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Säure-Base-Titration

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André Otto
Säure-Base-Titration
lernst du in der 11. Klasse - 12. Klasse - 13. Klasse

Beschreibung Säure-Base-Titration

In diesem Video geht es um die Säure-Base-Titration (volumetrische Variante). Zu Beginn wird das Wesen der Säure-Base-Titration anhand der Reaktion von NaOH mit HCl erläutert und ihr erfahrt wie dieses Verfahren funktioniert. Hier werden auch einige Fachbegriffe, wie Titrand, eingeführt. Anschließend werden euch die 2 möglichen Arten, die Alkalimetrie und die Acidimetrie, ausführlich erklärt. Als Beispiel wird die Titration von Phosphorsäure, einer dreibasigen Säure, vorgestellt. Abschließend gibt es noch eine kurze Zusammenfassung.

Transkript Säure-Base-Titration

Guten Tag und herzlich willkommen. Dieses Video heißt "Volumetrie II - Säure-Base-Titration". Der Film gehört zur Reihe "Quantitative Analytik". Für die notwendigen Vorkenntnisse solltest Du Dir unbedingt das Video "Volumetrie" angesehen haben. Es wäre auch schön, wenn Du bereits das Video "Volumetrie I - Komplexometrie" gesehen hast. Mein Ziel ist es, dass Du in diesem Video grundlegende Vorstellungen über die Säure-Base-Titration erwirbst. Den Film habe ich in 5 Abschnitte untergliedert: 1. Das Wesen der Säure-Base-Titration 2. Alkalimetrie 3. Acidimetrie 4. Titration von Phosphorsäure 5. Zusammenfassung   1. Das Wesen der Säure-Base-Titration Über Titration haben wir bereits im Video Volumetrie gesprochen. Hier ist der prinzipielle Vorgang der Säure-Base-Titration dargestellt. Beim aufmerksamen Anschauen stellt Ihr fest, dass hier eine Säure mit einer Base titriert wird. Ich schreibe in der Reaktionsgleichung NaOH+HCL->NaCl+H2O. Natriumhydroxid reagiert mit Salzsäure zu Natriumchlorid und Wasser. Wir wissen, dass die eigentliche Reaktion, die Ionenreaktion von Hydroxidionen und Wasserstoffionen ist, also: OH- + H+ -> H2O, einem Molekül Wasser. Indikatoren zeigen durch einen Farbumschlag das Ende der Titration an. Gut geeignet für diese Titration ist der Indikator Phenolphthalein. Er schlägt um von farblos im sauren Bereich zu pinkfarben im basischen Bereich. Die hier betrachtete Titration "eine Säure wird mit einer Base bestimmt" bezeichnet man als Alkalimetrie. Es gibt aber auch den umgekehrten Fall, wo eine Base mit einer Säure titriert wird. Ich schreibe dann auch umgekehrt: HCl+NaOH->NaCl+H2O. Salzsäure reagiert mit Natronlauge zu Natriumchlorid und Wasser. Die Ionenreaktion verläuft wie bei der Alkalimetrie. Ich schreibe hier nur umgekehrt: H+ + OH- -> H2O. Ein Wasserstoffion reagiert mit einem Hydroxidion zu einem Wassermolekül. Als Indikator zur Feststellung des Äquivalenzpunktes bietet sich hier Methylrot an. Wir haben hier einen Farbumschlag von gelb, im basischen Bereich, zu rot, im sauren Bereich. Diese Variante der Säure-Base-Titration, wo man eine Base mit einer Säure bestimmt, bezeichnet man als Acidimetrie. Das Erreichen des Äquivalenzpunktes, d. h. das Erreichen des Endes der Titration befindet sich in beiden Fällen bei pH=7. Noch ein kurzes Wort bezüglich der Äquivalenzpunktbestimmung. Als Erstes hat die Verwendung von Indikatoren nach wie vor eine große Bedeutung. Eine große Anzahl von Säure-Base-Titrationen werden als Zweites mithilfe von pH-Metern kontrolliert. Als Drittes gibt es im immer stärkeren Maße Bestrebungen, die Säure-Base-Titrationen zu automatisieren, d. h. den pH-Wert und den Verbrauch an Titrator simultan zu bestimmen. Titrator ist das, was man zutropft.

