Grüße chemweazle,
Zum Vergleich der beiden Titrationen Schwefelsäure versus Schwefligesäure
Wie viele Stufen werden bei der Titration von schwefliger Säure gleicher Konzentration wie der Schwefelsäure aus dem ersten Aufgabenteil beobachtet? Bei welchem Verbrauch von Natronlauge wird der jeweilige einzelne Sprung gefunden? Erläutern Sie dies anhand eines qualitativen Vergleichs der Säurestärke und begründen Sie, warum eine der Säuren stärker ist als die andere.
- Auch die schwefelige Säure weißt zwei Stufen auf. Allerdings deutlicher ausgeprägt, da ja bei der Schwefelsäure der erste pKs extrem tief liegt, wodurch die erste Stufe kaum sichtbar ist.
Genau, bis zum 1 ÄP findet eine Titration einer starken Säure, H2SO4 statt. Am 1 ÄP liegt die Natriumhydrogensulfatlösung oder Kaliumhydrogensulfatlösung vor. Das ist eine mittelstarke Säure, tiefer pKs-Wert von 1,97. Ab dem 1. ÄP schließt sich der Anfang des Kurventeils für die Titration einer mittelstarken Säure an. Deshalb gibt es keinen sprunghaften pH-Wert-Anstieg und somit keine sichtbare "Stufe".
- Ich hätte jetzt gedacht, dass aufgrund der gleichen Konzentration auch der Verbrauch des Titranten gleich bleibt. Falls das nicht so wäre wüsste ich aber nicht, wie man die Menge berechnen soll..
Gleiche Stoffmengen an starken , mittelstarken und schwachen Säurem verbrauchen die gleichen äquivalenten Stoffmengen an Hydroxidionen.
- Als qualitativen Vergleich hätte ich die pH Werte an den Äquivalenzpunkten berechnet, dabei fällt dann auf, dass diese deutlich höher liegen als bei der Schwefelsäure.
ÄP1: pH=0,5* (6,99 - lg(0,001mol/0,11l)= 4,5 vs. pH=2
ÄP2: pH= 14-pOH= 14 - 0,5* (7,01- lg (0,001mol/0,12l)= 9,45 vs. pH= 6,94
Das liegt natürlich an den unterschiedlichen Säurestärken.
Man könnte noch erwähnen, daß bei der Titration der mittelstarken Schwefligen Säure es 2 Pufferbereiche oder Pufferintervalle gibt.
Bis zum 1 ÄP liegt das Pufferintervall des Schwefligsäure-Hydrogensulfit-Säure-Base-Paars vor.
$$pH = pKs(HSO_{3}^{(-)}) + log_{10}\left(\dfrac{[HSO_{3}^{(-)}]}{[H_{2}SO_{3}]}\right)$$
Am 1 ÄP liegt die Lösung der schwachen Säure NaHSO3 vor, pKs≈ 7, vergleichbar schwach wie H2S oder NaH2PO4 in der Erstdissoziation.
Ab dem 1 ÄP erstreckt sich der Hydrogensulfit-Sulfit-Puffer-Bereich, (HSO3(-) // SO3(2-) )
$$pH = pKs(HSO_{3}^{(-)}) + log_{10}\left(\dfrac{[HSO_{3}^{(-)}]}{[SO_{3}^{(2-)}]}\right)$$
Bei der Schwefelsäure hingegen, gibt es nur ein Pufferintervall, das ab dem 1 ÄP bis ausschließlich dem 2. ÄP liegt.(Titration der mittelstarken Säure HSO4(-)).
In diesem Intervall ist es der Hydrogensulfat-Sulfat-Pufferbereich.
$$pH = pKs(HSO_{3}^{(-)}) + log_{10}\left(\dfrac{[SO_{4}^{(2-)}]}{[HSO_{4}^{(-)}]}\right)$$
Auffällig ist auch die sehr sehr schwache, fast vernachlässigbare, Basenreaktion des Sulfations am 2. ÄP.
Wie begründet man denn die unterschiedlichen Säurestärken?
Bei der Schwefelsäure befindet ein Sauerstoffatom mehr am Zentralatom(Schwefelatom), als bei der Schwefligen Säure.
H—O—(SO2)—O—H versus H—O—(SO)—O—H
Der SO2-Rest übt mit dem stark polarisierten Schwefelatom in der maximalen Ox.-Stufe von (+6) einen starken Zug an den Schwefel-Sauerstoff-Bindungen, S-O-Bindungen, sowie an den Sauerstoff-Wasserstoff-Bindungen, OH-Bindungen, aus. Das erleichtert nun mal die heterolytische Dissoziatio, Protolyse, erheblich.
Bei der Schwefligen Säure zieht dagegen nur eine SO-Gruppe , diese hat noch ei freies Elektronenpaar, der Schwefel hat die Ox.-Stufe von (+4).
Und was bringt mir eigentlich die Info über die Säurestärke? Ich verstehe, dass starke Säuren vollständig dissoziiert vorliegen und schwache nicht. Aufgrund dessen muss man dann bei der pH-Berechnung den pKs verwenden. Aber ist damit dann alles berücksichtigt?
Die Säurestärke bestimmt offensichtlich die Lage der ÄPs und somit hängt auch die Auswahl der Farbindikatoren zur Endpunkts(Äquivalenzpunkt)-Erkennung ab.
