Molarität,Normalität und pH-Wert?
Also nachdem ich nun lange rumprobiert habe versuche ich es mal hier.
Meine Aufgabe ist: Welchen pH-Wert besitzt eine
a) 0.01 N HCl
b) 0.1 N CH3COOH (Ks=10^-5)
c) 0.01 N H2SO4
d) 0.1 N NH4Cl (Kb= 10^-5)
also, ich habe herausgefunden, dass bei einer 0.1 N HCl die Molarität ebenfalls 0.1 ist, da diese nur ein Proton abgeben kann. Bei einer CH3COOH soll dies ebenfalls so sein. bei einer H2SO4 ist 0.01 N = 0.02 M? Und bei einer NH4Cl habe ich leider nichts dazu herausgefunden.
Ich habe wie folgt gerechnet:
a) 0.01 N HCl = 0.01 M HCl
pH = - lg([H3O+]) = - lg(0.01) = 2
b) 0.1 N CH3COOH = 0.1 M CH3COOH
pH=1/2 (pKs - lg ([H3O+]) = 1/2 (10^-5 - lg(0.1) = 3
c) ?? Also diese Aufgabe habe ich für 0.01 M berechnet. Wie läuft das als 0.01 N ? Ich frage, weil diese Säure ja doppelt Dissoziiert und damit ist die Formel :
pH = -lg ([ks1 + ks2]) , wenn es jetzt eine 0.01 N H2SO4 ist, verändern sich dann die beiden ks-Werte?
d) ?? Hier weiß ich leider auch gar nicht weiter. also die Formel wäre ja
pKb = - log (Kb) = - lg (10^-5) = 5 -> pKs= 14 - pKb = 9
pH = 1/2 (pKs - lg ([NH4Cl])
Es wäre wirklich nett, wenn sich jemand dieser Frage annehmen könnte und mir genau erklären würde, was ich tun muss um den pH-Wert zu berechnen.
Danke schon mal!
2 Antworten
a) stimmt.
b) kannst Du besser.
[H3O+] wollen wir erst berechnen, das steht sicher nicht in der Formel.
Und pKs ist auch nicht 10^-5
c) Muss man wissen, dass auch Hydrogensulfat noch eine starke Säure ist, damit ist [H3O+] gleich der doppelten Ausgangskonzentration H2SO4.
> H2SO4 ist 0.01 N = 0.02 M?
Nein, 0,01 N heißt, dass die Lösung 0,01 mol/l H+ abgeben kann. Bei einer einprotonigen Säure ist Normalität = Molarität. Bei einer zweiprotonigen Säure ist die Normalität = 2 * Molarität, also 0.01 N = 0.005 M
Interessiert aber nur beim Herstellen der Lösung - für die vorliegende Aufgabe reicht es zu wissen, dass 0,01 mol/l H+ abgegeben werden können (wegen 0,01 N) und auch abgegeben werden (wegen starker Säure).
d) Hier ist eine Angabe der Normalität ungewöhnlich, würde ich mit mol/l gleichsetzen. Ist das Salz einer starken Säure und einer schwachen Base, dafür habt Ihr sicher irgendwo eine Gleichung aufgeschrieben.
Zu b)
> pKs = - lg (10^-5) = 4, oder nicht?
Oder nicht.
Wie wäre es mit 5?
> damit ist ja bloß die Konzentration der H3O+-Teilchen gemeint
Eben - die Konzentration, die Du doch erst berechnen willst. Die kannst Du schlecht in die Gleichung einsetzen
Dafür fehlt die Ausgangskonzentration der Essigsäure, obwohl die doch auch den pH-Wert der Lösung beeinflusst.
Wie es richtig heißen muss, findest Du hier:
http://www.chemieunterricht.de/dc2/mwg/sb-berec.htm
Zu c)
> die Normalität und die Molarität gleichsetzten
Wie kommst Du auf die Idee, wo ich doch schrieb "Normalität = 2 * Molarität"
Die Lösung verbirgt sich in diesem Zitat:
" dass 0,01 mol/l H+ abgegeben werden können (wegen 0,01 N) und auch abgegeben werden (wegen starker Säure)."
