Cl nach Mohr

[Ersti]

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 CrO42- von 2,5 * 10^-3 mol /l ausgeht, vor dem Ausfällen des ersten Ag2CrO4).

Wie berechne ich nun den Mehrverbrauch an Ag+ gegenüber einer CrO42--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

[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