Beispiel 18.1 aus dem Mortimer

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Harve

Beiträge: 213

Registrierungsdatum: 3. November 2015

Freitag, 18. Dezember 2015, 02:19

Beispiel 18.1 aus dem Mortimer

Wie groß sind c(H+) und c(OH-) , pH und pOH für Salzsäure mit 0.02 mol/L HCl?

Jetzt steht im Mortimer: Da HCl ein starker Elektrolyt ist, entspricht die Konzentration der H+(aq) der eingesetzten HCl Konzentration.
Der Anteil der H+(aq)-Ionen, die aus dem Wasser stammen, kann man dagegen vernachlässigen.

Den Rechenweg verstehe ich komplett.

1.Frage: Aber kann man aus der Angabe 0.02mol/L überhaupt schließen wieviel Wasser eingesetzt wurde?

2.Frage:Warum kann man den Anteil der H+(aq) Ionen , die aus dem Wasser stammen vernachlässigen.
Mir ist klar, dass wenn HCl aufgebraucht ist, dass die Protolyserektion (ist diese eigentlich chemisch oder physikalisch definiert?)
zum Stillstand kommt. Aber kann man den H+(aq)-Anteil aus demWasser unabhängig von der eingesetzten HCl Konzentration
vernachlässigen?

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Harve

Beiträge: 213

Registrierungsdatum: 3. November 2015

Freitag, 18. Dezember 2015, 03:09

HCl+ H2O -> H3O+ + Cl-

Bei vollständiger Dissoziation kann man ja keine Gleichgewichtskonstante mehr bestimmen, weil man dann im Nenner 0 hätte.
Jetzt nehme man wieder eine Salzsäure mit 0.02 mol/V HCl

Jetzt füge ich einfach mal zusätzlich hinzu man hat 0,98 mol/L H2O

Für Säurekonstante müsste man ja mit Aktivitäten rechnen.

Es gilt aber: für lim x_i-> 0 a_i/c_i=1 ; und x_i= =n_i/ Summe (n_i)

Dann hätte man bei meinem Beispiel , wenn die komplette Lösung 1L umfasse: x_i= 0.02mol/1mol= 0.02=2%

Und 2% wäre doch viel zu viel, um a_i angenähert =c_i zu setzen.

Ich verstehe den Sinn solcher Aufgaben nicht, wenn weder das Gesamtvolumen noch die Wassermenge angegeben ist.

K_s * K_B= K_W
und pKw= pKs+ pKb= pH+pOH

Gilt bei dieser Aufgabe eigentlich auch pKs= pH und pKb= pOH ?

Also wenn man für K_s = a(H3O+)*a(Cl-)/a(HCl) und fürK_b= a(HCl) *a(OH-)/ a(Cl-) einsetzt
(Ich weiß, dass man eigentlich a_H3O+ usw. schreibt und nicht in Klammern, finde ich aber übersichtlicher)
Also soweit ich das sehe, ist pH ungleich pKs usw.

K_w ist aber in einer Salzsäure Lösung doch nicht = 14 .

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Harve

Beiträge: 213

Registrierungsdatum: 3. November 2015

Freitag, 18. Dezember 2015, 04:29

In der Aufgabe wurde über den pH-Wert der pOH-Wert bestimmt.

Ich überlege gerade, ob man darüber auf den pKs Wert kommt.

pOH= -log(a(OH-)) ; in meinem Vorlesungsskript steht, dass pH in etwa -log(a(H3O+)) ist, aber nicht
pOH in etwa -log(a(OH-))

Ich nehm das einfach mal an.

der pOH Wert der Aufgabe ist 12.3 (dem Mortimer entnommen)

dann errechne ich c(OH-)= 10^(-12.3)

K_B= a(HCl) * a(OH-)/ a(Cl-)

Und jetzt merke ich, dass man die Säurekonstante und die Basenkonstante nur ausrechnen kann, wenn HCl nur teilweise
dissoziiert ist.

Falls ich falsch liege, bitte korrigieren.

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Friedrich Karl Schmidt

Beiträge: 1 468

Registrierungsdatum: 8. März 2013

Freitag, 18. Dezember 2015, 19:55

Zitat von »Harve«

1.Frage: Aber kann man aus der Angabe 0.02mol/L überhaupt schließen wieviel Wasser eingesetzt wurde?

Immerhin weiß man , dass sich die 0,02 mol HCl auf 1 L Lösung verteilen. Was bei reinem Wasser n (Wasser) = (1000/18) mol = 55,5... mol bedeuten würde. Was sich nicht wesentlich ändert , wenn man berücksichtigt, dass an der Mischung noch eine wesentlich geringere, nur n (HCl) = 0,02 mol betragende Stoffmenge an HCl beteiligt ist.

Wobei im Übrigen die Menge des in der Lösung enthaltenen Wassers irrelevant ist auf die Frage nach der H+ - Konzentration :

c(H+) = n(H+)/ V(Lösung) .

Bei Annahme vollständiger Dissozziation von HCl und Vernachlässigung der ( maximal ! )

c(H+) = ( 1 / 10 000 000 ) mol/L , die das Wasser dazu beiträgt, ergibt sich also ohne weitere Kenntnis von was auch immer

c(H+) = 0,02 mol/L

Gruß FKS

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Friedrich Karl Schmidt

Beiträge: 1 468

Registrierungsdatum: 8. März 2013

Freitag, 18. Dezember 2015, 20:39

Zitat von »Harve«

In der Aufgabe wurde über den pH-Wert der pOH-Wert bestimmt. Gemäß pH = 14 - pOH ?'Harve','index.php?page=Thread&postID=3450#post3450']

Ich überlege gerade, ob man darüber auf den pKs Wert kommt. Bei welchen sonstigen Gegebenheiten ? Da der pH - Wert nicht nur vom pKs - Wert , sondern auch von der Konzentration der Säure abhängt, liegt es doch auf der hand, dass man umgekehrt den pKs - Wert der Säure nur dann über den pH - Wert bestimmen kann, wenn man die nominale Konzentration der Säure kennt.

pOH= -log(a(OH-)) ; in meinem Vorlesungsskript steht, dass pH in etwa -log(a(H3O+)) ist, aber nicht
pOH in etwa -log(a(OH-)) Was aber dennoch so ist. Und auch nicht unbedingt vergessen wurde, weil so etwas in praktisch jedem Chemieunterricht einer zur Hochschulrefe führenden Schule gelehrt wird.

Ich nehm das einfach mal an.

der pOH Wert der Aufgabe ist 12.3 (dem Mortimer entnommen)

dann errechne ich c(OH-)= 10^(-12.3) Im Gegensatz zur Aktivität a(OH-) hat die Konzentration c(OH-) eine physikalische Einheit, ist also keine "nackte" Zahl. Hier fehlt also die Einheit mol/L

Und jetzt merke ich, dass man die Säurekonstante und die Basenkonstante nur ausrechnen kann, wenn HCl nur teilweise
dissoziiert ist. Bei Annahme einer vollstädigen Dissoziation überschreitet der Ks - Wert alle Grenzen, wird also unendlich , weil bei der Berechnung durch c(HA) = 0 dividiert wird.

Gruß FKS