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Aufgabe:

In 750 mL einer wässrigen H2S-Lösung ([H2S] = 0.1 mol/L) sind Ni2+-, Fe2+- und Mn2+-Ionen jeweils der Konzentration 1 mmol/L enthalten. Welche pH-Werte müssen Sie einstellen, damit gerade noch kein a) NiS b) MnS c) FeS ausfällt? Vernachlässigen Sie eventuell auftretende Verdünnungen!

pKs1(H2S) = 6.96 pKs2(H2S) = 14
KL(NiS) = 1.3∙10–21 mol2/L2 KL(MnS) = 7∙10–16 mol2/L2
KL(FeS) = 4∙10–19 mol2/L2


Problem/Ansatz:

Hallo, ich schreibe bald eine Chemie-Klausur und komme bei dieser Aufgabe leider nicht weiter...

Ich dachte mir, dass wohl das Ionenprodukt dem Löslichkeitsprodukt entsprechen müsste und man dann darüber die S2- Konzentration berechnen könnte.

Allerdings weiß ich dann nicht, wie man die 750 mL mit einbezieht oder wie man dann weiterrechnet.

Ich würde mich über jede Hilfe freuen, und danke im Voraus!

von

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Grüße chemweazle,

Zu

Welche pH-Werte müssen Sie einstellen, damit gerade noch kein a) NiS b) MnS c) FeS ausfällt?

Aufgabe:

In 750 mL einer wässrigen H2S-Lösung ([H2S] = 0.1 mol/L) sind Ni2+-, Fe2+- und Mn2+-Ionen jeweils der Konzentration 1 mmol/L enthalten. Welche pH-Werte müssen Sie einstellen, damit gerade noch kein a) NiS b) MnS c) FeS ausfällt? Vernachlässigen Sie eventuell auftretende Verdünnungen!

pKs1(H2S) = 6.96 pKs2(H2S) = 14 , KL(NiS) = 1.3∙* 10–21 mol2/L2 , KL(MnS) = 7∙* 10–16 mol2/L2 , KL(FeS) = 4∙* 10–19 mol2/L2

Mit der Brutto-Konstante , das ist Gleichgewichtskonstante für die Gesamtreaktion

H2S(aq)2 H(+)(aq) + S(2-)(aq)

$$\dfrac{( [H^{(+)}]_{gl})^{2}\cdot [S^{(2-)}]_{gl}}{[H_{2}S]_{gl}} = Ks1\cdot Ks2$$

Diese ist das Produkt der beiden Säurekonstanten , Ks1(H2S) und Ks2(H2S) = Ks(HS(-)

Mit der Näherung für schwache Säuren : [H2S]gl ≈ [H2S]0 ≈ 0,1 mol / l = 10-1 mol / l und log10( [H2S]0 ) = - 1

$$Ks1\cdot Ks2 = \dfrac{( [H^{(+)}]_{gl})^{2}\cdot [S^{(2-)}]_{gl}}{[H_{2}S]^{0}}$$

Und :

Gleichgewichts-Konzentration der Sulfidionen, bei der noch keine Niederschlagsbildung eintritt.

$$[S^{(2-)}]_{gl} = \dfrac{KL(MS)}{[M^{(2+)}]}$$

Eingesetzt in die Brutto-Dissoziationskonstante für die schwache 2-basige Säure, H2S :

$$ Ks1\cdot Ks2 = \dfrac{( [H^{(+)}]_{gl} )^{2}\cdot KL(MS)}{[H_{2}S]^{0}\cdot [M^{(2+)}]}$$

$$( [H^{(+)}]_{gl} )^{2} = \dfrac{Ks1\cdot Ks2\cdot [H_{2}S]^{0}\cdot [M^{(2+)}]}{KL(MS)}$$

$$[H^{(+)}]_{gl} = \sqrt{\dfrac{Ks1\cdot Ks2\cdot [H_{2}S]^{0}\cdot [M^{(2+)}]}{KL(MS)}}$$

$$[H^{(+)}]_{gl} = \sqrt{\dfrac{10^{-(pKs1+pKs2)}\cdot [H_{2}S]^{0}\cdot [M^{(2+)}]}{KL(MS)}}$$

$$[10^{-pH}] = \left(\dfrac{10^{-(pKs1+pKs2)}\cdot [10^{-1}]\cdot [10^{log(c(M(2+))}]}{10^{-pKL}}\right)^{1/2}$$



$$10^{-pH} = \left(10^{-(pKs1+pKs2) -1 + log(c(M(2+)) + pKL}\right)^{1/2}$$

$$10^{-pH} = 10^{-pKs1-pKs2 -1 + log(c(M(2+)) + pKL) / 2}$$

$$- pH = \frac{-pKs1-pKs2 -1 + log(c(M(2+)) + pKL}{2}$$

$$pH = \frac{pKs1 + pKs2 +1 – log(c(M(2+)) – pKL}{2}$$

pH = 0,5cdot [6,96 + 14 +1 – log(c(M(2+)) – pKL]

pH = 0,5 * 21,96 – 0,5 * log10( [ M(2+) ] ) – 0,5 pKL

pH = 10,98 – 0,5 * ( - 3 ) - 0,5 pKL

a). NiS :

[Ni(2+)] = 1 mmol / l = 10-3 mol / l

log10( [ M(2+) ] ) = log10( 10-3 mol / l * l / mol ) = - 3

pKL(NiS) = - log10( 1.3∙* 10–21 mol2/L2 * L2 / mol2 ) = 20,8861

pH = 10,98 – 0,5 * ( - 3 ) - 0,5 pKL

pH = 10,98 + 1,5 - 0,5 pKL

pH = 12,48 – 0,5 * 20, 8861 ≈ 2,04 ≈ 2

b).MnS

[ ] = 10-3 mol / l

log10( [ M(2+) ] ) = log10( 10-3 mol / l * l / mol ) = - 3 , wie bei a). , beim Nickel

KL(MnS) = 7∙10–16 mol2/L2

pKL ≈ 15,155

pH = 12,48 – 0,5 * 15,155 ≈ 4,90 ≈ 5

c).FeS

[ ] = 10-3 mol / l

KL(FeS) = 4∙10–19 mol2/L2

log10( [ M(2+) ] ) = log10( 10-3 mol / l * l / mol ) = - 3 , wie bei a). , beim Nickel

pKL ≈ 18,3979

pH = 12,48 – 0,5 * 18,3979 ≈ 3,28

H2S ⇌ H(+) + HS(-)$$Ks1(H_{2}S) = \dfrac{[H^{(+)}]\cdot [HS^{(-)}]}{[H_{2}S]}$$
HS(-) ⇌ H(+) + S(2-)$$Ks2(H_{2}S) = \dfrac{[H^{(+)}]\cdot [S^{(2-)}]}{[HS^{(-)}]} = Ks(HS^{(-)})$$
Gesamtreaktion
H22 H(+) + S(2-)$$Ks1\cdot Ks2 = \dfrac{( [H^{(+)}]_{gl})^{2}\cdot [S^{(2-)}]_{gl}}{[H_{2}S]^{0}}$$
von 6,2 k

Vielen Dank, das war sehr hilfreich!

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