Titrationskurve - Titration curve
Titrationen werden oft in Diagrammen aufgezeichnet , die als Titrationskurven bezeichnet werden und im Allgemeinen das Volumen des Titriermittels als unabhängige Variable und den pH-Wert der Lösung als abhängige Variable enthalten (da er sich je nach Zusammensetzung der beiden Lösungen ändert).
Der Äquivalenzpunkt im Diagramm ist dort, wo die gesamte Ausgangslösung (normalerweise eine Säure ) durch das Titriermittel (normalerweise eine Base ) neutralisiert wurde . Sie kann genau berechnet werden, indem man die zweite Ableitung der Titrationskurve findet und die Wendepunkte berechnet (wo die Kurve die Konkavität ändert ); in den meisten Fällen reicht jedoch eine einfache visuelle Inspektion der Kurve aus. In der Kurve nach rechts gegeben sind beiden Äquivalenzpunkte sichtbar ist , nach etwa 15 bis 30 ml der NaOH - Lösung wird in die titriert worden Oxalsäure - Lösung. Um die Säuredissoziationskonstante (pK a ) zu berechnen , muss man das Volumen am Halbäquivalenzpunkt finden, d. h. dort, wo die Hälfte der Titriermittelmenge zugegeben wurde, um die nächste Verbindung zu bilden (hier Natriumhydrogenoxalat, dann Dinatriumoxalat ) . Auf halber Strecke zwischen jeder Äquivalenzpunkt bei 7,5 ml und 22,5 ml, beobachtet der pH - Wert betrug etwa 1,5 und 4 ist der pK geben ein .
Bei schwachen monoprotonen Säuren ist der Punkt auf halbem Weg zwischen dem Anfang der Kurve (bevor ein Titriermittel hinzugefügt wurde) und dem Äquivalenzpunkt signifikant: An diesem Punkt sind die Konzentrationen der beiden Spezies (Säure und konjugierte Base) gleich. Daher kann die Henderson-Hasselbalch-Gleichung auf diese Weise gelöst werden:
![{\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }+\log \left({\frac {[{\mbox{base}}]}{[{\mbox{acid} }]}}\rechts)}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/314d023e212f81821c21441af9ebf8914adae7a8)
Daher kann man leicht den pK finden eine der schwachen monoprotischen Säure durch den pH - Wert des Punktes auf halber Strecke zwischen dem Beginn der Kurve zu finden , und der Äquivalenzpunkt, und die vereinfachte Gleichung zu lösen. Im Fall der Probenkurve wäre K a nach Sichtprüfung ungefähr 1,78 × 10 –5 (der tatsächliche K a2 beträgt 1,7 × 10 –5 )
Für polyprotische Säuren ist die Berechnung der Säuredissoziationskonstanten nur unwesentlich schwieriger: Die erste Säuredissoziationskonstante kann genauso berechnet werden wie bei einer monoprotischen Säure. Die zweite Säuredissoziationskonstante ist jedoch der Punkt auf halbem Weg zwischen dem ersten Äquivalenzpunkt und dem zweiten Äquivalenzpunkt (und so weiter für Säuren, die mehr als zwei Protonen freisetzen, wie z. B. Phosphorsäure ).