  1. Alkalimetrie Hier wird Säure gegen Base titriert. Also Säure ist im Gefäß unten und die Base wird von oben zugetropft. Die Säure ist der Titrand - die Substanz, deren Gehalt bestimmt wird. Die Base ist der Titrator, mit deren Hilfe man den Gehalt des Titranden bestimmt. Der Versuchsaufbau ist aus dem Video "Volumetrie" gut bekannt. Oben die Bürette, unten ein Becherglas, oder, wie hier abgebildet, ein Erlenmeyerkolben. In der Bürette befindet sich der Titrator, die Base. Im Erlenmeyerkolben ist der Titrand, die Säure, die bestimmt werden soll. Wir nehmen wieder unsere Beispielverbindungen. Titrator: Natriumhydroxid und Titrand: Salzsäure. Man erhält bei der Alkalimetrie etwa eine solche Titrationskurve. Wie Ihr seht, sind hier 2 Kurven. Wir haben zu unterscheiden zwischen a) und b). a) ist die Kurve, die der Titration entspricht, wenn sich im Erlenmeyerkolben eine starke Säure - und das ist hier so - Salzsäure befindet. Das Ende der Titration ist hier bei pH=7 erreicht. Anders verhält es sich bei b). Hier befindet sich im Erlenmeyerkolben eine schwache Säure - Essigsäure. Der pH-Wert am Ende der Titration ist größer als 7. Das Ende der Titration wird durch sogenannte Äquivalenzpunkte angegeben. Mathematisch gesehen sind das Wendepunkte dieser Kurve. Interessant und analytisch wichtig ist bei der Essigsäure der Halbäquivalenzpunkt. Der pH-Wert ist dort gleich dem pKs-Wert der Säure, nämlich 4,75.

  2. Acidimetrie Bei der Acidimetrie wird eine Base gegen eine Säure titriert, d. h. unten im Erlenmeyerkolben befindet sich die Base und von oben wird die Säure hineingetropft, um den Gehalt der Base zu bestimmen. Im Vergleich zur Alkalimetrie tauschen hier Base und Säure ihre Plätze. In der Bürette befindet sich der Titrator, die Säure, Salzsäure, HCl. Im Erlenmeyerkolben ist der Titrand, das ist die zu untersuchende Base, in unserem Fall Natriumhydroxid, NaOH. Schauen wir uns nun die Titrationskurve an, in der Grafik haben wir zwei Kurven, nämlich a) und b). Bei a) ist der Titrand Natriumhydroxid, wie in unserer Darstellung. Das Ende der Titration ist exakt bei pH=7 erreicht. Die Kurve b) entspricht der Titration, wo der Titrand Ammoniak ist. Ammoniak hat die Formel NH3 und ist eine schwache Base. Der pH-Wert des Endes der Titration ist hier kleiner als 7. Wir erinnern uns, die Punkte, die das Ende der Titration bezeichnen, nennt man Äquivalenzpunkte. Der Halbäquivalenzpunkt ist hier ebenso leicht zu ermitteln wie bei der Alkalimetrie. Der pH-Wert ist nämlich gleich dem pKs-Wert des Ammoniaks, nämlich 9,25. 

