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Aufgabe:

Steigt der ph-Wert beim hinzufügen der folgenden Stoffezu den genannten Lösungen an, nimmt er ab oder bleibt er konstant?


NaCH3COOH zu CH3COOH


und


(CH3)2NH2Cl



Problem/Ansatz:

Wie finde ich das heraus?

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Hi, hier chemweazle,

Steigt der ph-Wert beim hinzufügen der folgenden Stoffezu den genannten Lösungen an, nimmt er ab oder bleibt er konstant?

NaCH3COO zu CH3COOH


Die Lage des Dissoziationsgleichgewichtes wird durch die Zugabe der Konjugierten Base, die Acetationen, nach links gedrückt oder geschoben.

Somit nimmt die Konentration der H(+)-Ionen ab. Der pH-Wert erhöht sich. Die Lösung ist weniger sauer als vor der Zugabe des Natriumsalzes der konjugierten Base, hier im Beispiel Natriumacetat.

Abkürzungen:

Konjugierte Säure HA, hier ist die schwache Säure die Essigsäure(Ethansäure): CH3COOH

Konjugierte Base, hier im Beispiel das Acetation, A(-): CH3COO(-)

Dissoziationsgleichgewicht

HA ⇔ H(+) + A(-)

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

Stellt man die Gleichgewichtskonstante, die Säurekonstante, nach der Konzentration der Hydroniumionen um, so erkennt man, daß die Konzentration der Konjugierten Base, [A(-)], die Acetationenkonzentration im Nenner des Konzentrationsverhältnisses von [HA] / [A(-)] steht.


und

(CH3)2NH2(+) * Cl(-) zu neutralem Wasser

Das ist ein Ammoniumsalz, es ist das Dimethylammoniumchlorid, pKs= 10,71. Es ist wie die anderen gängigen Ammoniumsalze z.B: Ammoniumchlorid NH4(+), pKs 9,75 und Methylammoniumchlorid eine sehr schwache Säure.

Ammoniumsalze sind schwache Säuren.

(CH3)2NH2(+) * Cl(-) ⇔ H(+) + (CH3)2NH + Cl(-)

analog:

NH4(+) ⇔ H(+) + NH3

Eine 0,1m Lösung von Dimethylammoniumchlorid mit pKs= 10,71

$$pH = \dfrac{pKs - log_{10}(C_{0}){2}$$
$$pH = \dfrac{10,71 - log_{10}(0,1 \cdot mol\cdot l^{-1}\cdot mol^{-1}\cdot l)}{2}$$
$$pH = \frac{10,71 - - 1}{2} = \frac{10,71 + 1}{2} = \frac{11,71}{2} = 5,855$$

Der pH-Wert ist mit ger. 5,9 etwas kleiner als 7, die Lösung ist schwach sauer.

von

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