pH-Werte bei schwachen Basen berechnen?

Hey hoo👋🏾 Ich hoffe ihr habt heute schon "gebrückt". Bei mir ging der Brückentag leider für's Lernen auf die Praktikumsklausur drauf - wobei eine Aufgabe mir jetzt gerade besonders viel Zeit raubt

"Bestimmen SIe die pH-Werte folgender wässriger Lsöungen. Begründen SI eihre Vorgehensweise!".

  • 1,6 molare NH4CL-Lösung. (pKB (NH3) = 4,74)

Lösung: 14 - 4,74 = 9,26

=> pH = 1/2 (9,26 - log (1,6)) = 4,53

  • 0,8 M NH3 (pKB (NH3) = 4,74)

Lösung: pOH = 1/2 (pKB - lg c (OH-)
= 1/2 (4,74 - lg 0,8 mol/L)
= 2,42

=> pH = 14 - 2,42
= 11,58

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Das triggert mich gerade so hart.

Bei der ersten Aufgabe wird einfach als Formel genommen:

pH = 1/2 (pKs - log co) = 1/2 (9,26 - log (1,6)) = 4,53

Also es wird einfach der pKB-Wert von 14 substrahiert, und dann mit dem pKS = 9,26 weitergerechnet.

Bei der zweiten Aufgabe wird direkt mit dem pKB-Wert gerechnet.

pH 1/2 (pKB - lg c(OH-) = 1/2 (4,74 - log (0,8 mol/L) = 2,42
Und das dann von 14 substrahiert.

Aber wir haben es doch bei beiden Aufgaben mit der schwachen Base NH3 zu tun.

Wenn ich die Formel aus der ersten Aufgabe für die zweite annehme, wäre es:

pH = 1/2 (pKs - log co) = 1/2 (9,26 - log (0,8)) = 4,67...
Aber das ist anscheinden falsch.

Hat es damit zu tun, daß bei der ersten Aufgabe an NH3 noch die starke Säure HCl dranklebt und man deswegen die Formel für starke Säuren nehmen muß?

Ich hatte mir jetzt folgende Formel zurechtglegt....

starke Säure: pH = - log c
schwache SÄure: pH = 1/2 (pKS - log co)
schwache Base: pOH = 1/2 (pKB - log co) und dann 14 - poH
starke Base: poH = - log (c) und dann 14 - poH

und für die Konzentrationen:
starke Säure: 10 ^-pH
schwache Säure: 10^(pKS/2pH)
schwache Base 10^(pKB/2poH)
starke Base: 10^-pOH

Aber irgendwie stolper ich immer wieder über so Ausnahmefälle...

in einer anderen Aufgabe soll der PH-Wert von 2 M CH3COOK bestimmt werden (mit PKS Essigsäure = 4,75).
Ich hätte jetzt gedacht, CH3COOK ist eine schwache Base , also pKB = 14 - 4,75 = 9,25. Dann
pOH = 1/2 (pKB - log co) und dann 14 - poH
=> pOH = 1/2 (9,25 - log 2) = 4,48 und dann 14 - 4,48 = 9,52

Aber die Musterlösung rechnet munter mit dem PKS-Wert und substrahiert den von 14, also
pH = 14 - 1/2 (4,75 - log (2 mol/L)
= 11,78


Und das belastet mich...
Wie berechnet man also den PH-Wert bei schwachen Basen? Warum wird für
1,6 M NH4Cl und 0,8 M NH3 und 2 M CH3COOK jeweils unterschiedliche Formeln verwendet und warum gilt meine Formel "schwache Base: pOH = 1/2 (pKB - log co) und dann 14 - poH" hier nicht.

LG und ein schönes verlängertes Restwochenende!
.

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Stoffmengenkonzentration über pH-Wert berechnen?

Guten Nachmmitag, was geht ab, lieber Rocker, liebe Zocker, locker vom Hocker, Schraube locker, Kaffe Mocca.

Ich komm bei dieser Aufgabe nicht heiter weiter:

Speziell geht es mir um die Stoffmengenkonzentration der schwachen BaseNH4OH mit pH-Wert = 13,1.