  3. Titration von Phosphorsäure Um Phosphorsäure zu bestimmen, bedarf es einer Base. Günstig dafür ist Natriumhydroxid. Das Verfahren haben wir bereits besprochen, man nennt es Alkalimetrie. Für Phosphorsäure kann man 3 Dissoziationsstufen formulieren, es handelt sich um eine sogenannte 3-basige Säure. In der 1. Dissoziationsstufe in wässriger Lösung entsteht neben dem Hydroniumion ein Dihydrogenphosphation. In der 2. Dissoziationsstufe dissoziiert dieses weiter zum Hydrogenphosphation, und schließlich bildet sich in der 3. Stufe aus diesem, neben dem Hydroniumion, ein Phosphation. Instruktiv ist die Titrationskurve, wo der pH-Wert gegen die Menge an zugegebenen Natriumhydroxid aufgetragen wird. Die beiden schwarz eingetragenen Punkte sind hier 2 Äquivalenzpunkte. Die 3 rot eingetragenen Punkte sind Halbäquivalenzpunkte. Witzig ist, dass es so aussieht, als ob eine Gerade durch alle diese Punkte verläuft. Die Titrationskurve sieht aber so aus.. Die Äquivalenzpunkte sind Wendepunkte der Kurve. Für die Halbäquivalenzpunkte gilt: pH=pKs. Die pKs-Werte der 3 Dissoziationsstufen der Phosphorsäure betragen: 2,2; 7,2 und 12,7. Ihr werdet sicher schon festgestellt haben, dass die Titrationskurve nur 2 Äquivalenzpunkte aufweist. Was ist mit dem 3. passiert? Hat er sich in Luft aufgelöst? Schaut euch einmal bitte den pKs-Wert der 3. Dissoziationsstufe an. Dieser Wert ist sehr hoch, das bedeutet, dass es sich bei diesem Ion um eine sehr schwache Säure handelt. Mit so einer schwachen Säure kann selbst Natriumhydroxid, als starke Base, nicht mehr reagieren. Schaut doch einmal bitte, wo der pH-Wert des entsprechenden Äquivalenzpunktes 3 liegen müsste.. Bei über 15! Das ist beim besten Willen nicht zu schaffen, daher gibt es keinen 3. Äquivalenzpunkt. Wir können bei der Titration von Phosphorsäure mit Natriumhydroxid die Äquivalenzpunkte 1 und 2, aber nicht den 3. Äquivalenzpunkt im äußerst hohen pH-Bereich bestimmen. 

  4. Zusammenfassung Die Säure-Base-Titration ist eine der möglichen Varianten der Volumetrie. Wird mit einer Base eine Säure bestimmt, so spricht man von Alkalimetrie. Wird mit einer Säure eine Base untersucht, so ist das die Acidimetrie. Ein populärer Indikator für die Alkalimetrie ist Phenolphthalein. Phenolphthalein nimmt im basischen Bereich eine rosane Farbe an. Gut geeignet für die Acidimetrie ist Methylrot. Methylrot erhält im sauren Bereich eine rote Farbe. Genauso ist es natürlich möglich, die Äquivalenzpunkte mithilfe eines pH-Meters zu bestimmen. Titriert man die 3-basige Säure Phosphorsäure mit Natriumhydroxid, so können nur 2 Äquivalenzpunkte bestimmt werden. Der 3. ist nicht bestimmbar, weil er in einem äußerst stark basischen Bereich ermittelt werden müsste.

Ich danke für die Aufmerksamkeit. Alles Gute. Auf Wiedersehen!

2 Kommentare

2 Kommentare
  1. Hallo,

    ich hatte schon geantwortet, aber irgendwie ist das verschwunden.

    Nochmal:

    Schau dir einmal genau die Titrationskurve an. Um den Äquivalenzpunkt zu erreichen, muss ein pH - Wert von etwa 15 erreicht werden.
    Bis zum ordentlichen Ende der Titration müsste ein pH - Wert von etwa 16 erreicht werden.
    Und nun wollen wir einmal überlegen:
    pH = 15 bedeutet eine Konzentration an Base von 10 mol/l, pH = 16 von gar 100 mol/l (!). Nehmen wir einmal an, dass es sich bei der Base um Natriumhydroxid NaOH handelt. Bei 10 mol/l bedeut müssten 400 g an NaOH (molare Masse 40 g/mol) in 1000 ml wässriger Lösung enthalten sein. 100 mol/l bedeuten 4000 g NaOH in 1000 ml Lösung. Das ist völlig unmöglich.
    Und noch etwas:
    Und noch etwas:
    Bei hohen Konzentrationen wie 10 mol/l NaOH ist der pH - Wert geringer als es die Konzentration erwarten ließe. Denn bei hohen Konzentrationen reicht das Wasser nicht für eine vollständige Dissoziation:

    NaOH ----> Na+ + OH-

    Die Säure ist in der dritten Dissoziationsstufe einfach zu schwach, als dass sie mit herkömmlichen (wenn auch starken) Basen neutralisiert werden könnte.
    Eine solche Neutralisation wäre möglich durch Superbasen. Diese dissozieren auch ohne Lösungsmittel leichter. Um ein homogenes Reaktionssystem zu erlangen, bedarf es geeigneter Lösungsmittel. Aber das wäre dann nicht Wasser.
    Die wässrige Titration der dritten Dissoziationsstufe der Phosphorsäure ist daher nicht möglich.

