnen, wenn man so lange erhitzt, bis k=1 ist? Also ohne Zugabe von einer Base.
2 Antworten
Du hast recht: Wenn Du HA und NaOH im Verhältnis 2:1 mischt, dann gilt die Gleichheit c(HA)=c(A¯) nur näherungsweise, weil wegen der Gleichgewichte eine kleine Menge HA ihr H⁺ abgibt oder alternativ A¯ eines aufnimmt; diese Reaktionen brauchen wir natürlich zum Einstellen des pH-Wertes.
Die einfachen Beispiele haben schwache Säuren wie Essigsäure (pKₐ=4.75) — d.h., wir wissen, daß der pH der Lösung 4.75 sein muß, also haben wir c(H₃O⁺)=10¯⁴·⁷⁵=1.8⋅10¯⁵ mol/l. Bei einer typischen Titration hat man aber Konzentrationen von ≈10¯² bis 10¯³ mol/l im Titrierkolben, also muß nur grob 1% der Moleküle die Protolyse mitmachen, und es gilt immer noch c(HA)≈c(A¯).
- Stell Dir vor, Du mischt NaOH und CH₃COOH (beides c=0.1 mol/l) im Verhältnis 1:2. Nach simpler Rechnung würdest Du erwarten, daß c(HA)=c(A¯)=0.03333 mol/l. Du weißt aber auch, daß c(H₃O⁺)=1.8⋅10¯⁵ mol/l, also müssen ebensoviele HA ihr Proton abgegeben haben, also sind die echten Konzentrationen beider Spezies 0.03333±1.8⋅10¯⁵, und das liegt immer noch sehr nahe bei 0.03333, nämlich c(HA)=0.03331 mol/l und c(A¯)=0.03335 mol/l.
- Bei stärkerer Verdünnung (oder einem höheren pKₐ-Wert für die Essigsäure) wären die Abweichungen stärker, und es gilt dann auch nicht mehr exakt pH=pKₐ.
- Machen wir dasselbe Experiment mit einer 0.001 mol/l NaOH bzw. CH₃COOH. In diesem Fall hat die Lösung pH=4.79, also ein kleines Stück höher als der pKₐ, und die Konzentrationen betragen c(CH₃COOH)=0.000317 mol/l und c(CH₃CO₂¯)=0.000349 mol/l.
- Du siehst also: weil wir ungefähr pH=5 haben, weichen die Gleichgewichtskonzentrationen erst in der fünften Nachkommastelle von der erwarteten Gleichheit ab.
Ich vernute mal, dass HAc für die Essigsäure steht. Und da gilt, dass HAc = Ac-⁻ für den Halbäquivalenzpunkt steht, was dem pKs der Essigsäure entspricht. Der Äquivalenzpunkt st nicht der Neutralpunkt. Das scheint mir der Denkfehler zu sein.
Schade, trotzdem danke. Ich Frage mich nur, warum sich [HA]/[A-] mit der erhöhung der Temperatur dann plötzlich ändert? Anscheinend ist der halbneutralisatjonspunkt nicht temperaturabhängig, dann müsste bei temperaturerhöhung das verhältnis nicht von 1 abweichen (was er aber tut)
Danke, leider liegt der Denkfehler nicht da. Mir ist klar, dass halbäquivalenz und äquivalenzpunkt/neutralisationspunkt unterschiedlich ist. Mit geht es darum, dass die säure ja auch noch zusätzlich schwach dissoziert und somit eben nicht mehr [HAc] = [A-], sondern [HAc] < [A-] gelten müsste.