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(Frage) beantwortet  | | Datum: | 15:47 So 04.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
| Aufgabe | Berechnen sie den pH-Wert einer gesättigten H2S -Lösung.
Ein Liter Wasser löst bei normalbedingunen 2,47 l H2S - Gas. DIe 2te Protolysestufe von H2S wird nicht berücksichtigt. |
HAllöchen
Also mein problem in dem fall ist nicht die berechnung des pH- werts. Ich scheiter nämlich schon am berechnen der konzentration des H2S Gases *schäm*. Kann mir vll jemand mit nem ausführlichen rechenweg bzw ner erklärung weiterhelfen.
soweit bin ich gekommen
1 mol Gas = 22,4 l
MFG Susi
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(Mitteilung) Reaktion unnötig  | | Datum: | 15:57 So 04.03.2007 | | Autor: | ONeill |
Hy!
Soll man davon ausgehen, dass das H2S in der ersten Stufe vollständig dissoziiert oder soll die Säurestärke dabei auch beachtet werden?
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(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 17:00 So 04.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
keine ahnung. ich weiß nur das das ergebnis 4 ist. ich möchte doch nur wissen wie man die konzentration berechnet.
Susi
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Hallo Susi,
ONeills Frage ist berechtigt, da [mm] H_{2}S [/mm] eine (sehr) schwache Säure ist. Für die erste Dissoziationsstufe beträgt der [mm] pK_{S} [/mm] = 6,99; die schwache Dissoziation muß bei der pH-Wert_Berchnung berücksichtigt werden.
Was die gesättigte [mm] H_{2}S [/mm] Lösung anbelangt, so war dein Rechenansatz schon mal richtig. Du brauchst nur einen einfachen Dreisatz dafür:
[mm]\bruch{1 mol}{22,4 l}[/mm] = [mm]\bruch{x}{2,47 l}[/mm]
x = 0,11 mol und [mm] c_{0}(H_{2}S) [/mm] = 0,11 mol/l
Kommst Du mit der pH-Wert-Berechnung alleine zurecht?
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 17:30 So 04.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
Du bist der retter in der not danke :).
Zur weiteren berechnung steht in meinem heft einfach
pH = pks - lg [H2S]
----------------------
2
= 6,95 -lg 0,11
--------------
2
= 4
Sollte jawohl richtig sein trotz eurer bedenken. Oder?
Hab da aber gleich noch ne weitere frage :)
Neue aufgabe:
In einer wässrigen Amoniak-Lösung ist [ OH-] = 1,8 * 10^-3 M . Wie gr´ß ist die NH3 Konzentration?
Ich versteh die aufgabe nicht so ganz. Bei säuren wars bei den aufgaben bisher immer so , dass die Konzentration der Säure gleichzeitig als H+ konzentration angesehen wurde. Also hätte ich in dem fall auch gesagt, dass die OH - konzentration die konzentration der NH3 lösung ist.
Nu steht auf meinem blatt aber der rechenweg
-lg [ NH3] = 2* pOH -4,75 = 2 * 2,74 -4, 75
[ NH3] = 0,18 M
Also ganz anders als das was ich gedacht habe. Kannst du mir mal den fehler in meiner denkweise sagen und wie die auf den rechenweg kommen?
Tut mir leid das ich eich hier mit fragen bombadiere, aber es fällt mir schwer den ganzen chemie stoff nachzuvollziehen. war schließlich die ganze zeit nicht in der schule
Susi
Susi
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Hallo Susi,
nun, Du hast unseren Bedenken ja Rechnung getragen, indem Du den [mm] pK_{S}-Wert [/mm] für die Berechnung des pH-Wertes von [mm] H_{2}S [/mm] verwendet hast. Deine Formel ist ja auch richtig; dennoch bin ich kein Freund von solchen fertigen Formeln; ich leite mir das immer selber her.
