treffpunkt-naturwissenschaft.com

http://www.chemieonline.de/forum/showthread.php?t=225854)

Zitat

maxc 25.06.2015 21:34
Warum verwendet man bei der folgenden Aufgabe zur pH-Berechnung die Formel für mittelstarke Basen? HiWarum verwendet man bei der folgenden Aufgabe zur pH-Berechnung die Formel für mittelstarke Basen obwohl NaC_2H_5O mit pK_b = -2 eine sehr starke Base ist?Aufgabe: 10 Gramm Natriumethanolat werden immer 2 Litern Wasser geläst. Berechnen Sie den pH-Wert dieser Lösung.Lösung: pH= 14- ( 1/2*(-2-log_10(c(NaC_2H_5O) ))) = 12.93c(NaC_2H_5O) = 0.000073475

Die im obigen Zitat ( von mir ) rot herausgehobene Formel ist für "mittelstarke Basen" nicht geeignet. Was bedauerlicher Weise bis dato noch niemand bei CO beanstandet hat.....

Gruß FKS

Zitat von »Auwi«

Meines Wissens ragiert das Ethanolat- Ion in Wasser mit vollständiger Protonenaufnahme, sodaß ich aus der angegebenen Konzentration auf einen pH von ca 9,9 komme.

Zwar habe ich wie immer die Korrektheit der Zusammenhänge zum Gegenstand meiner Problemstellung machen wollen, und nicht etwa die numerische Korrektheit des Ergebnisses . Aber wenn es den schon sein muss, so beträgt die Konzentration des Ethanolats nach meiner Rechnung

\[ c_0(C_2H_5O^-) \ = \ c_0(C_2H_5ONa) \ = \ \frac { \frac {10 \ g }{68 \ g/mol}}{2 \ L} \ = \ 0,0735 \ mol/L\]

und somit bei ( pKB = - 2 ) zu Recht angenommener, praktisch vollständigen Protolyse : pH = 12,87

Für eine Stellungnahme zur Korrektheit der Bezeichnung der vom TES angegebenen Formel und deren Brauchbarkeit im gegebenen Fall wäre ich nach wie vor dankbar .

Gruß FKS

Zitat von »Auwi«

Und zur angegebenen Formel würde ich sagen:
a) Sie beruht auf einer Gleichgewichtsreaktion, die hier nicht gegeben ist.
b) Sie beruht darauf, daß die Konzentration der gebildeten Ionen klein ist gegenüber der eingesetzten Stoffmengenkonzentration, was hier ebenfalls nicht gegeben ist.
c) Und schlußendlich hätte die formal korrekte Lösung der angegebenen Gleichung einen pH=14,43 ergeben.

Vom TES des CO - Threads angegeben war diese Formel:

Zitat von »Friedrich Karl Schmidt«

pH= 14- ( 1/2*(-2-log_10(c(NaC_2H_5O) )))

Was umgerechnet diese Formel ergibt : \[p_{OH} \ = \ \frac {1}{2} \ [ pK_B \ - \ lg ( c(C_2H_5O^-) \ ] \] Was gemeinhin als "Formel für schwache Basen " kommuniziert " wird und nicht etwa als "Formel für "mittelstarke Basen" , wie der TES des CO - Threads unzutreffend behauptet hat. Wobei die vom TES dort genannte Formel hier völlig ungeeignet ist, alldieweil die Base Ethanolat mit pK_B = - 2 weder schwach noch mittelstark ist , sondern im Gegenteil als ausgesprochen stark zu bezeichnen ist . Und somit bei weitem die von Auwi unter b) seines Beitrags genannte Vorrausetzung verfehlt : Nur dass es hier nicht wie von Auwi geschrieben Ionen, sondern Ethanolmoleküle sind , deren Konzentration klein sein müsste im Vergleich zur eingesetzten Nominalkonzentration des Ethanolats.

Eine Bedingung die ausgehend von der Gleichgewichtsreaktion \[C_2H_5O^- \ + \ H_2O \ \ \rightleftarrows \ \ C _2H_5OH \ + \ OH^- \] operational und angemessen formuliert mMn etwa so zu fassen wäre :
\[K_B(C_2H_5O^-) \ = \ \frac {c(OH^-) \ \cdot \ c(C_2H_5OH) }{c_0(C_2H_5O^-)} \]
Was bei Vernachlässigung der Autoprotolyse des Wassers zu der Näherung führt, die gemeinhin als "Formel für mittelstarke Basen" bezeichnet wird, die aber durchaus nicht nur für mittelstarke, sondern auch für starke und schwache Basen geeignet ist:
\[K_B(C_2H_5O^-) \ \approx \ \frac {c^2(OH^-) }{c_0(C_2H_5O^-) \ - \ c(C_2H_5OH)} \]
Während sich für die Fallgruppe \[ c_0(Base) \ >> \ K_B \ \ \ \ in \ konkreten \ Werten \ etwa \ \ c_0(Base) \ > \ 100 \ K_B \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \] die Näherungsformel ergibt, die logarihmiert und und gemäß pH = 14 - pOH umgerechnet den Näherungsansatz ergibt, den der TES des CO - Threads in mehrfacher Hinsicht falsch verortet hat : \[K_B(C_2H_5O^-) \ \approx \ \frac {c^2(OH^-) }{c_0(C_2H_5O^-) } \]