Indikatoren --> Äuqiva. Punkt < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
|
| Status: |
(Frage) beantwortet  | | Datum: | 18:51 Mo 27.06.2005 | | Autor: | Plorel |
Hi alle zusammen
wir schreiben morgen eine Chemiearbeit und da sind mir noch einige
Punkte unklar, wäre nett wenn ihr mir helfen könntet.
Also:
1) eine titrationkurve steigt erst langsam, dann springt sie beim Äuivalenzpunkt und steigt bis 14 dann wieder langsam. Liegt das an der logharitmischen Skala?
2) Wieso benutzt man Indikatoren, die weit entfernt von pH-Wert 7 umschlagen, um den Äuivalenzpunkt zu bestimmen...
Wieso legt man den Umschlagspunkt nicht generell einfach auf 7?
--> und wenn der Umschlagspunkt beim Halbäquipunkt ist, (also = pKs)
wie berechne ich daraus den Äquivalenzpunkt??
Schönen Tag noch,
btw. bald sind Ferien xD
greets plorel
- ich habe diese Frage in keinem anderen Forum gestellt -
|
|
| |
|
hi du
also ich versuch dir mal deine fragen zu beantworten.
warum die kurve am Aquivalenzpunkt verläuft weis ich auch nciht
aber was die indikatoren angeht....
also du wählst immer einen idikator der möglichst den ganzen steilen bereich abdeckt, da es sehr schwer ist genau pH=7 zu bekommen und wenn du ein größeren umschlagsbereich hast, also ein breiterer streifen am steilen Teil der kurve dann kannst du eher den Äquivalenzpunkt bestimmen. weil manchmal überspringst du den ÄP allein mit einem Tropfen...
und wenn du den pks wert hast.. dann nimmst du die Ausgangskonzentration der Säure oder Base und nimmt das als die Konzentration der korrespondierenden Base oder Säure dann setzt du das in die gleichung
für säure:
also hier hattest du dannn ja gegeben c (HA) vom anfang ist am ende dann c(A-) weil die ganze säure ja umgesetzt wurde.
dann setzt du das in die Formel ein: POH=1/2(pkb - lg c(A-) und dein pH wert am ÄP ist dann 14- pOH
für basen nimmst du einfach immer das andere also dann die conzentration der entsandenen säure und die formel pH = 1/2(pks - lgc(HA)
ich hoff mal das hilft dir weiter
|
|
|
| |
|
| Status: |
(Frage) beantwortet | | Datum: | 21:32 Mo 27.06.2005 | | Autor: | Plorel |
hi
Danke erstmal, ich glaube ich habe es grob verstanden.
Vllt kannst du mir, da wir deine Formel nicht hatten, bei einer Aufgabe helfen?
20 ml NH3-Lösung (0.1 mol/l)
Dazu wird HCl gegeben (o.1 mol/l) bis der ÄquiPunkt erreicht ist.
Wie gross ist der Ph-Wert dort.
Also:
NH3 + HCl <------> NH4 + Cl
jetzt müsste ich nach deiner Formel pOH = 1/2(pks - lgc(HA))
erstmal pKs berechnen. Aber wie geht das, das es doch keine Lösung is Wasser ist und wie setze ich fort?
Danke für eure Mühe mit mir
greetz
Plorel
|
|
|
| |
|
| Status: |
(Mitteilung) Reaktion unnötig  | | Datum: | 22:09 Mo 27.06.2005 | | Autor: | TranVanLuu |
Also, dass das nicht in Wasser sein soll stimmt so eigentlich nicht! Ammoniaklösungen und verd. HCl sind normalerweise Lösungen, die in Wasser vorliegen.
MfG
Tran
|
|
|
| |
|
hi
den pks solltest du angegeben haben oder in einer tabelle nachschaun. meinermeinung nach sind die angaben zum berechnen zu spärlich
der pkb der NH3 lösung ist bei 4,75
der Äquivalenztpunkt ist dann c (Cl) = c(ursprünglich NH3)
dann nimmst du pH=1/" (pks - lgc(NH4+)) = 1/2 (14-4,75 - lg 0,1) = 5,125
|
|
|
| |
|
>
> Hi alle zusammen
>
> wir schreiben morgen eine Chemiearbeit und da sind mir noch
> einige
> Punkte unklar, wäre nett wenn ihr mir helfen könntet.
> Also:
>
> 1) eine titrationkurve steigt erst langsam, dann springt
> sie beim Äuivalenzpunkt und steigt bis 14
> dann wieder langsam. Liegt das an der logharitmischen
> Skala?
Kann man tatsächlich mit der logarithmischen Skala begrüden. In deinem Beispiel titrierst du ja quasi eine Säure mit einer Base, d.h. die Basenkonzentration nimmt linear zu, wodurch die [mm] H^{+} [/mm] Ionenkonzentration linear abnimmt. Da nun logarithmisch skaliert ist, entsteht dieser Kurvenverlauf. Im Vergleich zu einer "normalen" Logarithmusfunktion ist unsere Kurve allerdings insofern verändert, als dass sie verschoben ist und quasi zwei Äste besitzt, die durch den ÄP getrennt sind, was dadurch entsteht, dass wir Säure vorgelegt haben und bei einer Konzentration von 0 eine [mm] H^{+} [/mm] Konzentration von 10^-7 mol/L vorliegt!!
Gruß
Tran
|
|
|
| |
|
Hallo plorel,
ich möcht kurz auf den 1.Teil Deiner Frage antworten - nämlich wie man den steilen Verlauf der pH-Titrationskurve im Equivalenzpunkt begründet.
Um den Anstieg einer Kurve zu berechnen, muss man bekanntlich die erste Ableitung bilden.
Unsere Kurve hat die Formel : pH(c) = 0.5 * (pKs + log(c/c0))
Das heisst, der pH-Wert ist abhängig von der Konzentration c der bewussten Säure. pKs ist eine Konstante, c0 ist eine Vergleichsbasis
(= pH-wert des Systems bei Standardkonzentration der Säure).
Was wir wissen wollen: wie gross ist der Anstieg der Kurve "pH" im Equivalenzpunkt (c => 0) ?
Ableitung : d (pH) / d (c) = k 0.5* c0/c (siehe Formelsammlungen für Mathe).
k = ein proportionalitätsfaktor wegen der decadischen Logarithmen.
Die Ableitung ist also reziprok zur Säure-konzentration. Sie wird beliebig gross im Falle von c=0. Unendlich grosse Ableitung heisst ?
Hoffe, es hilft weiter.
Gruss, der detonist.
|
|
|
|
