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Aufgabe:

30 ml einer 0,2 molaren Schwefelsäure werden mit 80 ml einer 0,3 molaren Kalilauge vermischt. Wie groß ist der pH-Wert der hergestellten Lösung, wenn das Volumen an Wasser konstant bleibt?


Problem/Ansatz:

Reaktionsgleichung: H2SO4 + 2 KOH → K2SO4 + 2 H2O

für den pH-Wert gilt: pH =- log c(H+) und c=n/V → n= c*V, Stoffmengenverhältnis von Säure zu Lauge ist 1:2. Wozu hat man noch die Info mit dem Volumen von Wasser? Ich habe viele Informationen und kenne viele Formeln, aber wie ich diese hier anwenden soll, verstehe ich leider nicht so wirklich...kann mir jemand bitte helfen? Danke und viele Grüße

von

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Saut,


30 ml einer 0,2 molaren Schwefelsäure werden mit 80 ml einer 0,3 molaren Kalilauge vermischt.

n(H2SO4)  =  0,2 mol/L * 0,030 L = 0,006 mol

n(KOH)  =  0,3 mol/L * 0,080 L  =  0,024 mol


Ein mol Schwefelsäure neutralisiert maximal 2 mol Kalilauge.

Daraus folgt:

Rest Kalilauge  =  Kalilauge zu Beginn  -  Schwefelsäure * 2

=  0,024 mol  -  0,006 mol  *  2  =  0,012 mol


Als nächsten Schritt berechne die Konzentration der Hydroxid - Ionen:

c (OH-)  =  0,012 mol / (0,03 L + 0,08 L)  =  0,109 mol/L

pOH  =  -log (0,109)  =  0.962

pH  =  14  -  0.962  =  13.038  ≈  13,04



Viele Grüße

Cft

von 16 k

Ach so, zuerst die Hydroxid-Ionen Konzentration berechnen, dann pOH-Wert und erst danach den pH-Wert. Selber würde ich leider nicht drauf kommen, besten Dank!!!

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