    Alles Gute

    Von André Otto, vor fast 6 Jahren
  2. Hallo. Ich verstehe nicht so ganz warum kein dritter pks entstehen kann

    Von Dina Chouli, vor fast 6 Jahren

Säure-Base-Titration Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Säure-Base-Titration kannst du es wiederholen und üben.
  • Bestimme die Unterschiede zwischen Acidimetrie und Alkalimetrie.

    Tipps

    Alkalisch und basisch sind synonyme Begriffe.

    Der Name der Analysenmethode bezieht sich auf den Stoff, mit dem titriert wird.

    Methylorange zeigt einen Farbwechsel im schwach sauren Bereich an. Phenolphtalein ändert seine Farbe im schwach alkalischen Medium.

    Lösung

    Acidimetrie:

    Mit einer Säure wird eine Base titriert. Im Becherglas befindet sich der Titrand, also die Base, und in der Bürette der Titrator, also die Säure. Geeignet sind Indikatoren, die ihren Umschlagpunkt im schwach sauren Bereich haben.

    • Bürette: HCl
    • Becherglas: NaOH
    • Titrator: HCl
    • Titrand: NaOH
    • Indikator: Methylrot
    Alkalimetrie:

    Mit einer Base wird eine Säure titriert. Im Becherglas befindet sich der Titrand, also die Säure, und in der Bürette der Titrator, also die Base. Geeignet sind Indikatoren, die ihren Umschlagpunkt im schwach basischen Bereich haben.

    • Bürette: NaOH
    • Becherglas: HCl
    • Titrator: NaOH
    • Titrand: HCl
    • Indikator: Phenolphthalein
  • Formuliere die einzelnen Dissoziationschritte für die Dissoziation von Phosphorsäure.

    Tipps

    Vom Phosphorsäure-Molekül löst sich das kleinste Ion der Chemie ab.

    Es entstehen ein Säurerest-Ion. Das kleine Ion bildet mit dem Wasser-Molekül ein neues, stabiles Ion.

    Im zweiten Schritt geschieht mit dem Säurerest-Ion das, was im ersten Schritt dem Molekül Phosphorsäure widerfahren ist.

    Lösung

    Phosphorsäure ist eine dreiprotonige Säure. Sie kann also drei Protonen abgeben. Die einzelnen Stufen dazu sehen wie folgt aus:

    Erste Dissoziationsstufe:
    Das erste Wasserstoff-Ion (Proton) $H^+$ wird abgespalten. Aus einem Molekül Phosphorsäure $H_3PO_4$ entsteht ein Dihydrogenphosphat-Ion ${H_2PO_4}^-$. Das Proton wird von einem Wasser-Molekül aufgenommen und es entsteht ein stabiles Oxonium-Ion (Hydronium-Ion) $H_3O^+$.

    $H_3PO_4 +H_2O \rightleftharpoons {H_2PO_4}^- + H_3O^+$

    Zweite Dissoziationsstufe:
    Das zweite Wasserstoffion (Proton) $H^+$ wird abgespalten. Aus einem Dihydrogenphosphat-Ion ${H_2PO_4}^-$ entsteht ein Hydrogenphosphat-Ion ${HPO_4}^{2-}$. Das Proton wird von einem Wasser-Molekül aufgenommen und es entsteht ein weiteres Oxonium-Ion (Hydronium-Ion) $H_3O^+$.

    ${H_2PO_4}^- + H_2O \rightleftharpoons {HPO_4}^{2-} + H_3O^+$

    Dritte Dissoziationsstufe:
    Das dritte Wasserstoff-Ion (Proton) $H^+$ wird abgespalten. Aus einem Hydrogenphosphat-Ion ${HPO_4}^{2-}$ entsteht ein Phosphat-Ion ${PO_4}^{3-}$. Das Proton wird von einem Wasser-Molekül aufgenommen und es entsteht das dritte Oxonium-Ion (Hydronium-Ion) $H_3O^+$.

    ${HPO_4}^{2-} + H_2O \rightleftharpoons {PO_4}^{3-} + H_3O^+$

  • Erläutere den Zusammenhang der drei $pK_S$-Werte der Phosphorsäure.

    Tipps

    Bei $pK_S$ handelt es sich um einen negativen dekadischen Logarithmus.

    Der Logarithmus zeigt in Einerschritten ein exponentielles Wachstum um den Faktor 10 an.

    Was sind $10^5$.

    Lösung

    Je höher der $pK_S$-Wert ist, desto geringer ist die Fähigkeit des Teilchens, ein Proton abzugeben. Das ist so, weil es sich bei der Definition eben um den negativen dekadischen Logarithmus der Säurekonstante handelt:

    $pK_S\:=\:-lg\,K_S$

    Wenn der $pK_S$-Wert um 1 steigt, bedeutet das, dass die Säurekonstante um den Faktor 10 fällt. Somit sinkt die Deprotonierbarkeit von einer Dissoziationsstufe zur anderen um etwa den Faktor 100 000. Die drastische Abnahme der Deprotonierbarkeit von einer Dissoziationsstufe zur nächsten lässt sich qualitativ sehr wohl mit dem coulombschen Gesetz erklären. Schauen wir uns einmal die drei Dissoziationsstufen der Phosphorsäure an:

    1. $H_3PO_4 + H_2O \rightleftharpoons {H_2PO_4}^- +H_3O^+$
    2. ${H_2PO_4}^- + H_2O \rightleftharpoons {HPO_4}^{2-} + H_3O^+$
    3. ${HPO_4}^{2-} + H_2O \rightleftharpoons\ {PO_4}^{3-} + H_3O^+$
    Die drei Dissoziationen sind Gleichgewichtsreaktionen. Auf den rechten Seiten findet man jeweils ein Proton. Unterschiede gibt es aber bei den negativen Ladungen. Ihre Beträge steigen von der ersten zur dritten Stufe: 1 < 2 < 3 Daher steigt die coulombsche Anziehung zwischen den Säurerest-Ionen und den Protonen auch in dieser Reihenfolge und die $pK_S$-Werte steigen.

    Die drei $pK_S$-Werte der Phosphorsäure lassen sich eben nicht problemlos durch die Bestimmung der Äquivalenzpunkte feststellen. Die Erklärung hierfür ist relativ einfach: Bei $pK_{S3}$ = 12,7 haben wir eben diesen pH-Wert für den Halbäquivalenzpunkt. Der Äquivalenzpunkt liegt dann beim doppelten Wert, nämlich bei pH = 25,4. Dieses Ergebnis befindet sich weit außerhalb des realen pH-Bereiches von 1 bis 14 bei wässrigen Lösungen.

  • Berechne die Säurekonstanten aus folgenden Äquivalenzpunkten.

    Tipps

    Orientiere dich an der Definition für $pK_s$.

    Stelle die Gleichung für $pK_s$ nach $K_s$ um.

    Die Logarithmusfunktion ist die Umkehrfunktion der Exponentialfunktion.

    Lösung

    $pK_s$ ermittelt man, indem man den Wert für den Äquivalenzpunkt halbiert. Nun benutzt man den Zusammenhang

    $pK_s\:=\:-lg\,K_s$.

    Die logarithmische Schreibweise wird in die exponentielle Form umgeschrieben. Die Basis ist jeweils 10.

    $K_s\:=\:10^{-pK_s}$

    Nun braucht man nur noch die entsprechenden Werte für $pK_s$ einzusetzen.

    Folgende Paare gehören zusammen:

    • Äquivalenzpunkt: 7,50 und Ameisensäure: $pK_s\:=\:1,78{\cdot}10^{-4}$
    • Äquivalenzpunkt: 7,72 und Milchsäure: $pK_s\:=\:1,38{\cdot}10^{-4}$
    • Äquivalenzpunkt: 8,38 und Benzoesäure: $pK_s\:=\:6,46{\cdot}10^{-5}$
    • Äquivalenzpunkt: 9,50 und Essigsäure: $pK_s\:=\:1,78{\cdot}10^{-5}$
    • Äquivalenzpunkt: 9,74 und Propansäure: $pK_s\:=\:1,44{\cdot}10^{-5}$
    • Äquivalenzpunkt: 12,70 und Kohlensäure: $pK_s\:=\:4,50{\cdot}10^{-7}$
  • Formuliere die Reaktionsgleichungen für die Reaktion von Natriumhydroxid mit Salzsäure.

    Tipps

    Für die Wortgleichung sind die Edukte vorgegeben. Die Produkte ergeben sich daraus fast automatisch, wenn man bedenkt, dass man es mit einer Neutralisation zu tun hat.

