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Dienstag, 18. Februar 2014, 00:49
Im Löslichkeitsgleichgewicht des Silberchlorids gilt : \[K_L(AgCl) \ = \ c(Ag^+) \ \cdot \ c(Cl^-)\]Zusätzlich gilt am Äquivalenzpunkt : \[\ c(Ag^+) \ = \ c(Cl^-) \ \ => \ K_L(AgCl) \ = \ c^2(Ag^+)\]Für das Löslichkeitsgleichgewicht des Silberchromats gilt : \[K_L(Ag_2CrO_4) \ = \ c^2(Ag^+) \ \cdot \ c(CrO_4^{2-})\] Am Äquivalenzpunkt der Titration also :\[c^2(Ag^+) \ \cdot \ c(CrO_4^{2-}) \ = \ K_L(AgCl) \ \cdot \ c(CrO_4^{2-}) \]\[c^2(Ag^+) \ \cdot \ c(CrO_4^{2-}) \ = \ 1,4 \ \cdot \ 10^{-10} \ mol^2/L^2 \ \cdot \ 0,01 \ mol/L\]\[c^2(Ag^+) \ \cdot \ c(CrO_4^{2-}) \ = \ 1,4 \ \cdot \ 10^{-12} \ mol^3/L^3 \]\[c^2(Ag^+) \ \cdot \ c(CrO_4^{2-}) \ < \ K_L(Ag_2CrO_4) \ = \ 4 \ \cdot \ 10^{-12} \ mol^3/L^3 \]Das Löslichkeitsprodukt des Silberchromats ist also am Äquivalenzpunkt der Titration noch nicht überschritten. Wohl aber nach Zugabe eines weiteren Tropfens der Maßlösung, wie die nachstehende Berechnung zeigt : 0,05 mL Lösung mit c(AgNO3) = 0,1 mol/L erzeugen in 100 mL Lösung eine Konzentration von \[c(Ag^+) \ = \ 0,1 \ mol/L \ \cdot \ ( \ 0,05/100 \ ) \ = \ 5 \ \cdot \ 10^{-5} \ mol/L \] \[ \ \ c^2(Ag^+) \ \approx \ 25 \ \cdot \ 10^{-10} \ mol^2/L^2\]\[c^2(Ag^+) \ \cdot \ c(CrO_4^{2-}) \ \approx \ 25 \ \cdot \ 10^{-12} \ mol^3/L^3 \] \[c^2(Ag^+) \ \cdot \ c(CrO_4^{2-}) \ > \ K_L(Ag_2CrO_4) \ = \ 4 \ \cdot \ 10^{-12} \ mol^3/L^3 \]
Zitat
Titration von 20ml Cl- Lösung + 2ml Kaliumchromat mit Silbernitratlösung,auf 50 ml mit dest. Wasser vedünnen.
Eine Titration nach oben genannter Vorschrift wurde durchgeführt.Dabei betrug die Konzentration von Chromationen 0,01 mol/L, die der AgNO3-Lösung 0,1 mol/L und das Gesamtvolumen im Erlmeyerkolben 100mL.Gegeben sind die Löslichkeitsprodukte
KL(AgCl) = 1,4 x 10^-10 mol2/L2
KL(Ag2CrO4) = 4,0 x 10^-12 mol3/L3
Begründen Sie mittels eine Rechnung, dass das Silberchromat unmittelbar mit dem ersten Tropfen AgNO3 (Tropfengröße 0,05 mL) nach dem Äquivalenzpunkt ausfällt!
