Wie berechne ich bei einer meinentwegen zweibasigen Säure wie zum Beispiel Oxalsäure den Gesamt-ph der Lösung ?
Die ph- Werte der theoretischen einzelnen Lösungen habe ich mir bereits errechnet mit H+ = HA- ;
Additiv können die sich wohl kaum verhalten bei Oxalsäure oder ?
pKs1 = 1.23; pKs2 = 4.19
No Regrets
17.01.2002, 18:08
1. Wähle demnächst eine Aussagekräftige Themenüberschrift als "Ich stehe auf dem Schlauch..." ;)
damit kann kein Besucher des Forums etwas anfangen :yes:
2. Mal die Suchfunktion des Forums probiert ? ;)
3. Falsches Forum: was hat das mit "Analytische und chemisch physikalische Meßverfahren in der Chemie: HPLC, GC, ICP, IR, NMR, MS, Gravimetrie und andere." zu tun
daher verschoben zu AC
aber mach dir nix draus ;) das passiert andern auch :D dazu bin ich da
nobody
17.01.2002, 18:12
@NR: Wieso AC? :eek: Also dieser pH-Wert Kram gehört eigentlich nach Allgemeine Fragen, wenn schon dann OC und nicht AC, denn Oxalsäure ist nun wahrhaftig eine organische Verbindung...
Astat
17.01.2002, 18:12
Danke für das "Geraderücken"
Suchfunktion hab ich probiert, aber die passende Antwort nicht gefunden.
Ich habe gehofft, die Frage wäre mit 1 Satz erledigt gewesen..
bm
17.01.2002, 18:28
ist nicht einfach, denn :
1.) es ist keine starke Säure, das Du kannst nicht annehmen, dass die Dissoziation zu 100% erfolgt.
2.) es ist keine schwache Säure, so dass die Näherungsformel für schwache Säuren (pH = (pKs-lg c0)/2 auch nicht stimmt.
Annahme c0 = 1mol/l, dann würdest Du gemäss 2.) einen pH-Wert von 0.6 errechnen.
Wenn Du diesen Wert in die Henderson-Hasselbalch-Gleichung einsetzt :
pH = pKs + lg (Salz/Säure)
lg (Salz/Säure) = -0.63
(Salz/Säure) = 1/4.27, dann wären 81% nicht dissoziert, 19% aber doch.
Und damit wird die Näherung nach 2.) hinfällig.
Die zweite Dissoziation kannst Du in diesem Fall vernachlässigen.
nachträglich eingefügt : Halt, das gilt nur, wenn man Oxalsäure in Wasser löst; gibt man Lauge (z.B. bei einer Titration) dazu, dann spielt bei steigendem pH-Wert die zweite Diss. stufe sehr wohl eine Rolle.
Astat
17.01.2002, 18:40
Also meinen Sie, ich soll den 2. Dissoziationsschritt komplett vernachlässigen ?
nachträglich eingefügt : Im Falle einer Titration nicht. s.o. bm.
Ich muss nämlich eine Titrationskurve für eine 0.05 M Oxalsäure mit 1 N NaOH incl. signifikante Punkte wie 50% Umsatz usw. berechnen, und dann soll ich noch die Volumenzunahme mit berücksichtigen.
Nochmal zu meiner Frage: Wenn ich jetzt für die Gleichung H2 A wird zu HA- und H+ einen spez. pH- Wert errechnet habe, und für den 2. Schritt HA- wird zu H+ und A2- mithilfe einer Gleichung aus dem Harris wobei eben H+ gleichgesetzt wird mit HA- den pH-Wert dieses 2. Schritt berechnet habe, kann ich dann diese nicht irgendwie miteinander in Einklang bringen
Oder soll ich, wie Sie sagten den 2.Schritt komplett vernachlässigen?