Was also das Ammoniak angeht:
[mm] NH_{3} [/mm] + [mm] H_{2}O [/mm] <--> [mm] NH_{4}^{+} [/mm] + [mm] OH^{-}
[/mm]
[mm] K_{B} [/mm] = [mm]\bruch{[NH_{4}^{+}] * [OH^{-}]}{[NH_{3}]_{Glgw.}}[/mm]
Da Ammoniak eine schwache Base ist, kann man folgende Vereinfachung vornehmen:
[mm] [NH_{3}]_{Glgw.} [/mm] = [mm] [NH_{3}]_{0} [/mm] - [mm] [OH^{-}] \approx [NH_{3}]_{0}
[/mm]
ferner ist [mm] [NH_{4}^{+}] [/mm] = [mm] [OH^{-}] [/mm] ; daher
[mm] K_{B} [/mm] = [mm]\bruch{[OH^{-}]^{2}}{[NH_{3}]_{0}}[/mm]
[mm] [NH_{3}]_{0} [/mm] = [mm]\bruch{[OH^{-}]^{2}}{K_{B}}[/mm]
Wenn Du jetzt logarithmierst (was Du aber gar nicht brauchst), bekommst Du deine angegebene Formel:
- lg [mm] [NH_{3}] [/mm] = 2 * pOH - [mm] pK_{B}
[/mm]
Für Ammoniak ist [mm] pK_{B} [/mm] = 4,75 , also [mm] K_{B} [/mm] = 1,78 * [mm] 10^{-5} [/mm] mol/l
Ohne Logarithmus steht da also:
[mm] [NH_{3}] [/mm] = [mm]\bruch{[OH^{-}]^{2}}{K_{B}}[/mm] = [mm]\bruch{(1,8 * 10^{-3} mol/l)^{2}}{1,78 * 10^{-5} mol/l}[/mm] = 0,18 mol/l
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 18:47 So 04.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
Danke der rechenweg ist nachvollziehbar. Nu nun stellt sich mir die frage ob die Konzentrationen der Produkte immer gleich ist.
Hast ja geschrieben, dass [NH4+] = [OH-]
Gilt das nur bei dieser aufgabe, oder sind die konzentrationen der Produkte immer beide gleich?
Susi
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(Antwort) fertig  | | Datum: | 19:22 So 04.03.2007 | | Autor: | Loddar |
Hallo Susi!
> Hast ja geschrieben, dass [NH4+] = [OH-]
>
> Gilt das nur bei dieser aufgabe, oder sind die
> konzentrationen der Produkte immer beide gleich?
Das ergibt sich aus der entsprechenden Reaktionsgleichung. Von daher ist diese bei derartigen Aufgaben unerläßlich:
[mm] $NH_3 [/mm] \ + \ H_2O \ [mm] \gdw [/mm] \ [mm] \blue{1}NH_4^+ [/mm] \ + \ [mm] \blue{1}OH^-$
[/mm]
Da hier beide Koeffizienten vor dem [mm] $NH_4^+$ [/mm] und dem $OH^-$ übereinstimmen, folgt daraus auch die gleiche Konzentration.
Gruß
Loddar
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 19:29 So 04.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
d.h. also das wenn vor dem NH4 + ne 2 ständ und vor dem OH- ne 1 ständ die NH4 + konzentration das doppelte der OH- Konzentration wäre oder?
LG Susi
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(Antwort) fertig | | Datum: | 19:33 So 04.03.2007 | | Autor: | Loddar |
Hallo Susi!
![[ok]](/images/smileys/ok.gif "[ok]") Genau ...
Gruß
Loddar
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 19:44 So 04.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
:)
So nun aber nochmal zu meiner frage vom anfang.
Ich war ja der meinung das Die Konzentration der jeweiligen Säure / Base identisch mit der der H+ oder OH- Ionen ist.
So wie z.B. bei der aufgabe
Berechnen sie den ph- Wert einer 0,2 M HCL.
> Hier ist es doch so das diese Konzentration der säure gleichzeitig die der H+ ionen ist. Wie ist hier überhaupt die gleichung *schäm*?
Warum denn dann nicht bei der aufgabe mit dem NH3? Dort is ja nicht die Konzentration der OH- Ionen gleich dem des NH3.
Aber warum :(?
Hoffe ihr versteht mein problem
Susi
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Hallo Susi,
der Unterschied liegt in der Säurestärke (bzw. Basenstärke), der von dem von dir so verschmähten [mm] pK_{S}-Wert [/mm] angegeben wird.
Wäre die Base eine starke, wie z. B. NaOH, so wäre [mm] c(OH^{-}) [/mm] = c(NaOH).
Eine schwache Base wie [mm] NH_{3} [/mm] dissoziiert eben nicht vollständig!
D. h., Du mußt im vorneherein wissen, welche Säure oder Base stark oder schwach ist, um zu entscheiden, welchen Rechenweg Du nehmen mußt. Oder Du schaust den [mm] pK_{S}-Wert [/mm] in einer Tabelle nach.
