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Aufgabe lautet:

60ml einer 0.1M Hydrogenchlorit (ks=1,1 x 10^-2) werden mit einer 0.3 M KOH titriert. Berechnen Sie den pH-Wert der Lösung nach Zugabe der folgenden Volumina der Base.

10ml


Problem/Ansatz:

n(HCL) = c x V= 0.1 x 0.06 = 0.006

n (KOH) = 0.3 x 0.01 = 0.003


-log (1.1 x 10^-2= = 1.96


Die Lösung ist zwar 1,96. Aber wieso hat man das n von HCL und KOH berechnet?

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Salut,


60ml einer 0.1M Hydrogenchlorit (ks=1,1 x 10^-2) werden mit einer 0.3 M KOH titriert. Berechnen Sie den pH-Wert der Lösung nach Zugabe der folgenden Volumina der Base.
10ml

Die Lösung ist 1,96

pH-Wert vor Zugabe der KOH:

[H3O+]  =  √( KS * c0 )  =  0,0331 mol L-1

pH =   -log (0,0331)  =  1,48 


Nach Zugabe von 10 ml KOH:

n (HCIO2)  =  0,1 mol L-1 *  0,06 L =  0,006 mol

n (KOH)  =  0,3 mol L-1 *  0,01 L =  0,003 mol


n (HCIO2)neu =  0,006 mol - 0,003 mol =  0,003 mol

pH =  1,96 - log (0,003 mol / 0,003 mol)  =  1,96


( PS: Hydrogenchlorit =  Chlorige Säure =  HCIO2 )

von 21 k

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