Chemiestudent.de - Chemie Forum

Vielen Danke, nun versteh ich das Ganze richtig. Man kann das mit der log. Definition des pOH-Werts nach dem Wendepunkt der Kurve, genauso wie der log. Def. des pH-Werts vor Erreichen des Wendepunkts der Kurve erklären, stimmt.

Hey,

ich bin jetzt zwar kein Experte, aber ich würde mir den abflachenden Kurvenverlauf gegen Ende auch durch die logarythmische Skala des pH - Wertes erklären.

Wenn ich beispiesweise den pH-Wert von 11 auf 12 erhöhen will, muss ja c(OH-) von 0,001 auf 0,01 steigen, während man bei einer Erhöhung des pH - Wertes von 12 auf 13, c(OH-) von 0,01 auf 0,1 bringen muss.

Bei konstantem Volumen des Lösungsmittels ist dies also vergleichsweise die 10fache Menge.

Würde man also die titrierte Menge gegen den pH - Wert auftragen, wäre der Verlauf exponentiell.

Es müssen immer größere Mengen titriert werden.

Hoffe, dass dir das ein wenig hilft.

Gruß

hallo,
ich hätte da mal eine Frage, bin Chemiestuden auf Lehramt.
Es geht um eine Titrationskurve, wenn man HCl mit NaOH titriert. Der Kurvenverlauf sieht ja bekanntlich folgendermaßen aus:

[img]http://upload.wikimedia.org/wikipedia/de/4/48/Titrationskurve.png[/img]

Nun versteh ich den Kurvenverlauf nicht mehr sobald die Steigung der Kurve gegen Ende wieder abflacht. Der Anfang der plötzlich steile Anstieg (wegen der logarithmischen Definition der ph-Wert Berechnung) ist mir einleuchtend, jjedoch, wie kann man es einfach erklären, dass die Steigung der Kurve sich gegen Ende wieder allmählich abflacht?
Nach erreichen des Neutralisationspunkts sind ja noch H+-Ionen aus der Eigendissoziation des Wassers vorhanden. Warum aber flacht die Kurvensteigung auf einmal ab einem gewissen Punkt ab und steigt wieder nur leicht an gegen Ende. Wie lässt sich das Anhand der verbleibenden H+-Ionen erklären, zumal ja immer mehr OH- Ionen vom NaOH dazukommen, trotzdem aber der PH-Wert-Anstieg irgendwann wieder gemäßigter stattfindet.

Bitte um Hilfe