HCl und Natriumnitirit (Pufferlösung)

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Harve

Beiträge: 213

Registrierungsdatum: 3. November 2015

Freitag, 18. Dezember 2015, 07:19

HCl und Natriumnitirit (Pufferlösung)

Man hat 0.25mol/L HCl. Es werden 20g Natriumnitrit (NaNO2) hinzugegeben . n(NaNO2)= 0.291mol

Welche Ionen befinden sich in der Lösung. Ja einfach beide Stoffe dissoziieren oder nicht? Und alle Ionen angeben.

Wie ist der pH Wert , wenn der pKs Wert von HCl = 6 ist und von HNO2 = 3.35 ist.

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Harve

Beiträge: 213

Registrierungsdatum: 3. November 2015

Freitag, 18. Dezember 2015, 07:42

Ich verstehe auch nicht worauf sich die pKs Werte beziehen.

pKs von HCl ist = -6

also ist K_s = 10(^6); weil ja -log(10^6)=-6 ist

Aber meine kollegen rechnen immer pH= -log(0.025); weil man ja soviele H+ hat wie man HCl hatte, aber worauf bezieht sich
K_s dann?

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Harve

Beiträge: 213

Registrierungsdatum: 3. November 2015

Freitag, 18. Dezember 2015, 08:00

hm

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Friedrich Karl Schmidt

Beiträge: 1 468

Registrierungsdatum: 8. März 2013

Freitag, 18. Dezember 2015, 18:52

Zitat von »Harve«

Man hat ( welches Volumen ? ) 0.25mol/L HCl. Es werden 20g Natriumnitrit (NaNO2) hinzugegeben . n(NaNO2)= 0.291mol

Welche Ionen befinden sich in der Lösung. Ja einfach beide Stoffe dissoziieren oder nicht? Und alle Ionen angeben.

Wie ist der pH Wert , wenn der pKs Wert von HCl = 6 ist und von HNO2 = 3.35 ist.

Nach der praktisch vollständig ( bezüglich HCl) verlaufenden Reaktion mit Nitrit im Überschuss \[ HCl \ + \ NO_2^- \ -> \ HNO_2 \ + \ Cl- \] liegen HNO2 und NO2- in einem definierten Stoffmengenverhältnis = Konzentrationsverhältnis vor, das sich durch die Gleichgewichtsenstellung gemäß \[ H^+ \ + \ NO2^- \ <-> \ HNO2 \] nur unwesentlich ändert, wenn die Gesamtkonzentrationen von HNO2 und NO2- ausreichend groß im Vergleich zur sich einstellenden H+ Konzentration der Lösung sind. Denn allgemein gilt bekanntlich \[K_S(HA) \ = \ c(H^+) \ \frac {c(A^-)}{c(HA)} \] Was bei Vernachlässigung der Ionen aus der Eigendissoziation des Wassers ergibt : \[K_S(HA) \ = \ c(H^+) \ \frac {c_0(A^-) \ + \ (cH^+) }{c_0(HA) \ - \ c(H^+)} \] Ist also die Konzentration der Wasserstoffionen klein sowohl im Vergleich zur Gesamtkonzentration der Base = Anion, als auch im Vergleich zur Gesamtkonzentration der Säure HA , dann kann man die die Konzentration der Wasserstoffionen sowohl in Zähler als auch im Nenner vernachlässigen, so dass man erhält : \[K_S(HA) \ \approx \ c(H^+) \ \frac {c_0(A^-)}{c_0(HA)} \] bzw. \[K_S(HA) \ \approx \ c(H^+) \ \frac {n_0(A^-)}{n_0(HA)} \] . Letztere Beziehung deshalb , weil sich die Konzentrationen der beidem Spezies auf das gleiche Volumen beziehen. Die logarithmierte Form bezeichnet man fälschlicher Weise als die für mich schier unaussprechliche "HH - Gleichung":

\[ pH \ = \ pK_S \ + \ \frac {c_0(A^-)}{c_0(HA)} \ = \ pK_S \ + \ \frac {c_0(Base)}{c_0(Säure)} \]

"Fälschlicherweise" insofern, als die beiden HH - Herren seinerzeit nicht einmal zwischen Gesamtkonzentration und Gleichgewichtskonzentration unterschieden haben. ihre "Leistung " sich also anscheinend darauf beschränkt hat, dass Sie die MWG - Beziehung für die Dissozziation einer Säure logarithmiert haben.

Gruß FKS