LG, Martinius
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(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 20:06 So 04.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
Oki das hab ich nu verstanden :)))
Also erstmal schaun ob stark oder schwach und dann den entsprechenden rechenweg vollführen.
Vielen dank
Nu nur noch die frage nach der gleichung der aufgabe. Ist die so?
HCL + H2O > H3O+ + CL -
und bei KOH vll
KoH +H2O > KOH2 + OH- ?
und wie is es bei bei Ba (OH)2 ?? Die gleichung bekomm ich nicht hin
Komme mir total doof vor. Halbes jahr kein chemie und schon kann ich noch nichmal mehr ne gleichng aufstellen
Susi
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 20:07 So 04.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
Oki mitteilung war wohl falsch .Nu nur noch die frage nach der gleichung der aufgabe. Ist die so?
HCL + H2O > H3O+ + CL -
und bei KOH vll
KoH +H2O > KOH2 + OH- ?
und wie is es bei bei Ba (OH)2 ?? Die gleichung bekomm ich nicht hin
Komme mir total doof vor. Halbes jahr kein chemie und schon kann ich noch nichmal mehr ne gleichng aufstellen
Susi
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Hallo Susi,
Die Gleichung für die Dissoziation von HCl in Wasser ist korrekt.
Für Kaliumhydroxid würde man die Dissoziation entweder so formulieren:
KOH <--> [mm] K^{+} [/mm] + [mm] OH^{-}
[/mm]
oder so
KOH + n [mm] H_{2}O [/mm] <--> [mm] K^{+}_{aq} [/mm] + [mm] OH^{-}_{aq}
[/mm]
Für stöchiometrische Zwecke würde man die erste Formulierung vorziehen.
Bariumhydroxid (eine starke Base) würde so dissoziieren:
[mm] Ba(OH)_{2} [/mm] <--> [mm] Ba^{2+} [/mm] + 2 [mm] OH^{-} [/mm]
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 20:46 So 04.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
warum kommt bei einigen der gleichungen H2O mit rein und bei anderen lässt mans weg. Woher soll ich denn in der klausur wiessen ob hinschreiben oder weglassen ?
LG Susi
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Hallo Susi,
wenn Metallhydroxide, wie z. B. der Alkali- oder Erdalkalimetalle in Wasser dissoziieren, braucht man für diese Reaktionsgleichung keine Wassermoleküle hineinzuschreiben.
Anders sieht es natürlich beim Ammoniak aus; hier muß [mm] H_{2}O [/mm] mit in die Reaktionsgleichung, da daraus erst die Hydroxidionen entstehen, welche die eigentlichen Träger der basischen Wirkung in Wasser sind.
Für die Dissoziation von Säuren die dissoziablen Wasserstoff enthalten, bräuchte man es eigentlich auch nicht. Man könnte für HCL z. B. formulieren:
HCL <--> [mm] H^{+} [/mm] + [mm] Cl^{-}
[/mm]
(In Wahrheit liegen Ionen in wässriger Lösung natürlich immer hydratisiert vor; das spielt aber für pH-Wert-Berechnungen im allgemeinen keine Rolle.)
Für die Aufstellung des Massenwirkungsgesetzes braucht man das Wasser auch nicht, da seine Konzentration eh schon in [mm] K_{S} [/mm] und [mm] K_{B} [/mm] eingerechnet ist.
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 19:24 Mo 05.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
Hallöchen ich bins mal wieder :)
Geht zwar nicht mehr um das eigentliche thema, aber ich mag nichts neues aufmachen.
Es geht um : pH von 0,005M HAc
mir is zwar klar wie man den pH wert mit dem pks usw ausrechnet, aber mein lehrer hat mir ne alternative genannt mim MWG.
unzwar
[mm] x^2
[/mm]
-------- = 10^(-4,75)
0,005 - x
x = 2,894 * 10^(-4) pH = -logx = 3,5
Meine frage ist nun woher denn das x unterm bruchstrich kommt.
Ich hätte das MWG so aufgestellt:
[H+]* [Ac-]
------------- = Ks
[HAC]
da laut Gleichung die konzentration von [H+] und [ Ac-] gleich is, ist das [mm] x^2 [/mm] ja logisch. Aber woher kommt das x unterm bruchstrich??
MFG Susi
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(Antwort) fertig | | Datum: | 20:11 Mo 05.03.2007 | | Autor: | ONeill |
Hy!
