Bicarbonat-Puffersystem < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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(Frage) beantwortet  | | Datum: | 17:30 Di 11.12.2012 | | Autor: | Aucuba |
| Aufgabe | Gegeben ist ein Bicarbonat-Puffersystem unter folgenden Anfangsbedingungen:
pKs=6 ; [mm] [HCO_{3}-]= [/mm] 2mM ; [mm] [CO_{2}]= [/mm] 20mM
Frage: Wie gross ist der pH-Wert nach Zugabe von 18mM HCl, wenn das Bicarbonatsystem ein geschlossenes Puffersystem wäre? |
Ich habe folgenden Ansatz:
[mm] CO_{2} [/mm] + [mm] H_{2}O \gdw H_{2}CO_{3} \gdw HCO_{3}- [/mm] + H+
Wenn man nun HCl dazu gibt wird die Gleichung nach links verschoben, d.h. mehr [mm] CO_{2} [/mm] wird produziert. Leider weiss ich nicht, wie man die "neue" Konzentration von [mm] CO_{2} [/mm] berechnet, welche man benötigt um den pH auszurechen mit der Henderson-Hasselbalch Gleichung.
Kann mir da bitte jemand einen Tipp geben?
Bin ich überhaupt auf dem richtigen Weg?
Vielen Dank für Eure Hilfe!
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Hallo Aucuba,
> Gegeben ist ein Bicarbonat-Puffersystem unter folgenden
> Anfangsbedingungen:
> pKs=6 ; [mm][HCO_{3}-]=[/mm] 2mM ; [mm][CO_{2}]=[/mm] 20mM
>
> Frage: Wie gross ist der pH-Wert nach Zugabe von 18mM HCl,
> wenn das Bicarbonatsystem ein geschlossenes Puffersystem
> wäre?
> Ich habe folgenden Ansatz:
> [mm]CO_{2}[/mm] + [mm]H_{2}O \gdw H_{2}CO_{3} \gdw HCO_{3}-[/mm] + H+
>
> Wenn man nun HCl dazu gibt wird die Gleichung nach links
> verschoben, d.h. mehr [mm]CO_{2}[/mm] wird produziert. Leider weiss
> ich nicht, wie man die "neue" Konzentration von [mm]CO_{2}[/mm]
> berechnet, welche man benötigt um den pH auszurechen mit
> der Henderson-Hasselbalch Gleichung.
> Kann mir da bitte jemand einen Tipp geben?
Überprüfe doch bitte einmal, ob Du möglicherweise die Zahlenwerte der Konzentrationen von Hydrogencarbonat und [mm] CO_2 [/mm] verwechselt hast.
Ansonsten kannst Du davon ausgehen, dass die zugegebene starke Salzsäure vollständig mit dem Hydrogencarbonat reagiert.
Vorher: [mm] $n(HCO_3^{-})=2\;mmol$ [/mm] und [mm] $n(CO_2)=20\;mmol$
[/mm]
Nachher: [mm] $n(HCO_3^{-})=0\;mmol$ [/mm] und [mm] $n(CO_2)=22\;mmol$ [/mm] und [mm] $n(HCl)=16\;mmol$
[/mm]
Um den pH zu berechnen müsste man hier allerdings das Volumen der Lösung kennen.
> Bin ich überhaupt auf dem richtigen Weg?
>
> Vielen Dank für Eure Hilfe!
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 18:38 Di 11.12.2012 | | Autor: | Aucuba |
> Hallo Aucuba,
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> > Gegeben ist ein Bicarbonat-Puffersystem unter folgenden
> > Anfangsbedingungen:
> > pKs=6 ; [mm][HCO_{3}-]=[/mm] 2mM ; [mm][CO_{2}]=[/mm] 20mM
> >
> > Frage: Wie gross ist der pH-Wert nach Zugabe von 18mM HCl,
> > wenn das Bicarbonatsystem ein geschlossenes Puffersystem
> > wäre?
> > Ich habe folgenden Ansatz:
> > [mm]CO_{2}[/mm] + [mm]H_{2}O \gdw H_{2}CO_{3} \gdw HCO_{3}-[/mm] + H+
> >
> > Wenn man nun HCl dazu gibt wird die Gleichung nach links
> > verschoben, d.h. mehr [mm]CO_{2}[/mm] wird produziert. Leider weiss
> > ich nicht, wie man die "neue" Konzentration von [mm]CO_{2}[/mm]
> > berechnet, welche man benötigt um den pH auszurechen mit
> > der Henderson-Hasselbalch Gleichung.
> > Kann mir da bitte jemand einen Tipp geben?
>
>
> Überprüfe doch bitte einmal, ob Du möglicherweise die
> Zahlenwerte der Konzentrationen von Hydrogencarbonat und
> [mm]CO_2[/mm] verwechselt hast.
>
>
> Ansonsten kannst Du davon ausgehen, dass die zugegebene
> starke Salzsäure vollständig mit dem Hydrogencarbonat
> reagiert.
>
> Vorher: [mm]n(HCO_3^{-})=2\;mmol[/mm] und [mm]n(CO_2)=20\;mmol[/mm]
>
> Nachher: [mm]n(HCO_3^{-})=0\;mmol[/mm] und [mm]n(CO_2)=22\;mmol[/mm] und
> [mm]n(HCl)=16\;mmol[/mm]
>
>
> Um den pH zu berechnen müsste man hier allerdings das
> Volumen der Lösung kennen.
>
>
>
>
> > Bin ich überhaupt auf dem richtigen Weg?
> >
> > Vielen Dank für Eure Hilfe!
