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Aufgabe:

d) Sie haben 100 mL einer wässrigen Lösung mit einer Konzentration von 10^–3 mol/ L an Salzsäure. Wie groß ist deren pH Wert?


e)Sie geben zur Lösung aus d) 900mL neutrales Wasser hinzu.Welcher pH-Wert ergibt sich?


f) Sie möchten die Lösung aus e) durch Zusatz von 100 mL einer wässrigen Lösung von Natriumhydroxid neutralisieren. Welche Stoffmenge Natriumhydroxid benötigen sie, und welcher Masse entspricht dies? Welcher pH-Wert stellt sich ein?
(Na = 23 g mol–1, O = 16 g mol–1, H = 1 g mol–1).


Problem/Ansatz:

Für d) habe ich pH=3. Stimmt das?

Bei e) und f) habe ich leider keine Ahnung, wie ich vorgehen muss.

von

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Hi, hier chemweazle,

Zu

d) Sie haben 100 mL(0,1 l) einer wässrigen Lösung mit einer Konzentration von 10^–3 mol/ L an Salzsäure. Wie groß ist deren pH Wert?


Wie groß ist deren pH Wert?
Für d) habe ich pH=3. Stimmt das?

Jawohl, das stimmt
Bei e) und f) habe ich leider keine Ahnung, wie ich vorgehen muss.

zu d).

[H(+)] = [HCl]gelöst = 10(-3)mol / l

$$pH = - log_{10}\left(\frac{[H^{(+)}]}{C_{0}}\right) = - log_{10}\left(\frac{10^{-3}\cdot mol\cdot l}{1\cdot mol\cdot l}\right) = 3$$

Die Stoffmenge an H(+)-Ionen, n(H(+)):

n(H(+)) = [H(+)] * V = 10-3 mol/l * 0,1 l = 10-4 mol

zu e)Sie geben zur Lösung aus d) 900mL(0,9 l) neutrales Wasser hinzu.Welcher pH-Wert ergibt sich?

Verdünnung auf das 10fache Volumen, Zehntelung der H(+)-Konzentration , Erhöhung des pH-Wertes um eins, also von 3 auf 4

Volumen nach dem Verdünnen: V = 0,1l + 0,9l = 1l

$$[H^{(+)}] = \dfrac{10^{-4}\cdot mol}{(0,1 + 0,9)\cdot l} = 10^{-4}\cdot \frac{mol}{l}$$

Zu

f) Sie möchten die Lösung aus e) durch Zusatz von 100 mL einer wässrigen Lösung von Natriumhydroxid neutralisieren. Welche Stoffmenge Natriumhydroxid benötigen sie, und welcher Masse entspricht dies? Welcher pH-Wert stellt sich ein?

Molmassen:
M(Na) = 23 g/ mol, M(O) = 16 g/ mol, M(H) = 1 g/mol und M(NaOH) = (23+16+1)g/mol = 40 g/mol

Es muß die gleiche Stoffmenge an Hydroxidionen, wie an Hydroniumionen vorliegen, zugegeben werden.

n(OH(-))Zugabe = n(H(+))

Es liegt ein Liter einer verd. HCl-Lösung, pH = 4, also einer Hydroniumionenkonzentration von 10-4 mol/l vor.

Es liegen somit in diesem Liter der 0.0001 molaren HCl-Lsg. 10<sup>-4</sup> mol Hydroniumionen vor, die gleiche Menge muß an OH<sup>(-)</sup>-Ionen zugegeben werden.

n(OH(-))Zugabe = [HCl] * V = n(H(+)) = 10-4 mol/l * 1 l = 10-4 mol

Die Stoffmenge an NaOH:

n(NaOH) = n(OH(-))Zugabe = 10-4 mol


Masse an NaOH:


$$M(NaOH) = n(NaOH) * M(NaOH) = 10^{-4}\cdot mol \cdot \dfrac{40\cdot g}{mol} = 4\cdot 10^{-3}\cdot g$$
Diese Masse an NaOH von 0,004g = 4 mg, entsprechend 0,4 mmol wird abgewogen und in einem Meßkolben eingespült und dann nach dem Abkühlen auf das Endvolumen von 100 ml = 0,1 l mit Wasser aufgefüllt.

Die Konzentration der NaOH:

$$[NaOH] = \frac{n(NaOH)}{V(NaOH)} = \frac{4\cdot 10^{-4}\cdot mol}{0,1\cdot l} = \frac{4\cdot 10^{-4}\cdot mol\cdot 10}{1\cdot l} = \frac{4\cdot 10^{-3}\cdot mol}{l}$$

Wenn die neutrale Lösung vorliegt, herrscht nur noch die schwache Eigendissoziation des Wassers vor.

Bei einer Temperatur von 25°C liegen dann 10-7 mol/l der Wassermoleküle dissoziert in 10-7 mol/l H(+)-Ionen und 10-7 mol/l OH(-) vor.

Autoprotolysegleichgewicht, Selbst- oder Eigendissoziation des Wassers bei Standardtemperatur

H2O ⇌ H(+) + OH(-)

$$pH = -log_{10}\left(\frac{10^){-7}\cdot mol\cdot l}{1\cdot mol\cdot l}\right) = + 7$$

Die Gleichgewichtskonstante (Ionenprodukt des Wassers): Kw(25°C) = [H(+)] * [OH(-)]


von 1,2 k

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