Wenn Du es trotz ehrlichen Bemühens nicht schaffst, daraus den pH-Wert der Lösung zu errechnen, solltest Du Dich nicht weiter an der Lösung der Aufgaben versuchen, sondern ganz schnell einen Nachhilfelehrer suchen - besser jetzt ein paar Stunden lernen und dann dem Unterricht wieder folgen können.
Zu d)
Die Gleichungen würde ich auch nicht in der Aufgabe vermuten, sondern in Deinen Unterrichtsmitschrieben. Auf der oben verlinkten Seite ist sie auch zu finden.
a)
stimmt
b)
pH=1/2 (pKs-log(c(Säure))=2,9
c)
0,01 N = 0,005 M
N = c z
Starke Säure:
-log(c(H3O+))=pH
-log(0,01 mol L^-1)=2
d)
pKs + pKb = 14
=> pKs=9,25
pH=-log( -Ks/2 + sqrt( Ks^2/4 + Ks*c))=5,13
b) Was wurde denn für den pKs und für die c(säure) eingesetzt?
also ich habe den pKs-Wert ausgerechnet, das wäre doch eigentlich pKs= -lg(Ks) = -lg(10^-5) = 4, oder nicht?
Wenn ich das dann in die Formel eingebe kommt bei mir folgendes heraus:
pH= 1/2 (4 - lg(0.1)) = 2.5, und nicht 2.9..
c) Uff, leider kann ich da auch nicht wirklich viel mit anfangen, wieso steht da denn dann pH = -lg (0.01 mol/l ^-1)?
Also, mich verwirrt, wo dieses ^-1 herkommt..?
d) Oh man, oh man. Diese Formel verstehe ich leider auch nicht, wie setzt sich diese denn zusammen?
Also zuerst, wie komme ich denn auf einen pKs-Wert von 9.25. Wenn ich den pKb-Wert berechne, dann steht da bei mir 4, also 14 - 4 wäre ja dann 10 und nicht 9, 25. Wie komme ich auf einen pKb-Wert von von 4.75? Das ist ja gar nicht in der Aufgabe gegeben gewesen.
und wie kommt bei der Formel für den pH-Wert schließlich das "-Ks/2"und das sqrt(Ks^2/4 + Ks * c)" zustande, und was genau wurde dann dort eingesetzt?
Der pKs von Essigsäure ligt bei 4,75 aber wenn in deiner Aufgabe 4 gegeben ist passt das auch.
Schau doch genau hin....
Es steht nicht mol/l^-1 sonder mol L^-1=mol/L
Auch bei der letzten Aufgabe habe ich genauere Literaturwerte genommen. Die Formel leitet sich aus dem Massenwirkungsgesetz unter Berücksichtigung der pq-Formel her. sqrt(x) ist Wurzel(x)
Ks=10^-pKs
c=0,1 mol L^-1
b) Ok, den pKs müsste ich ja erst berechnen, mit dem Ks Wert, das entspräche ja dann pKs = - lg (10^-5) = 4, oder nicht?
Und wie ist das jetzt mit der Formel, wieso ist die Falsch? Das verstehe ich nicht. Also wir hatten das immer so aufgeschrieben und damit ist ja bloß die Konzentration der H3O+-Teilchen gemeint.
Aber wie rechne ich das denn jetzt aus?
c) Oh, danke, dann hätte ich mich damit nun vollkommen verrannt wenn ich mit 0.02 M gerechnet hätte. Leider hilft mir auch hier die Antwort beim rechnen gar nicht weiter, also kann ich für die Aufgabe die Normalität und die Molarität gleichsetzten oder wie kann ich das verstehen?
Wie ändert sich denn dann die Rechnung, also ich meine, mir fehlen ja immer noch die Ks-Werte.
d) Die Aufgabe ist leider genau so komplett, wie ich sie aufgeschrieben habe, deswegen habe ich ja so meine Probleme damit, da stehen keine Gleichungen, nichts. Es heißt bloß, dass das gerechnet werden soll.