>
>
> LG, Martinius
Vielen Dank für Deine Hilfe Martinius
Da hast Du recht, ich hab die Konzentrationen vertauscht.Sorry!
Könntest Du mir erklären wie Du auf die Konzentrationen beim "nachher" kommst? Das ist mir leider nicht klar. Ich habe da wohl eine grosse Vorwissenslücke =(
Das Volumen ist so viel ich weiss gegeben: mM = mmol/L
Dann kann man die Werte doch nur noch in die Gleichung einfügen:
pH = pks + [mm] log(\bruch{n(HCO_{3}-)}{n(CO_{2})})
[/mm]
pH = 6 + [mm] log(\bruch{0}{22})= [/mm] ?
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Hallo Aucuba,
> > Hallo Aucuba,
> >
> > > Gegeben ist ein Bicarbonat-Puffersystem unter folgenden
> > > Anfangsbedingungen:
> > > pKs=6 ; [mm][HCO_{3}-]=[/mm] 2mM ; [mm][CO_{2}]=[/mm] 20mM
> > >
> > > Frage: Wie gross ist der pH-Wert nach Zugabe von 18mM HCl,
> > > wenn das Bicarbonatsystem ein geschlossenes Puffersystem
> > > wäre?
> > > Ich habe folgenden Ansatz:
> > > [mm]CO_{2}[/mm] + [mm]H_{2}O \gdw H_{2}CO_{3} \gdw HCO_{3}-[/mm] + H+
> > >
> > > Wenn man nun HCl dazu gibt wird die Gleichung nach links
> > > verschoben, d.h. mehr [mm]CO_{2}[/mm] wird produziert. Leider weiss
> > > ich nicht, wie man die "neue" Konzentration von [mm]CO_{2}[/mm]
> > > berechnet, welche man benötigt um den pH auszurechen mit
> > > der Henderson-Hasselbalch Gleichung.
> > > Kann mir da bitte jemand einen Tipp geben?
> >
> >
> > Überprüfe doch bitte einmal, ob Du möglicherweise die
> > Zahlenwerte der Konzentrationen von Hydrogencarbonat und
> > [mm]CO_2[/mm] verwechselt hast.
> >
> >
> > Ansonsten kannst Du davon ausgehen, dass die zugegebene
> > starke Salzsäure vollständig mit dem Hydrogencarbonat
> > reagiert.
> >
> > Vorher: [mm]n(HCO_3^{-})=2\;mmol[/mm] und [mm]n(CO_2)=20\;mmol[/mm]
> >
> > Nachher: [mm]n(HCO_3^{-})=0\;mmol[/mm] und [mm]n(CO_2)=22\;mmol[/mm] und
> > [mm]n(HCl)=16\;mmol[/mm]
> >
> >
> > Um den pH zu berechnen müsste man hier allerdings das
> > Volumen der Lösung kennen.
> >
> >
> >
> >
> > > Bin ich überhaupt auf dem richtigen Weg?
> > >
> > > Vielen Dank für Eure Hilfe!
> >
> >
> > LG, Martinius
>
> Vielen Dank für Deine Hilfe Martinius
>
> Da hast Du recht, ich hab die Konzentrationen
> vertauscht.Sorry!
>
> Könntest Du mir erklären wie Du auf die Konzentrationen
> beim "nachher" kommst? Das ist mir leider nicht klar. Ich
> habe da wohl eine grosse Vorwissenslücke =(
Vorher: [mm]n(HCO_3^{-})=20\;mmol[/mm] und [mm]n(CO_2)=2\;mmol[/mm]
Dann Zugabe von 18 mmol Salzsäure - welche vollständig mit Hydrogencarbonat reagiert.
Nachher: [mm]n(HCO_3^{-})=2\;mmol[/mm] und [mm]n(CO_2)=20\;mmol[/mm]
> Das Volumen ist so viel ich weiss gegeben: mM = mmol/L
In diesem Fall brauchen wir das Volumen nicht - es kürzt sich in der HH-Formel heraus.
> Dann kann man die Werte doch nur noch in die Gleichung
> einfügen:
> pH = pks + [mm]log(\bruch{n(HCO_{3}-)}{n(CO_{2})})[/mm]
> pH = 6 + [mm]log(\bruch{0}{22})=[/mm] ?
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LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 19:04 Di 11.12.2012 | | Autor: | Aucuba |
> Hallo Aucuba,
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> > > Hallo Aucuba,
> > >
> > > > Gegeben ist ein Bicarbonat-Puffersystem unter folgenden
> > > > Anfangsbedingungen:
> > > > pKs=6 ; [mm][HCO_{3}-]=[/mm] 2mM ; [mm][CO_{2}]=[/mm] 20mM
> > > >
> > > > Frage: Wie gross ist der pH-Wert nach Zugabe von 18mM HCl,
> > > > wenn das Bicarbonatsystem ein geschlossenes Puffersystem
> > > > wäre?
> > > > Ich habe folgenden Ansatz:
> > > > [mm]CO_{2}[/mm] + [mm]H_{2}O \gdw H_{2}CO_{3} \gdw HCO_{3}-[/mm] +
> H+
> > > >
> > > > Wenn man nun HCl dazu gibt wird die Gleichung nach links
> > > > verschoben, d.h. mehr [mm]CO_{2}[/mm] wird produziert. Leider weiss
> > > > ich nicht, wie man die "neue" Konzentration von [mm]CO_{2}[/mm]
> > > > berechnet, welche man benötigt um den pH auszurechen mit
> > > > der Henderson-Hasselbalch Gleichung.
> > > > Kann mir da bitte jemand einen Tipp geben?
> > >
> > >
> > > Überprüfe doch bitte einmal, ob Du möglicherweise die
> > > