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(http://www.chemieonline.de/forum/showthread.php?t=220188)

Zitat

magician418.10.2014 16:05

AW: Verdünnte Essigsäure pH= 1,5 herstellen

um es etwas expliziter zu machen was meine vorredner gesagt haben:

die allgemein benutzten formeln "gelten" (d.h.:"liefern in der berechnung einen pH, der dann mit der realitaet auf ein, manchmal sogar 2 nachkommastellen genau uebereinstimmt") fuer konzentrationen c0 < 0.01 mol/L
fuer den bereich 0.01 mol/L bis 0.1 mol/L kann man sich sodann noch mit Debeye-Hückel halbwegs mit anstand retten, und sich einen korrekturfaktor namens "aktivitaet" basteln um mit den bekannten formeln fuer verduenntere leosungen auch weiterhin sinnvoll arbeiten zu koennen.

... und fuer c0 > 0.1 mol/L ist dann einfach ende im gelaende, da produziert man nur noch beliebig unzuverlaessig werdendere hausnummern

Bei den vorstehenden Ausführungen wird übersehen, dass es bei der DEBYE - HÜCKEL- Theorie um die Wechselwirkung zwischen Ionen geht und somit nicht die nominalen Konzentrationen der Säuren, sondern die Ionenkonzentrationen in die Berechnung der Aktivitätskoeffizienten eingehen. So ergibt sich z.B. für eine 0,1 molare Essigsäure eine Wasserstoffionenkozentration von etwa \[ c(H^+) \ \approx \ 0,01 \ c_0(HAc) \ = \ 0,001 \ mol/L \] Der mittlere Aktivitätskoeffizient f hier nach DEBYE - HÜCKEL somit f = 0,966 beträgt , so dass die Näherung f = 1,0 beim pH - Wert einen absoluten Fehler von lediglich 0,015 verursachen würde. Bei Berücksichtigung der DEBYE - HÜCKEL - Korrektur würde der Fehler noch erheblich kleiner .

Im Übrigen heißt der "Korrekturfaktor" nicht "Aktivität" wie im obigen Zitat behauptet, sondern "Aktivitätskoeffizient". Währen die Aktivität die Größe bezeichnet . die in der korrekten Definition des pH - Wertes an die Stelle der Konzentration tritt :\[ pH \ := \ - \ lg \ a(H^+) \ = \ - \ lg \ ( \ f \ \cdot \ \frac {c(H^+)}{mol/L} \ ) \]

Gruß FKS