Warum ist der Äquivalenzpunkt bei einer Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base in den basischen Bereich verschoben?
Manchmal entsteht dabei ja eine schwache Base (z. B. Salz Natriumacetat bei Essigsäure mit Natriumhydroxid. Ist das immer der Fall?
1 Antwort
Die Reaktionsgleichung ist:
Ac⁻ + H2O <--> HAc + OH⁻
und zeigt, dass das Acetat in geringem Umfang mit dem Wasser Hydroxyd-Ionen bildet. Schauen wir uns einmal das Massenwirkungsgesetz für das Acetat an, welches die konjugierte Base zur Essigsäure ist.
(1) Kb = c(HAc) * c(OH⁻)/c(Ac⁻)
c(HAc) = c0 - c(Ac⁻) = x
c(OH⁻) = c(HAc)
Damit wird Gleichung (1) zu:
(2) Kb = x²/(c0 - x)
Da die Essigsäure eine schwache Säure ist, ist sie nur sehr wenig dissoziiert und x<< c0. Damit kann man in guter Näherung Gl. (2) schreiben als:
(3) Kb = x²/c0
Der Kb ist 14 - Ks und Ks der Essigsäure. Kb = 14 - 4,75 = 9,25
(4) x = √(10-9,25 * c0)
Nehmen wir für c0 einmal beispielhaft 1,0 mol/L, dann erhalten wir:
x = 0,0000237137 = c(OH⁻)
pOH = -lg(c(OH⁻)) = 4,63
Und pH = 14 - pOH = 9,37
Salze von schwachen Basen und starken Säuren haben ihren Äquivalenzpunkt im sauren Bereich, Salze von schwachen Säuren und starken Basen hingegen im alkalischen Bereich. Und Salze schwach/schwach oder stark/stark sind neutral. Das ist grundsätzlich so.
Entsteht denn immer eine konjugierte schwache Base bei einer Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base? Acetat ist ja nur beispielhaft