Titration einer schwachen Base mit einer starken Säure

Beispiel: Ammoniak und Salzsäure

	NH3	+	HCl	→	NH4+Cl−
Start:	n0		x		0		konstant
Ende:	n0 − x		0		x		konstant	für x < n0
	0		x − n0		n0		konstant	für x > n0

Man kann die Kurve pH=f(V(HCl)) in vier Bereiche einteilen:

x = 0 mol	Es ist nur die Ausgangslösung (0,1 M Ammoniakwasser) vorhanden, pH = 14 −  1   2  · pKB +  1   2  · log(c0) = 14 -  1   2  · 4,75 +  1   2  · log(0,1) ≈ 11,1
0 < x < no	Man erhält ein Gemisch aus Ammoniak (n(A−) = no − x mol NH3) und dem Ammonium-Ion (n(HA) = x mol NH4+), pH = pKS + log(  c(A−)   c(HA)  ) = pKS + log(  n(A−)   n(HA)  ) = 9,25 + log(  n(A−)   n(HA)  ) Für x = ½ · no (Halbäquivalenzpunkt) ist n(HA) = n(A−) (hier n(NH3) = n(NH4+)) pH = pKS + log(  c(A−)   c(HA)  ) = pKS + log(  n(A−)   n(HA)  ) = 9,25 + log(1) = 9,25
x = no	Für x = no moL (Äquivalenzpunkt) ist nur noch die schwache Säure NH4+ (n = 0,1 · 0,01 = 0,001 mol) vorhanden, V = V(NH3) + V(HCl) = 10 + 10 = 20 mL, pH =  1   2  · pKS −  1   2  · log(c0(NH4+)) =  1   2  · 9,25 −  1   2  · log(  0,001 mol   0,020 L  ) ≈ 5,28
x > no	Es ist ein Gemisch aus der schwachen Säure NH4+ (vernachlässigbar) und der starken Säure HCl (n = x − no mol HCl) vorhanden, V = V(NH3) + V(HCl), pH = − log(c(H3O+)) = − log(  n   V  )

Drei Hinweise auf die Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base:
	(i) schneller Kurvenabstieg am Kurvenbeginn (ii) für V < VÄq./2 ml HCl (hier ist VÄq. = 10 mL) ist pH = pKS der korrespondierenden Säure der schwachen Base (hier: NH3, man erhält den pKS-Wert von NH4+) (iii)  für V = VÄq. ml HCl (hier ist VÄq. = 10 mL) ist pH = pHÄq. < 7 (nur schwache Säure NH4+ in Lösung) ⇒ Äquivalenzpunkt (VÄq.;pH) = (10; <7) in diesem Fall