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Aufgabe:

35,0 ml einer 0,15M CH3COOH werden mit einer 0,15M NaOH-Lösung titriert. Berechnen Sie den pH-Wert der Lösung nach Zugabe der folgenden Volumina der Base (Ks= 1,8x10-5): 34,5 ml


Problem/Ansatz:

(0.15mol/l) x (0.0345l) = 5.175 x 10-3

CH3COOH + OH- --> CH3COO- + H2O

7.5 x 10-5     0    -->    5.175 x 10-3


Woher kommt das 7.5 x 10-5?

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Salut,


35,0 ml einer 0,15M CH3COOH werden mit einer 0,15M NaOH-Lösung titriert. Berechnen Sie den pH-Wert der Lösung nach Zugabe der folgenden Volumina der Base (Ks= 1,8x10-5): 34,5 ml


CH3COOH (aq)  +  OH- (aq)   →   CH3COO- (aq)  +  H2O (l)


Stoffmengen (n) am Anfang:

n (CH3COOH) = c * V =  0,15 mol L-1 * 0,035 L =  5,25 * 10-3 mol

n (OH-)  =  c * V =  0,15 mol L-1 * 0,034 L =  5,1 * 10-3 mol


Stoffmengen und Konzentrationen am Ende:

n (CH3COOH)  =  5,25 * 10-3 mol - 5,1 * 10-3 mol =  1,5 * 10-4 mol

Daraus nun die Konzentration:

c (CH3COOH) =  n / V =  1,5 * 10-4 mol /  0,0695 L = 2,158 * 10-3 mol L-1


n (OH-)  =  5,1 * 10-3 mol - 5,1 * 10-3 mol =  0 mol


n (CH3COO-)  =  0 + 5,1 * 10-3 mol =  5,1 * 10-3 mol

c (CH3COO-=  n / V =  5,1 * 10-3 mol /  0,0695 L =  0,073 mol L


Daraus folgt:

pH =  4,74  +  log (0,073 mol L-1 /  2,158 * 10-3 mol L-1)  =  6,27

von 21 k

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