Dort wird gerechnet

pH = 14 - 1/2 (pKs - log c (OH-))
13,1 = 14 - 1/2 (9,25 - log c (OH-)
-0,9 = - 1/2 (9,25 - log c (OH-) | geteilt durch -1/2
0,45 = 9.25 - log c (OH-) | - 9.25
-8,8 = log c (OH-)
10^-8.8 = c (OH-)
=> c (OH-) = -1,58*10^-9 mol/L.

Soweit, so (un)gut.

Jetzt wird die Stoffmengenkonzentration der schwachen Base CH3COONa mit pH = 8.75 berechnet.

Hier wird gerechnet

CH3COONa mit pH = 8.75

pKB = 14 - pKs = 14 - 4,75 = 9,25

pOH = 14 - pH = 14 - 8.75 = 5,25
pOH = 1/2 (pKB - log c (CH3COO-)) | * 2
2 poH = pKB - lg (c (CH3COO-) | + lg (c(CH3COO-)) | : 2 pOH
lg (cH3COO-) = pKB/2pOH | * 10
c(CH3COO-) = 10 ^ (pKB/2pOH) = 10^(9,25/2*5,25) = 10^(9.25/10.5) = 7,6 mol/L.

Ich verstehe das nicht so wirklich.
Bei NH4OH wird die schwache Base berechnet, in dem man 10^(1/2 (pH - 14) - pKs) rechnet, und bei CH3COONa darf die Formel 10^(pKB/2pOH) benutzt werden.

Ich hab versucht die Formel 10^(pkB/2pOH) auch für NH4OH zu verwenden.
Also der PKB wert von NH4OH wäre ja PKB = 14 - PKS = 14 - 9.25 = 4.75
Der POH-Wert für NH4OH mit PH = 13,1 wäre 14 - 13,1 = 0.9
Also 10^(4,75/2*0.9) = 435 und somit meilenweit von 1,58*10^-9 mol/L entfernt.

Bei dem PH-Wert der starken Säure HCN wird ebenfalls mit einer ähnlichen Formel gearbeitet. c (HCN) = 10^(pKs/2pH).

Wann darf ich also die Formel pOH = 1/2 (PKB- log (c) benutzten und wann 10^-pk/2POH. Ich versteh es nicht so wirklich.

Liebe Grüße,
ach jetzt hätt ich fast im Streß meinen Klarnamen hingeschrieben, weil ich im Prüfungsstreß momentan so viele Mails beantworten muß, dass mir das am Ende schon fast wie ein Automatismus in Fleisch und Blut übergegangen ist. 😅

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Herstellung von HCL, was ist falsch gelaufen?

Ein molares äquivalent von Natriumbisulfat und Natriumchlorid wurden mit ein wenig Wasser in einen 1000ml rundkolben gegeben und erhitzt. Der rundkolben war über ein Vakuum destillations Adapter an einen 500ml rundkolben (Um rückfluss aufzufangen) geleitet. Der Gas Anschluss am Vakuum Adapter ging dann an eine schlagabsorbtionsflasche mit Wasser und am Ende gab's noch eine Gas trap mit Natriumhydroxid (in einem erlenmeyerkolben)

Beobachtung: das farblose Gemisch im 1000ml rundkolben wurde gelb (1) und viele Teile der salze haben sich ins Wasser gelöst. Das Wasser in der Schlagabsorbtionsflasche begann zu bubbeln. Nach einer halben Stunde war das bubbeln ziemlich stark und um zu sehen, ob die Reaktion gut läuft, wurde sie beendet. Das Wasser in der schlagabsorbtionsflasche war völlig PH neutral (2), während ein PH Streifen über dem 1000ml Rundkolben sofort rot wurde und einige dämpfe zu sehen waren.

Zudem begann der Effekt des rückflusses aus der schlagabsorbtionsflasche sofort als die Reaktion abkühlte, wie erwartet.

Fragen und Vermutungen:

(1) Warum wurde die Lösung gelb? Eigentlich hätte natriumsulfat und HCL entstehen sollen, aber davon ist nichts gelb.