    Bei der eigentlichen Ionenreaktion musst du die Ionen, die das Salz bilden, aus der Betrachtung ausschließen.

    Lösung

    Wortgleichung:
    Die Edukte sind dir in der Aufgabenstellung vorgegeben. Salzsäure bildet Salz, gemeint ist Kochsalz. Das hat den chemischen Namen Natriumchlorid. Natriumhydroxid ist eine Base. Die Reaktion einer Base mit einer Säure nennt man Neutralisation. Dabei entsteht Wasser.

    Natriumhydroxid + Salzsäure $\;\longrightarrow\;$ Natriumchlorid + Wasser

    Formelgleichung:
    Die Formel von Natriumhydroxid schmilzt fast auf der Zunge, da der Name praktisch schon darin steckt. Wohl kaum weniger populär ist Natriumchlorid und damit auch die dazu gehörende Formel.

    $NaOH + HCl \longrightarrow NaCl + H_2O$

    Die eigentliche Ionenreaktion:
    Hier wird von der eigentlichen Ionenreaktion gesprochen. Die Situation ist nämlich die, dass sowohl NaOH als auch HCl und das Salz NaCl sehr gut wasserlöslich sind. Das bedeutet aber, dass sowohl die Natrium-Ionen $Na^+$ als auch die Chlorid-Ionen $Cl^-$ sowohl vor als auch nach der Reaktion in der Lösung vorliegen. Sie bleiben an der Neutralisation unbeteiligt. Hydroxid-Ionen und Wasserstoff-Ionen sind die einzigen reagierenden Teilchen:

    $OH^- + H^+ \longrightarrow H_2O$

  • Berechne die Konzentration und den Gehalt einer Natriumhydroxid-Lösung.

    Tipps

    $V_S$ und $V_B$ sind dabei die Volumina von Titrator und Titrand (oder umgekehrt) nach Ermittlung des Äquivalenzpunktes. Die Einheiten sind zum Beispiel $l$ oder $ml$.

    $c_S$ und $c_B$ sind die molaren Konzentrationen von Titrator und Titrand (oder umgekehrt). Ihre Einheiten sind zum Beispiel $mol/l$ oder $mmol/ml$.

    Überprüfe die Richtigkeit der einzelnen Einheiten.

    Kontrolliere die Zwischenergebnisse in einer Begleitrechnung. Gestatte bei den Ergebnissen einen Rundungsfehler jeweils in der letzten Stelle.

    Lösung

    1. Konzentration der Natriumhydroxid-Lösung

    Volumen und Konzentration sind zueinander antiproportional. Daraus ergibt sich als Gleichung für die Säure-Base-Titration:

    $V_S{\cdot}c_S\;=\:V_B{\cdot}c_B$

    Nach der Umstellung nach $c_B$ erhält man:

    $c_B\;=\:\frac{V_S{\cdot}c_S}{V_B}$

    Wir setzen ein:

    $c_B\;=\:\frac{17,3\,ml{\cdot}0,0135\,mmol/ml}{35\,ml}$

    Zu beachten ist, dass mit den Einheiten mmol und mmol/ml gearbeitet wird. Bei der Verwendung anderer Einheiten ist ein sofortiges Kürzen nicht möglich.

    Man erhält:

    $c_B\;=\:$$0,0067\,\frac{mmol}{ml}$

    2. Gehalt der Natriumhydroxid-Lösung:

    Die molare Konzentration ist der Quotient aus Stoffmenge und Volumen der Lösung:

    $c_B\:=\:\frac{n_B}{V_B}$

    Umstellung nach der Stoffmenge $n_B$ (in mol oder mmol) an reinem Natriumhydroxid ergibt:

    $n_B\:=\:{c_B}\cdot{V_B}$

    Wir setzen ein und verwenden wieder die Einheiten ml und mmol:

    $n_B\:=\:{0,0067\,mmol/ml}\cdot{35\,ml}$

    Somit ergibt sich für die Stoffmenge:

    $n_B\:= 0,2345~mmol$

    $1~mol$ NaOH ist, auf eine ganze Zahl gerundet, $40~g$. Denn

    $23~g + 16~g + 1~g = 40~g$.

    $1 ~mmol$ NaOH sind daher $40~mg$. Daraus ergibt sich:

    $m_{NaOH}\:= 9,4~mmol$

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