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Hei! Danke für die Antwort.
Nein, das es eine schwache Base ist, war mir klar. Das also der Äquivalenzpunkt nicht der Neutralpunkt (pH=7) ist mir auch klar. Jedoch habe ich gedacht, dass der Halbäquivalenzpunkt auch bei schwachen Basen v(Säure am Halb)= 0,5* Säure an pH 7 wäre. Egal
Mein eigentlicher Denkfehler wurde dank der formulierung von Wiki verursacht.
Ich dachte pH=pKB und nicht, pOH=pKb also pH=14-pKb.

Danke trotzdem für die Hilfe

Sharim hat geschrieben: Zum anderen wird aber gesagt, dass die Menge an Säure, die am Halbäquivalenzpunkt bereits hineingetropft wurde, die halbe Menge der Säure ist, die gebraucht wird, um die Base vollständig zu neutralisieren (also pH = 7).

Genau da liegt der Denkfehler: Du hast eine schwache Base (NH3).
Am Aequivalenzpunkt (gleiche Menge Saeure wie Base) hast du NICHT pH=7, da du einen Puffer gebildet hast (NH3/NH4+ ). - Muesste mich jedenfalls schwer taeuschen, wenn das nicht die Erklaerung waere

Die allgemeine Frage: Das macht, ausser vollautomatischen Titrationsapparaturen, niemand und selbst da bin ich nicht sicher, ob nicht eher numerische Verfahren als analytische Ableitungen angewendet werden. Also: Keine analytische Ableitungen.



Gruesse
alpha

Hallo!
Ich habe letztens im Labor ein Experiment zur Titration durchgeführt.
Für den Laborbericht würde ich gerne (auch wenn es nicht gefordert ist) eine Analyse der Titrationskurve durchführen.
Anomalien haben ich bereits festgestellt und ihre Ursachen erklärt, jedoch habe ich Schwierigkeiten mit dem bestimmten des Äquivalenz- bzw des Halbäquivalenzpunktes. Da wir dieses Thema, bis auf die beiden Namen, noch nicht hatten, wollte ich euch um Rat fragen.

Zum Experiment:
In eine wässrige Ammoniaklösung unbekannter Konzentration haben wir 0,5 molare Schwefelsäure titriert. Ich habe mir aus meinem Protokoll insgesamt 37 Wert ausgesucht (von ca. 300, da ich nicht alle abtippen wollte ) und sie per Open Office in einer Titrationskurve dargestellt.
Die Titrationskurve zeigt dabei einen typischen Verlauf. Zuerst ein schneller Abfall des pH-Wertes, dann eine lange Strecke in der sich kaum etwas ändert, dann wieder ein extrem schneller Abfall von gut 6 pH, darauf hin wieder ein langsamer Abfall.

Nun habe ich zwei Definitionen für den Halbäquivalenzpunkt (aus dem Internet).
Zum einen ist der pH Wert dieses Punktes gleich dem pKb Wert (da eine Lauge titriert wurde). Das würde einem Halbäquivalenzpunkt bei ca. 4,75 pH entsprechen (für die Ammoniaklösung). Dieser Wert würde sehr gut in den 2. extremen Abfall des pH Wertes passen.
Zum anderen wird aber gesagt, dass die Menge an Säure, die am Halbäquivalenzpunkt bereits hineingetropft wurde, die halbe Menge der Säure ist, die gebraucht wird, um die Base vollständig zu neutralisieren (also pH = 7). Wenn ich aber die Hälfte der hereingetropften Säure am Punkt pH=7 nehme, komme ich in den Bereich, indem sich eine zeitlang nichts getan hat (also VOR dem laut Definition 1 liegenden Halbäquivalenzpunktes).

Nun zu meiner Frage: Wo liegt mein Denkfehler? habe ich mir irgendetwas falsch angelesen?

Meine zweite Frage ist allgemeiner Natur. Ich habe die Titrationskurve aus einer Wertetabelle erstellt. So wie ich meinen Lehrer verstanden habe, sind Äquivalenz- und Halbäquivalenzpunkt jeweils Wendepunkte dieser Kurve. Wie kann ich aus meiner Wertetabelle eine Ideale Kurve erstellen, wonach ich also eine Gleichung habe, mit der ich die Wendepunkte über die Ableitungen genau berechnen kann?

Vielen dank für Eure Zeit und Mühe .

Gruß,
Sharim.