(2) Das Wasser in der Schlagabsorbtionsflasche hätte eigentlich sauer sein müssen, war aber völlig PH neutral. Ich denke, ich habe zu viel Wasser in den 1000ml Runkolben gegeben und das HCL hat sich darin gelöst (das wasser war da, weil meine heizplatte vermutlich sonst nicht stark genug wäre). Dann verstehe ich aber nicht, was in der Schlagabsorbtionflasche gebubbelt hat. Hat jemand eine Ahnung? Es wird wohl kein HCL gewesen sein, sonst wäre es sauer. Außerdem, selbst wenn das HCL sich erst in dem wasser vom 1000ml Rundkolben gelöst hätte, hätte dieses doch unter der starken Hitze ebenfalls herausgehen müssen, oder nicht?

Kann mir jemand detailliert erklären, was schief gelaufen ist?

(Der Liebig Kondensator da hinten hat mit dieser Reaktion nichts zu tun)

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Titrationskurve bei Säuren und pH-Indikator?

Folgende Frage wurde in einer Praktikumsklausur gestellt:
"a.) Skizziere die Titrationskurve einer starken Säure mit einer starken Base (pH-Wert gegen Neutralisationsgrad in %). Markiere den Äquivalenzpunkt, mache dabei deutlich, ob dieser bei einem Ph-Wert kleiner, gleich oder größer 7 lieg und begründe!

b) Was ist ein pH-Indikator. Erläutere kurz seine Funktionsweise!

zu a).
Ein Kommilitone hat folgendes geschrieben und darauf 0 Punkte bekommen:

Ich versteh nicht, warum das falsch sein soll, dem abgesehen davon, daß er pH-Achse und Neutralisationsgrad-Achse vertauscht hat, ist diese Abbildung 1:1 bei uns im Praktikumsskript:

Ich hätte das jetzt, wenn ich das in der Praktikumsklausur gefragt würde, einfach so abgemalt (natürlich nur die Kurve für starke Säure und starke Base) und den Äquivalenzpunkt dann bei pH = 7 und Neutralisationsgrad = 100 gesetzt, weil bei einer 100 %-zentigen Neutralisation einer starken Säure mit einer starken Base, Wasser und neutrales Salz entstehn. Da beide vollständig dissozieren, bleibt die Lösung neutral.

zu b): Hier hat der Kommilitone folgende Defintion geschrieben:

"Gibt an (durch Färbung); ob eine Löäsung oder ein Gemisch, sauer, neutral oder alkalisch ist."

Und das gab einfach eiskalt 0 Punkte!

Ich hab mir jetzt folgende Definition ruasgeschrieben:

"Indikatoren sind schwache organische Säuren (HInd); deren Farbe sich von der konjugierten Base (Ind-) unterscheidet.

HInd + H2O <-> H3O+ + Ind-

Aus dem Massenwirkungsgesetzt folgt pH = pKs + log c(Ind-)/c(Hind). Das Konzentratonsverhältnis von Indikatorsäure (HInd) und konjugierter Base (Ind-) und damit die Frbe es Indikators sind somit vom pH-Wert der Lösung abhängig. Für den Umschlagsbereich eines Indikators, der durch die Änderung des Verhältnisses c(Ind-)/C(HInd), um den Faktor 100 von 1:1o auf 1o:1 charakterisiert ist, gitl pH = pKs ± 1. Wie aus der Titrationskurve einer Titration einer starken Säure (Base) mit einer starken Base (Säure) hervorgeht, erfolgt eine sprunghafte Änderung des pH-Wertes beim Äquivalenzpunkt im Bereich zwischen pH ≈ 4 und pH ≈ 10. Daher sind für die Titrations starker Säuren und Basen alle Indikatoren geeignet, die in diesem pH-Gebiet ihren Umschlagsbereich haben.

Beie iner schwachen Base gilt. Ind (Base) + H* <-> Hind + (Säure)

Ist viel H+ in der Lösung, ist sie sauer und mehr von der Säureform Hind da, so dass Farbe 1 sichtbar ist. Ist weniger H+ in der Lösung ist sie mehr in Baseform (Ind-) und mehr von Farbe 2 da."

Kann ich das so schreiben? Oder ist das zu allgemein und zu wenig auf die Funktionsweise bezogen? Ich bin mir nicht sicher, weil die Antworten meines Kommilitonen ja direkt 0 Punkte gebracht haben und ich daher nichts falsch machen will.

LG,
Hans Sarpei

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