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Hallo könnt ihr mir helfen:)

Im Labor finden Sie 2 Liter einer Lösung einer einprotonigen Säure (pka=2,800) unbekannter KOnzentration

Der ph wert dieser Lösung beträgt 1,800.

Wie viel ml destilliertes Wasser muss dieser Lösung zugefügt werden um einer 0,1 m Lösung zu erhalten?


Ich habe folgenden Ansatz komm aber nicht weiter

V=2L

pka=2,800 darausfolgt ka=10^-pka=0,0016

ph=1,800

um eine 0,15 ml lösung zu bekommen ( also c=15x10^-2) alsoph= 0,824 das heisst eine ph änderun von ph=1,800 auf ph=0,824

von

hat niemand eine idee es ist wichtig ich schreibe bald eine prüfung darüber

1 Antwort

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Beste Antwort

Hi here chemweazle,

Volumenänderung, pH-Wertberechnung
Im Labor finden Sie 2 Liter einer Lösung einer einprotonigen Säure (pka=2,800) unbekannter Konzentration Der pH wert dieser Lösung beträgt 1,800.
Wie viel ml destilliertes Wasser muss dieser Lösung zugefügt werden, um eine 0,1 m Lösung zu erhalten?

Eine, einprotonige, einwertige oder einbasige Säure HA

Diese schwache Säure HA liegt zum Teil in x mol/l H+-Ionen und in x mol/l A--Ionen dissoziiert vor. Die Konzentrationen der A--Ionen und der H+-Ionen sind gleich.

Also wird die Einwaagekonzentration oder Anfangskonzentration der Säure HA gesucht C0.

HAÛH++A-
[HA]gl=C0 - xx mol/lx mol/l


Die Gleichgewichtskonzentration der undissoziierten HA-Moleküle [HA]gl beträgt Einwaagekonzentration von HA minus der der Konzentration der H+-Ionen oder Einwaagekonzentration von HA minus der der Konzentration der A--Ionen.
[HA]gl = C0-[H+] = C0-[A-] = C0 – x

Die Säurekonstante für diese Reaktionsgleichung der Dissoziation von HA lautet:

$$Ks(HA)= \dfrac{[H^{+}] \cdot [A^{-}]}{[HA]_{gl}}$$

mit $$ [H^{+}] = [A^{-}] = x$$ und $$ [HA)_{gl} = C_{0} – x $$

gilt für für Ks(HA):

$$ Ks(HA)= \dfrac{x^{2}}{C_{0} – x}$$

Nun stellen wir die Gleichung für den Ks(HA)-Wert nach C0 um.


$$C_{0} – x = \dfrac{x^{2}}{Ks(HA)}$$

$$C_{0} = \dfrac{x^{2}}{Ks(HA)} + x$$

$$C_{0} = x\cdot \left(\dfrac{x}{Ks(HA)} + 1 \right)$$

$$ Ks(HA) =  10^{-pka} \cdot \frac{mol}{l}$$

$$ [H^{+}] =  10^{-pH} \cdot \frac{mol}{l}$$

$$Ks(HA) = 10^{-2,8}\cdot \frac{mol}{l}$$

$$[H^{+}] = 10^{-1,8}\cdot \frac{mol}{l}$$

$$C_{0} = 10^{-1,8} \frac{mol}{l} \cdot \left(\dfrac{10^{-1,8}\cdot mol \cdot l}{10^{-2,8}\cdot mol \cdot l}+ 1 \right)$$

$$C_{0} = 10^{-1,8} \frac{mol}{l} \cdot (10^{-1,8+2,8} + 1)$$

$$C_{0} = 10^{-1,8} \frac{mol}{l} \cdot (10^{1} + 1)$$

$$C_{0} = 11 \cdot 10^{-1,8}\cdot \frac{mol}{l}$$

$$C_{0} = 0,174 \frac{mol}{l}$$


Zur Frage: Wie viel ml destilliertes Wasser muss dieser Lösung zugefügt werden, um eine 0,1 m Lösung zu erhalten?
V1= 2 l

$$n_{0}(HA) = 0174 \frac{mol}{l} \cdot 2 l= 0,348 mol = \frac{1\cdot mol}{10 \cdot l} \cdot V_{2}$$

$$V_{2} = \dfrac{10\cdot 0,348\cdot mol\cdot l}{1\cdot l} = 3,48 l$$


V2 = 3,48 l

V2 – V1 = (3,48 – 2) l = 1,48 l = 1480 ml

Es müssen noch 1480 ml Wasser zu den 2l der Säure zugegeben werden, damit die Einwaagekonzentration von 0,174 mol/l auf 0,1 mol/l erniedrigt wird.

Gruß chemweazle














von 1,4 k

Danke war sehr hilfreich

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