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Aufgabe:

20ml einer 0,2M HBr-Lösung werden mit einer 0,2M NaOH-Lösung titriert. Berechnen Sie den pH- Wert der Lösung nach Zugabe der folgenden Volumina der Base: 19,9 ml


Problem/Ansatz:

(0.0199 L) x (0.2mol/l) = 3.98 x 10-3 mol   OH-

0.02 x 10-3. -> 2 x 10-5mol H+


2 x 10-5 / 0.0399 = 5 x 10-4 mol/l

pH= 3.3


Frage: wieso wird in diesem Schritt 0.02L x 10-3 gerechnet und nicht 0.02L x 0.2mol/L??

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Salut,


20ml einer 0,2M HBr-Lösung werden mit einer 0,2M NaOH-Lösung titriert. Berechnen Sie den pH- Wert der Lösung nach Zugabe der folgenden Volumina der Base: 19,9 ml

20 ml einer 0,2-molaren HBr enthalten n = c * V =  0,2 mol L-1 * 0,020 L =  4 * 10-3 mol

19,9 ml einer 0,2-molaren NaOH enthalten n = 0,2 mol L-1 * 0,0199 L =  3,98 * 10-3 mol

Die Reaktion erfolgt gemäß

HBr +  NaOH   →   NaBr +  H2O

sodass an HBr und dadurch an H3O+ übrigbleibt:

n (H3O+)  =  4 * 10-3 mol - 3,98 * 10-3 mol =  2 * 10-5 mol H3O+ in 39,9 ml Lösung.

[H3O+]  =  n / V =  2 * 10-5 mol / 0,0399 L =  5,01 * 10-4 mol L-1

pH =   -log (5,01 * 10-4)  =  3,3


Schöne Grüße :)

von 21 k

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