Berechnung Titrationskurve < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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Hallo und erstmal Danke schon im Vorraus, dass ihr hier reinschaut.
Wir haben in Chemie folgende Aufgabe bekommen, und ich hab echt keine Ahnung wie ich das ganze angehen soll. Hier die Aufgabe :
Berechne (und zeichne) die Neutralisationskurve für die Titration von Ammoniaklösung (0,1 mol/l) mit Salzsäure (1mol/l). Volumen oder Stoffmengen sind uns keine gegeben, nur das quasi.
Wie geh ich da vor ??
Ich hab ja schon rausgefunden, dass der Anfangs-Ph-Wert der Ammoniaklösung bei 11,125 liegt (oder is der falsch?), der Anfangs-Ph-Wert der Salzsäure bei 0 (hier bin ich mir erst recht unsicher, der lg (1) is aber 0).
Und was mach ich jetzt ? Wie komm ich auf den Äquivalenzpunkt ??
Danke schon mal im Vorrause
PS: Ich habe diese Frage auch unter http://www.chemieonline.de/forum/showthread.php?t=113353 gestellt
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Hallo,
> Hallo und erstmal Danke schon im Vorraus, dass ihr hier
> reinschaut.
> Wir haben in Chemie folgende Aufgabe bekommen, und ich hab
> echt keine Ahnung wie ich das ganze angehen soll. Hier die
> Aufgabe :
> Berechne (und zeichne) die Neutralisationskurve für die
> Titration von Ammoniaklösung (0,1 mol/l) mit Salzsäure
> (1mol/l). Volumen oder Stoffmengen sind uns keine gegeben,
> nur das quasi.
> Wie geh ich da vor ??
> Ich hab ja schon rausgefunden, dass der Anfangs-Ph-Wert der
> Ammoniaklösung bei 11,125 liegt (oder is der falsch?), der
> Anfangs-Ph-Wert der Salzsäure bei 0 (hier bin ich mir erst
> recht unsicher, der lg (1) is aber 0).
> Und was mach ich jetzt ? Wie komm ich auf den
> Äquivalenzpunkt ??
>
> Danke schon mal im Vorrause
>
> PS: Ich habe diese Frage auch unter
> http://www.chemieonline.de/forum/showthread.php?t=113353
> gestellt
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Also, deine Rahmenwerte kannst Du schon einmal ausrechnen:
[mm] $NH_3+H_{2}O \rightleftharpoons NH_{4}^{+}+OH^{-}$
[/mm]
[mm] $\bruch{[OH^{-}]^2}{[NH_3]}=\bruch{[OH^{-}]^2}{0,1mol/l}=10^{-4,77}mol/l$
[/mm]
$pOH = 2,885$
$pH=11,115$
Das ist dein Anfangs-pH. Also zeichnest Du auf einem Querformat Din A 4 auf der Ordinate unten den alkalischen pH=14 bis oben pH=0.
Nachdem Du 100 ml Salzsäure mit c=1mol/l zugegeben hast, liegen 0,1 mol Ammoniumionen vor.
[mm] $NH_{4}^{+}+H_{2}O \rightleftharpoons NH_{3}+H_{3}O^{+}$
[/mm]
[mm] $\bruch{[H_{3}O^{+}]^2}{[NH_{4}^{+}]}=\bruch{[H_{3}O^{+}]^2}{0,1mol/l}=10^{-9,23}mol/l$
[/mm]
$pH = 5,12$
Das ist dein Äquivalenzpunkt.
Auf der halben Strecke dorthin hast Du deinen Halbäquivalenzpunkt, nachdem Du 50 ml HCl hinzugefügt hast, welche vollständig mit Ammoniak reagiert haben. Den pH berechnest Du mit Henderson-Hasselbalch:
$pH = [mm] pK_s [/mm] - [mm] lg\bruch{[NH_{4}^{+}]}{[NH_3]}=9,23-lg(1)=9,23$
[/mm]
Statt der Konzentrationen in der HH-Gleichu8ng kannst Du auch einfach die Stoffmenegen an Ammoniumionen und gelöstem Ammoniak einsetzen, da sich das Volumen herauskürzt.
Nun kannst Du dir am geschicktesten eine Excel-Tabelle machen, in welcher Du in 1 ml-Schritten die Stoffmengen an Ammoniumionen und gelöstem Ammoniak einträgst und mit der HH-Gleichung den pH ermittelst. Z. B.:
1. [mm] [NH_{4}^{+}]_1=1,303mmol [/mm] und [mm] [NH_3]_1=98,697mmol
[/mm]
.......
