Schwefelwasserstoffgas gelöst in Wasser bei Raumtemperatur, θ=25°C, die Sättigungskonzentration beträgt hierbei c0=0,1mol/L.
Schwefelwasserstoff ist eine schwache und eigentlich zweiwertige(zweibasige) Säure, da aber die erste Dissoziationsstufe schon sehr schwach ist, wird; hier in dieser Aufgabenstellung; die zweite Dissoziation vernachlässigt. Also man betrachtet nur die erste Dissoziation von H2S in HS(-).
H2S ⇔ HS(-) + H(+)
HS(-) ⇔ S(2-) + H(+)
Die pks-Werte zeigen das auch pks1(H2S)=7, pks2=pks(HS(-))=13
Die Säurekonstante für die zweite Dissoziationsstufe ist also ein Millionstel der der 1. Stufe.
Die Säurekonstanten
$$Ks_{1}(H_{2}S)= \dfrac{[HS^{(-)}] \cdot [H^{(+)}]}{[H_{2}S]_{gl}} = 10^{-7}\dfrac{mol}{L}$$
$$Ks_{2}= Ks(HS^{(-)})= \dfrac{[S^{(2-)}] \cdot [H^{(+)}}{[HS^{(-)}]} $$
Im Gleichgewicht sind von den 0,1mol/L Schwefelwasserstoffmoleküle pro Volumen x mol der Moleküle pro Volumen in x mol Hydrogensulfidionen(HS<sup>(-)</sup>) pro Volumen und x mol pro Volumen Hydroxoniumionen dissoziiert.
H2S | Û | H(+) | + | HS(-) |
[H2S]0-x | | x | | x |
Die Gleichgewichtskonzentrationen lauten formal:
[H(+)]=[HS(-)]=x und [H2S]gl= c0-x
Bei schwachen Säuren kann man zur Vereinfachung der Rechnung noch die Gleichgewichtskonzentration der undissoziierten Säure gleich ihrer Einwaagekonzentration setzen, das erspart einem das Rechnen mit einer quadratischen Gleichung.
c0-x ≈c0
$$Ks\approx\dfrac{x^{2}}{c_{0}}$$ und $$[H^{(+)}]=[HS^{(-)}]=x=\sqrt{Ks_{1}\cdot c_{0}(H_{2}S)}$$
$$x=\sqrt{10^{-7}\dfrac{mol}{L}\cdot10^{-1}\dfrac{mol}{L}}$$
$$x=\sqrt{10^{-8}\frac{mol^{2}}{L^{2}}}= 10^{-4}\cdot \frac{mol}{l}$$
$$pH = -log_{10}([H^{(+)}\cdot\frac{L}{mol})= 4$$
c). Berechnung des Dissoziationsgrades α
$$\alpha = \dfrac{[H^{(+)}]}{c_{0}(H_{2}S)} = \dfrac{[HS^{(-)}]}{c_{0}(H_{2}S)}=\dfrac{x}{c_{0}(H_{2}S)}$$
$$\alpha = \dfrac{10^{-4}\cdot mol\cdot l}{0,1\cdot mol\cdot l}= 10^{-3}$$
d).$$pH = -log_{10}([H^{(+)}\cdot\frac{L}{mol})= 4$$, siehe oben