Der Halbäquivalenzpunkt bei einer Säure-Base-Titration ist der Punkt, bei dem man die Hälfte einer bestimmten Stoffmenge Säure mit der entsprechenden Stoffmenge Base neutralisiert hat, die zur vollständigen Neutralisation geführt hätte.
Der pH-Wert am Halbäquivalenzpunkt ist bei schwachen Säuren gleich dem pKs-Wert der Säure. Umgekehrt gilt dies für schwache Basen und deren pKb-Wert.
Erklärung
Da eine schwache Säure in einer Lösung fast vollständig unprotolysiert vorliegt, erreicht man durch die Zugabe von der Hälfte an Base, die zur vollständigen Neutralisation führen würde, folgendes Gleichgewicht: $ c(A^{-})=c({HA})\, $
Hierbei ist HA eine allgemeine schwache Säure und A- ihre konjugierte schwache Base.
Unter Zuhilfenahme der Henderson-Hasselbalch-Gleichung lässt sich also Folgendes ableiten:
$ pH=pK_{S}+\log _{10}{\frac {c\left(\mathrm {A^{-}} \right)}{c\left(\mathrm {HA} \right)}} $
Durch das Gleichgewicht ergibt sich dann:
$ pH=pK_{S}+\log _{10}(1)\, $
Da $ log_{10}(1) $ gleich $ 0 $ ist, kommt man zu dem Schluss:
$ pH=pK_{S}\, $ (für schwache Säuren)
Siehe auch
Quellen
- Jander, Jahr: Maßanalyse. 16. Auflage, de Gruyter, Berlin 2003, ISBN 3-11-017098-1.
