Hi,
Ich hätte da ne Frage zur Titration von Cl^- nach Mohr.

Am Äuivalentspunkt liegt ein gekoppeltes Gleichgewicht vor aus dem Auflösen des AgCl und dem Bilden von Ag₂CrO₄
Die molare Löslichkeit des Cl^- beträgt nicht mehr 1,25 * 10^-5, sondern 2,6 * 10^-6 mol / l (wenn man von einer Konzentration an CrO₄^2- von 2,5 * 10^-3 mol /l ausgeht, vor dem Ausfällen des ersten Ag₂CrO₄).

Wie berechne ich nun den Mehrverbrauch an Ag⁺ gegenüber einer CrO₄^2--freien Lösung? Um das Löslichkeitsprodukt des AgCl zu erfüllen, müsste die Konzentration an Ag⁺ dann 6 * 10^-5 sein, also ein Mehrverbrauch von 4,75 * 10^-5 mol / l
Oder ist das Quatsch und ich muss vom gekoppelten Gleichgewicht ausgehen, also einem Mehrverbrauch von 9,9 * 10^-6 mol /l?

Wäre echt dankbar für jegliche Hilfe, in der Literatur finde ich leider nichts bis garnichts darüber.

Gruß
Ersti

Vielleicht hab mich nicht klar genug ausgedrückt, da mir keiner antwortet. Naja, versuch ich´s eben besser zu erklären

Die molare Löslichkeit von AgCl ist ungefähr 10^-5 mol /l. Die Konzentration an Cl- muss aber auf sagen wir ungefähr 10^-6 mol / l sinken, damit Ag₂CrO₄ beginnt auszufallen. Also muss man bei Erreichen des Äquivalentpunktes noch 9 * 10^-6 mol Cl- zusätzlich ausfällen! Wie berechne ich nun den Verbrauch an Ag+ vom Äquivalentspunkt bis zum Ausfall des ersten Silberchromats?
a) Muss ich einfach ein Äquivalent zugeben, also 9 * 10^-6 mol Ag+?
b) Muss ich die Konzentration an Cl- ins Löslichkeitsprodukt des AgCl einsetzen, also ergibt sich dann 1,11 * 10^-5 mol Ag+
c) Ganz anders