Ich bin mir nicht ganz sicher, ob meine "Idee" dazu stimmt, aber hier ist sie 
Also allgemein gilt ja
c(C)*c(D)
K=---------- mit der Gleichung A+B<=>C+D
c(A)*c(B)
Die Konzentration der Essigsäure nimmt ab, weil sie ja teilweise dissoziiert). Also muss man den Teil der dissoziert noch von dem Teil abziehen, der das nicht tut.
Wie gesagt ist das nur eine Idee von mir.
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 20:38 Mo 05.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
Danke is ne nette idee :). Hilft meinem grips aber auch nicht auf die sprünge. Versteh den rechenweg trotzdem nich :(.
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Hallo Susi,
ONeill hatte schon recht mit seinem post. Ich versuchs nochmal. Also, du hattest das MWG aufgesetzt; das heißt ja eigentlich so:
[mm] K_{S} [/mm] = [mm]\bruch{[H^{+}] * [Ac^{-}]}{[HAc]_{Glgw.}} [/mm]
Wenn Du deine reine Essigsäure in Wasser wirfst, hast du ja (theoretisch) im ersten Augenblick [mm] [HAc]_{0} [/mm] = 0,005 mol/l vorliegen.
Diese Essigsäuremenge dissoziiert dann in Wasser sehr schnell in geringem Ausmaß (da es sich um eine schwache Säure handelt) nach:
HAc <--> [mm] H^{+} [/mm] + [mm] Ac^{-}
[/mm]
Sobald sich das Protolysegleichgewicht in Wasser eingestellt hat, hast Du nicht mehr [mm] [HAc]_{0} [/mm] vorliegen, sondern eine geringere Konzentration an undissoziierten Essigsäuremolekülen, nämlich [mm] [HAc]_{Glgw.}. [/mm]
Es ist: [mm] [HAc]_{Glgw.} [/mm] = [mm] [HAc]_{0} [/mm] - [mm] [H^{+}]
[/mm]
Das MWG ist dann
[mm] K_{S} [/mm] = [mm]\bruch{[H^{+}] * [Ac^{-}]}{[HAc]_{0} - [H^{+}]} [/mm] = [mm]\bruch{x^{2}}{0,005mol/l - x}[/mm] = [mm] 10^{-4,75} [/mm] mol/l
Jetzt gibt es zwei unterschiedliche Möglichkeiten weiterzurechnen. Der erste Weg ist geht mit einer Näherung, die man bei schwachen Säuren durchführen kann:
[mm] [HAc]_{Glgw.} [/mm] = [mm] [HAc]_{0} [/mm] - [mm] [H^{+}] \approx [HAc]_{0}
[/mm]
Hier für Propansäure durchgeführt: link
Der zweite Weg ist der "exaktere", den Dir dein Lehrer gezeigt hat, und der auf eine quadratische Gleichung in x führt.
Für Essigsäure unterscheiden sich beide Ergebnisse erst nach einigen Nachkommastellen; so genau kann man den pH ja gar nicht messen - also kann man die einfachere Variante wählen.
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 21:23 Mo 05.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
Mal wieder sehr logisch und hilfreich > danke
bei schwachen säuren zerfallen nicht alle teilchen in ihre bestandteile sondern nur wenige. Und die anfangskonzentration säure ändert sich natürlich um den teil der teilchen die zerfallen sind. Und das muss man eben beim MWG beachten.
Kann man das so gelten lassen ? :)
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Hallo Susi,
ja genau, das ist korrekt. Das kann man so formulieren.
LG, Martinius
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(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 21:37 Mo 05.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
Dann mal vielen dank für die schnelle hilfe. werde mich morgen und die tage sicher noch des öfteren melden. nu kommt nämlich das pufferzeugs usw.
lg susi
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(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 21:43 Mo 05.03.2007 | | Autor: | Martinius |
Keine Ursache, gern geschehen.
(Puffer hab ich schon lang nicht mehr gemacht; muß ich auch erst nachschauen.)
Dann mal noch viel Erfolg beim Lernen.
LG, Martinius
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(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 22:04 Mo 05.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
Denn die hoffnung das ich das ohne deine hilfe verstehe ist minimal :). Bis nächste woche muss die ganze materie sitzen dann kommt ne nette klausur.
Unter anderem kommen noch
-ph- wert berechnung von salzen
-ph Überschläge
-und titration
Damit du weißt was noch auf dich zukommt *g*.
Ich hoffe zusammen bekommt man da irgendwas zusammengebastelt das es verständlich macht :)
Lg susi
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