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Die Gleichung heisst aber

pH = 0.5* (pks - logc0) und nicht pH = 0.5 * pKs - c Salz) wie gross ist c Salz und der Logarithmus fehlt auch.


Hier als Beispiel der umgekehrte Fall schwache Säure mit starker Base.

https://www.cup.uni-muenchen.de/puching ... rB3_3.html

Hallo Nobby!
Müßte man hier nicht doch mit der Konzentration von 0,1 mol/l rechnen?
Die Konzentration der Base ist zwar 1 mol/l .
Aber da die Säure nur eine Konzentration von 0,1 mol/l hat und für eine vollständige Umsetzung zum Ammoniumsalz ( 1:1) das ca. 10-fache Volumen benötigt wird,müßte das Volumen am ÄP doch ebenfalls um den Faktor größer sein,somit die Konzentration des Salzes nicht 1 mol/l,sondern 0,1 mol/l.
Damit dann pH= 0,5 * (pKs - c(Salz) ) .

Chemik-Al.

Ja die der Base, also 1 mol/l

Nobby hat geschrieben: ↑26.09. 2021 16:31 Falsche Konzentration genommen.

Welche Konzentration ist den die Richtige ? 1 mol/L ?

Irgendwie steh ich auf dem Schlauch...

Anmerkung zu

Aber dadurch passt keiner der Indikatoren.

.
Der Umschlagsbereich/-punkt des Indikators muß nicht genau dem pH-Wert des ÄP entsprechen.
Er sollte +/- 1 pH-Einheit um de des ÄP liegen.
Bei einem pH-Wert von 5,36 hätte man Bromthymolblau als Indikator verwenden können.

Chemik-Al.

Falsche Konzentration genommen.

Hallo zusammen,
Kann mir bitte jemand helfen?

Eine 1 mol/L (CH3)3N- Lösung wird mit 0.1 mol/L HCL titriert.
a.) Berechnen Sie den pH im Äquivalenzpunkt (pKB = 4,28)
b.) Welcher der pH- Indikatoren Methylorange, Bromtheymolblau oder Phenolphthalien eignet sich zur Endpunktindikation?

Ich habe bei a einen pH-Wert errechnet von 5,36. Aber dadurch passt keiner der Indikatoren.
Berechnung zu a: pH = 0.5(pks-logC)
pH= 0,5(9,72-log(0.1mol/L) = 5,36

Wo liegt mein Fehler ?