100. [mm] [NH_{4}^{+}]_{100}=99,9924mmol [/mm] und [mm] [NH_3]_{100}=0,00759mmol
[/mm]
Davon nimmst Du dann vielleicht jeden 3. oder 2. Wert für deine Graphik.
LG, Martinius
Edit: Tippfehler berichtigt
Dateianhänge:
Anhang Nr. 1 (Typ: XLS) [nicht öffentlich]
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Hallo Martinius und erstmal danke, für deine Hilfe. Ich hab aber einige Fragen zu deiner Antwort, weil ichs einfach ni verstehe ...
Den Anfang versteh ich ja, aber dann schreibst du :
"Nachdem Du 100 ml Salzsäure mit c=0,1mol/l zugegeben hast, liegen 0,1 mol Ammoniumionen vor. "
Du meinst sicherlich 100 ml Salzsäure mit c = 1 mol/l oder ?? Weil das ist ja die Konzentration der Säure.... Und warum liegen dann 0,1 mol Ammoniumionen vor ?? Das versteh ich ni ? Gibts da sowas wie ne Gleichung oder so ? Was passiert denn, wenn ich das HCl dazu gebe?
Wäre nett, wenn du nochmal zurückschreiben würdest ...
Danke schon mal im Vorraus
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Hallo,
> Hallo Martinius und erstmal danke, für deine Hilfe. Ich hab
> aber einige Fragen zu deiner Antwort, weil ichs einfach ni
> verstehe ...
> Den Anfang versteh ich ja, aber dann schreibst du :
> "Nachdem Du 100 ml Salzsäure mit c=0,1mol/l zugegeben
> hast, liegen 0,1 mol Ammoniumionen vor. "
> Du meinst sicherlich 100 ml Salzsäure mit c = 1 mol/l oder
> ?? Weil das ist ja die Konzentration der Säure....
Ja, meinte ich. Sorry. Da hatte ich mich wohl vertippt.
>Und
> warum liegen dann 0,1 mol Ammoniumionen vor ?? Das versteh
> ich ni ? Gibts da sowas wie ne Gleichung oder so ? Was
> passiert denn, wenn ich das HCl dazu gebe?
[mm] $NH_{4}^{+}+OH^{-}+H_{3}O^{+}+Cl^{-} \to NH_{4}^{+}+2H_{2}O+Cl^{-}$
[/mm]
oder
[mm] $NH_{3(aq)}+HCl_{(aq)} \to NH_{4(aq)}^{+}+Cl^{-}_{(aq)}$
[/mm]
LG, Martinius
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Ok, danke für das alles.
Was mich nur noch interessieren würde ist dein Ansatz für die Berechnung. Also, was nimmst du, was am Äquivalenzpunkt gilt, zum Berechnen desselben ?
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Hallo,
ich bin etwas in Verlegenheit, was ich dir noch erzählen soll, um den Vorgang weiter zu erhellen. Eigentlich hatte ich dir schon alles Notwendige berichtet:
Wenn Du zu 1 l Ammoniaklösung (c=0,1 mol/l) 100 ml Salzsäure gibst (c=1mol/l) dann kannst Du den Vorgang in 2 hypothetische Abschnitte unterteilen:
1.) Alle Ammoniakmoleküle (bzw. die ganze Salmiaklösung) reagieren vollständig mit der äquivalenten Menge an HCl zu 0,1 Mol Ammoniumionen. (Gleichung siehe meinen letzten Post.)
2.) Ein geringer Anteil an Ammoniumionen (von den 0,1 mol) reagiert dann mit Wasser zurück zu [mm] NH_3 [/mm] und [mm] H_{3}O^{+}. [/mm] D. h., Ammoiniumionen, als korrespondiernde Säure zu Ammoniak, sind schwach sauer:
[mm] $NH_{4}^{+}+H_{2}O \rightleftharpoons NH_{3}+H_{3}O^{+}$ [/mm]
Das MWG aufstellen:
[mm] $\bruch{[NH_3]*[H_{3}O^{+}]}{[NH_{4}^{+}]}=\bruch{[H_{3}O^{+}]^2}{[NH_{4}^{+}]}=\bruch{[H_{3}O^{+}]^2}{0,1mol/l}=10^{-9,23}mol/l$ [/mm]
$pH [mm] =\bruch{1}{2}*10,23 [/mm] $
$pH = 5,12$
Das ist also der pH am Äquivalenzpunkt.
LG, Martinius
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