Ph Wert berechnen aus Mischung von Starker Säure und schwacher Säure

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2 Antworten

Du weißt, wie du den pH-Wert einer schwachen Säure berechnest...
pH = 1/2 * (pKa - lg[HA])

pH = 1/2 * (2,7 - lg(0,01mol/l) )
pH = 2,35

Am Ende brauchst du aber lediglich die Konzentration der Hydronium-Ionen, um den gesamten pH-Wert zu berechnen. Also stellen wir die Formel um
[H3O+] = 10 ^ (-pH)
[H3O+] = 0,00447 mol/l

Du hast 100 ml, also insgesamt n1(H3O+) = 0,000447 mol Hydronium-Ionen.

Nun gibst du die Salzsäure hinzu. 100 ml Salzsäure enthalten n2(H3O+) = c(HCl) * V(HCl)
n2(H3O+) = 0,1 mol/L * 0,1L = 0,01 mol Hydronium-Ionen.

Jetzt hast du 200 mL Lösung, in der (0,000447 + 0,01) mol Hydronium-Ionen rumschwimmen. Die Konzentration der Ionen beträgt demzufolge:
c(H3O+) = 0,0522 mol/L.

Also ist der pH-Wert:
pH = 1,28

Gustavus 21.07.2013, 18:56

Auch wenn es bei diesem Bsp. nicht ins Gewicht fällt, ist die Vorgehensweise prinzipiell nicht richtig. Die Dissoziation des protonierten Histidins wird durch die Zugabe der starken Säure zurückgedrängt, daher kann man für die Berechnung des Beitrags des Histidins zur Gesamtkonzentration an H+ nicht eine Formel heranziehen, die für die Lösung der reinen Säure gilt.

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Im Prinzip reicht für eine Abschätzung des pH-Wertes, die Verdünnung der HCl zu betrachten, die schwache Säure fällt nicht groß ins Gewicht. Nach Zugabe von 100 ml ist das Gesamtvolumen verdoppelt, die Konzentration also halbiert -> c(H+) = 0,05 mol/l. Wenn du es noch genauer haben willst, gehe vom MWG aus. Die Konzentration an H+ ist 0,05 mol/l plus eine zunächst unbekannte Menge x an H+, die der Dissoziation des protonierten Histidins entstammt:

KS1 = c(H+) • c(H2His+) / c(H3His2+) = (0,05 mol/l +x) • x / (0,005 mol/l -x)

Nach Berechnen von x kannst du damit dann die Gesamtkonzentation an H+ ermitteln.

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