Is ja eigentlich dann immer noch ne starke Säure mit pKs2 = 4.19
Le_Chatelier
17.01.2002, 19:01
Hallo,
prinzipiell denke ich, dass Du die beiden Dissoziationsprozesse schon miteinander in Einklang bringen kannst. Nähmlich indem Du einfach c(H+) am Ende der ersten Dissotiation und c(H+) am Ende der zweiten auf addierst. Dazu betrachtest Du das ganze getrennt und wirst feststellen, dass c(H+) durch die zweite Dissotiation kaum verändert wird (siehe bm).
Hast Du dann c(H+)gesamt (ggf. +10-7 aus der Eigendissotiation des Wassers) müsste sich der pH-Wert bestimmen lassen: -log(c(H+)1 + c(H+)2 ) = pH.
greetings
Mike
nobody
17.01.2002, 19:34
Originalnachricht erstellt von bm
1.) es ist keine starke Säure... 2.) es ist keine schwache Säure...
Gibt doch auch eine Näherung für mittelstarke Säure (pKA -1-4) oder so.
:o Warum ist der Thread immer noch in AC? :o
buba
17.01.2002, 20:10
Originalnachricht erstellt von Last of the Sane
:o Warum ist der Thread immer noch in AC? :o
Man kann ja nicht nonstop im Forum sein... :uh:
upsidedown
17.01.2002, 20:22
Nettes Problem das..
Mal Frage an die Leute, die da mehr Erfahrung haben:
sieht diese berechnete! Kurve ok aus? Soweit ich das überblicke hab ich keine Näherung gemacht, aber...
http://mod.chemieonline.de/upsidedown/phoxal.gif
Die Lösung sieht dann so aus:
http://mod.chemieonline.de/upsidedown/oxloes1.gif
bzw mit den Ks-Werten eingesetzt:
http://mod.chemieonline.de/upsidedown/oxloes2.gif
Das ganze stellt die einzige reelwertige Lösung dieses Gleichungssystems dar:
http://mod.chemieonline.de/upsidedown/oxglsys.gif
Ist allerdings praktisch etwas unhandlich so. Zumal die Geschichte so für die Titration nicht ohne Modifikationen zu verwenden ist...
Aber ich spiel halt gerne :D
Gruß,
UpsideDown
Astat
17.01.2002, 20:47
Also Deine Rechnerei sagt mir wirklich nichts konkretes; die Aufgabe lautet so: man hat eine 0.05 M Oxalsäuredihydrat -lsg. und titriert mit 0.1 N NaOH; unser Problem:
Anfangs pH-Wert: pH = 1/2pks1 - logCsäure ; bei t = 0; Ergebnis: 1.27
zwischen t=o und t=0.5 Berechnung mit Henderson-Hasselbalch;
es müsste doch jetzt gelten bei äquimolaren Konzentrationen pH = pKs1, aber das wäre noch obigen Angaben (pKs1 = 1.23) ja nicht gegeben...?
Kann mir jemand die korrekten Formeln für t= 0.5; t=1; t=1.9;t=2; usw. mit Einbezug der Volumenänderung nennen ?
upsidedown
17.01.2002, 21:06
Wie berechne ich bei einer meinentwegen zweibasigen Säure wie zum Beispiel Oxalsäure den Gesamt-ph der Lösung ?
Das und nichts anderes sollte dir meine Rechnerei sagen. Aber schau mal scharf auf den Graphen (nicht die Rechenterme, die sind im Grunde völlig schnurz - ich hätte das Problem auch numerisch lösen können, dann hätte man sowas gar nicht zu Gesicht bekommen).
Also: Aufgetragen ist der pH-Wert einer Oxalsäurelösung gegen ihre Molarität. Kannst du da einen Einfluss der zweiten Dissoziationsstufe erkennen? Ich jedenfalls nicht. Ich habe also im wesentlichen die Aussage von bm
Die zweite Dissoziation kannst Du in diesem Fall vernachlässigen.
noch mal mit einer naiv-brutalen Methode unterfüttert. Mit ein bischen nachdenken kommt man da aber auch so drauf:
Wenn Du diesen Wert in die Henderson-Hasselbalch-Gleichung einsetzt :
pH = pKs + lg (Salz/Säure)
lg (Salz/Säure) = -0.63
(Salz/Säure) = 1/4.27, dann wären 81% nicht dissoziert, 19% aber doch.
