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Aufgabe:

50ml einer 0.15M CH3COOH-Lösung (ks = 1.8 x 10-5) werden mit einer 0.3M NaOH titriert. Berechnen Sie den pH-Wert der Lösung nach Zugabe der folgenden Volumina der Base:

Base Volumen: 25ml


Problem/Ansatz:

(0.15mol) x (0.05L) = 0.0075mol

(0.3mol) x (0.025) = 0.0075mol

pks = -log ks = 4.745 -log (0.0075/0.0075) = 4.745


Leider ist der pH von 4.745 falsch, wieso?

Danke für die Hilfe!

von

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Salut kalona,


50ml einer 0.15M CH3COOH-Lösung (ks = 1.8 x 10-5) werden mit einer 0.3M NaOH titriert. Berechnen Sie den pH-Wert der Lösung nach Zugabe der folgenden Volumina der Base:
Base Volumen: 25ml

n (Essigsäure)  =  0,15 mol L-1 * 0,050 L =  0,0075 mol

n (NaOH)  =  0,3 mol L-1 * 0,025 L =  0,0075 mol

Die verbliebene Stoffmenge an Säure beträgt somit 0 mol.

Die Konzentration der entstandenen Acetatlösung:

c (Acetat)  =  0,0075 mol / 0,075 L =  0,1 mol L-1

pKb =  14 - pKs = 4,7447

pOH =  0,5 * ( 4,7447 - log (0,1) )  =  3,372

pH =  14 - pOH =  10,63


Schöne Grüße :)

von 28 k

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