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Aufgabe:

Möchte man die Konstante der Base für Ammoniak bestimmen, löst man z.B. 100ml Ammoniak Gas in 100ml Wasser (25°C), keine Änderung des Volumens. (pH Lösung=11)

1. Wieso reagiert nur ein kleiner Teil der Moleküle von Ammoniak mit Wasser, obwohl es sich doch vollständig löst?

2. Wie berechne ich nun co und c der beteiligten Elemente im GG (der Protolyse)?

3. Wie berechne ich hier den Ko, pKb und Kb-Wert

Hilfe wäre super! Danke, ich weiss nämlich nicht weiter

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Hi, hier chemweazle,

Zu

Möchte man die Konstante der Base für Ammoniak bestimmen, löst man z.B. 100ml Ammoniak Gas in 100ml Wasser (25°C), keine Änderung des Volumens. (pH Lösung=11)

1. Wieso reagiert nur ein kleiner Teil der Moleküle von Ammoniak mit Wasser, obwohl es sich doch vollständig löst?
Ist eben nur eine schwache Base, aber die wässrige Lösung darf trotzdem nicht ins Auge gelangen.

2. Wie berechne ich nun co und c der beteiligten Elemente im GG (der Protolyse)?
Nun erst einmal die Basenreaktion formulieren und den Ausdruck für die Basenkonstante als Maß für die Gleichgewichtskonstante und somit ein Maß für die Basenstärke.

NH3(aq) + H2O ⇌ NH4(+)(aq) + OH(-)(aq)

Basenkonstante f. NH3 in Wasser: Kb(NH3)

$$Kb(NH_{3}) = \dfrac{[NH_{4}^{(+)}]\cdot [OH^{(-)}]}{[NH_{3}]_{gl}}$$
Von der Einwaagestoffmenge pro Volumen, das ist die Einwaagekonzentration, C0, reagieren x mol pro Liter der Ammoniakmoleküle mit x mol pro Liter Wassermolekülen zu x mol pro Liter Ammoniumionen und x mol pro Liter Hydroxidionen. Die Gleichgewichtskonzentration der Ammoniakmoleküle ist dann (  C0 - x ) mol / l.
Die Gleichgewichtskonzentrationen an Hydroxidionen und Ammoniumionen sind gleich und betragen x mol / l.



NH3(aq)  +H2ONH4(+)(aq) +OH(-)(aq)
(C0-x)x   x +   x


Man kann nun für die Basenkonstante schreiben:
$$Kb(NH_{3}) = \dfrac{x^{2}}{C0 - x}$$
Die Hydroxidionenkonzentration läßt sich anhand des pH-Wertes bestimmen, diese ist auch gleich der Gleichgewichtskonzentration der Ammoniumionen.

pOH = 14 - pH = 14 - 11 = 3

[OH(-)] = [NH4(+)] = x

[OH(-)] = x = 10-pOH * mol /l = 10-3 * mol /l

Soweit ist der Zähler der Basenkonstante schon mal bestimmbar.
Nun fehlt die Einwaagekonzentration C0 von Ammoniak.


Es sind 100 ml = 0,1 l Ammoniakgas in 100 ml Wasser gelöst worden, das bei einer Normaltemperatur von θ = 25°C.

Man kann das Ammoniakvolumen durch das Molvolumen bei der Temperatur von θ = 25°C dividieren und erhält die Stückzahl der Ammoniakmoleküle, gemessen in mol, die in Wasser eingeleitet wurden.

Das ist jetzt die Einwaagestoffmenge an Ammniak, abgk. mit n0(NH3)

Die Einwaagestoffmenge bezogen auf das Volumen von 100 ml Wasser ergibt C0, die Einwaagekonzentration von NH3.

Das Molvolumen,Vm, eines idealen Gases beträgt bei der Temperatur von θ = 0°C, entsprechend T = 273 K, Vm(273 K) = 22,41 l / mol.

Umrechnung des Molvolumens auf die Temperatur von 298 K, θ = 25°C


$$Vm(298 K) = Vm(273 K)\cdot \frac{298\cdot K}{273\cdot K}$$
$$Vm(298 K) = \frac{22,41\cdot l}{mol}\cdot \frac{298\cdot K}{273\cdot K} \approx 24,46 \cdot \frac{l}{mol}$$
$$n0(NH_{3}) = \frac{V(NH_{3})}{Vm(298 K)} = \frac{0,1\cdot l\cdot mol}{24,46\cdot l}$$

n0(NH3)0,00409 mol

$$C0 = \frac{n0(NH_{3})}{V(Lösung)} = \frac{0,00409\cdot mol}{0,1\cdot l} = 0,0409\cdot \frac{mol}{l}$$
Nun noch die Gleichgewichtskonzentration von Ammoniak:


[NH3]gl = C0 - x

C0 = 0,0409 mol / l und x = 10-3 mol /l = 0,001 mol / l

C0 - x = (0,0409 - 0,001 ) mol / l = 0,0408 mol / l


C0 - x ≈ C0

[NH4(+)] = [OH(-)] = x = 0,001 mol /l

x2 = [NH4(+)] * [OH(-)] = 10-6 * mol2 / l2

$$Kb(NH_{3}) = dfrac{10^{-6}\cdot mol^{2}\cdot l}{0,0408\cdot mol\cdot l^{2}}$$
$$Kb(NH_{3}) = 10^{-6}\cdot \frac{10^{4}}{408}\cdot \frac{mol}{l}$$


Kb(NH3) ≈ 2,451 * 10-5 mol / l

pKb(NH3) = - log10( Kb(NH3) * l / mol )

pKb(NH3) = - log10(2,451 * 10-5 mol / l * l /mol)

pKb(NH3) ≈ + 4,61

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