Wenn also schon von der "starken" Säurestufe gerade mal 19% dissoziiert sind kann die zweite, deutlich schwächere (nicht vergessen, pKs-Werte sind logarithmisch!) eigentlich keine Rolle mehr spielen.
Gruß,
UpsideDown
Astat
17.01.2002, 21:09
und wie konkret berechne ich den pH Wert bei t=0.5 ?
upsidedown
17.01.2002, 21:11
Nachtrag: bm ist natürlich so nicht "richtig" - soll sie ja auch nicht. Als Grössenordnungsabschätzung reicht sie aber aus, was an meiner Argumentation nichts ändert.
Astat
17.01.2002, 21:15
HAb ich alles verstanden, aber bei der konkreten Berechnung happert es. Beim Titrationsgrad t=0.5 müsste doch pH = pKs1 sein, oder?
Ist aber nicht so; siehe oben Rechnung;
upsidedown
17.01.2002, 21:22
und wie konkret berechne ich den pH Wert bei t=0.5 ?
halt wie bei einer einprotonigen Säure mit pKs=1.23
Annahme c0 = 1mol/l, dann würdest Du gemäss 2.) einen pH-Wert von 0.6 errechnen.
Wenn Du diesen Wert in die Henderson-Hasselbach-Gleichung einsetzt
Niemand hat Henderson-Hasselbach ausser Kraft gesetzt. bm hat dir nur aufgezeigt, das besagte Näherung nicht konsistent ist.
Du solltest damit eigentlich zum Ziel kommen.
Astat
17.01.2002, 21:25
Versuch es mal mit 0.05 M Oxalsäurelsg. !
upsidedown
17.01.2002, 21:36
Ich hab die Titration ebend noch mal ins Modell eingefügt. Entspricht die Grafik ungefähr deinen Erwartungen? c0 Oxalsäure = 1 mol/l
http://mod.chemieonline.de/upsidedown/titr.gif
Wie man da mit vernünftigen Näherungen rankommt würde mich allerdings auch mal interessieren - der Term von der Lösung füllt eine komplette Bildschirmseite :D:D:D
Wenn du die Grafik in grösser brauchst sag Bescheid, is kein Problem.
Ich weiss nicht, inwieweit dir das weiterhilft, aber eventuell kannst du damit Näherungslösungen verifizieren.
Astat
17.01.2002, 21:42
kannst Du´s auch mal für eine !!0.05 M!! ausrechnen
DAS PROBLEM: Anfangs-pH = 1.27 ; pH bei t=0.5 ist 1.23; pH = pKs1
Gilt diese Regel nur für 1 molare Lösungen oder warum stimmt die Rechnung nicht ?
Wie beziehe ich die Volumenänderung mit ein ?
Astat
17.01.2002, 21:44
Die Kurve sieht SUPER aus !Was benutzt Du eigentlich für ein Programm um diese Kurven zu zeichnen?
upsidedown
17.01.2002, 21:55
Mathematica. Aber damit zeichne ich das nicht nur. Du glaubst doch nicht wirklich, das ich das mit der Hand rechne?? :p
Also, pH(c0=0.05)=1.49 nach meinem Modell
Kurve für c0=0.05 mol/l:
http://mod.chemieonline.de/upsidedown/titr2.gif
Volumenänderung müsste ich noch reinrechnen.
ABER: Die reine Lehre ist das nicht, was ich hier mache...
Astat
17.01.2002, 22:00
aber wenn Du am ersten Pufferpunkt pH = pKs1 hast, dann müsste die Kurve ja vor dem ersten Äquivalenzpunkt absinken ?
Das tut sie aber bestimmt nicht :( das ist das Problem !
Astat
17.01.2002, 22:27
HILFE !
upsidedown
17.01.2002, 22:40
Ganz ruhig, bin ja da :cool:
Aber wenn Du am ersten Pufferpunkt pH = pKs1 hast, dann müsste die Kurve ja vor dem ersten Äquivalenzpunkt absinken ?
Jetzt zäumst du das Pferd von hinten auf. Oder anders gesagt: Wenn Du am ersten Pufferpunkt pH = pKs1 hast, könnte auch einfach nicht erfüllt sein. Das Problem ist ja, das sich in dem Bereich die beiden Säurestufen anscheinend ja überlagern. Zumindest wenn meine Rechnungen richtig sind. Und das hast du sowas wie einen konstanten pKs-Wert einfach nicht.
Ach ja, an der geschichte mit der Volumenzunahme rechnet die Kiste zur Zeit. Mal sehen, ob ich heute noch ein Ergebnis kriege oder ob er aufgibt :D
bm
17.01.2002, 22:46
lasse ich morgen mal eine 0.05 M Oxalsäurelösung titrieren und scanne die Kurve. Wie man sowas berechnet, darüber könnt ihr Euch ja den Kopf zerbrechen.
Wie schon gesagt : es gibt Näherungen für starke und für schwache Säuren, beide versagen bei der ersten Protolysestufe der Oxalsäure.
Was haltet ihr aber von folgender Näherung :
Beginn der Berechnung am zweiten Äquivalenzpunkt, da stimmt sowohl die Henderson-Hasselbalch-Gleichung, wie auch die Formel für schwache Säure. Das müsste 3/4 des pH-Bereiches decken. Für sehr tiefe pH-Werte dann das MWG anwenden (das stimmt immer), und da möglichst keine Näherungen machen, wenn doch iterativ rechnen.
Viel Spass dabei.
upsidedown
17.01.2002, 23:00
Ich seh zwar auf die Schnelle keinen Unterschied, aber bitte:
http://mod.chemieonline.de/upsidedown/titr3.gif
@bm: Wenn du das mit der Referenzkurve wirklich machen könntest - das wäre echt mal interessant ob das was ich da so zusammengebastelt habe nur toll aussieht oder wirklich ein brauchbares Modell ist.
Gruß,
UpsideDown
Astat
17.01.2002, 23:03
Ja, Danke für Eure Anteilnahme!
upsidedown
17.01.2002, 23:13
Gern geschehen.
@bm:
Für sehr tiefe pH-Werte dann das MWG anwenden
Was meinst du was ich die ganze Zeit mache :D:D:D
Na denn, gute Nacht allerseits.
UpsideDown
bm
17.01.2002, 23:19
ist es ja gut.
nobody
17.01.2002, 23:27
Originalnachricht erstellt von bm
lasse ich morgen mal eine 0.05 M Oxalsäurelösung titrieren
Mach das mal, irgendein Stift oder Praktikant findet sich bestimmt. :D
bm
07.02.2002, 21:43
Theorie (geliehen von upsidedown)
http://mod.chemieonline.de/upsidedown/titr2.gif
Praxis
http://mod.chemieonline.de/bm/oxac.jpg
Astat
08.02.2002, 11:48
Find ich super und bedanke mich recht herzlich für den betriebenen Aufwand.
MfG :)
upsidedown
08.02.2002, 15:08
Danke bm. Son Erfolgserlebnis hab ich grad gebraucht :jump_biggrin:
Nur schade das die Achsen nicht bemaßt sind, aber was solls.
@astat: gern geschehen - war echt interessant.
Gruß,
UpsideDown
bm
08.02.2002, 15:44
und für die Oxalsäuretitration ein neues Gerät anzuschaffen, hätte Aerger gegeben. Aber die Achsen kann man einfach selbst beschriften : Markante Punkte sind ja bekannt, und dann linear inter- bzw. extrapolieren.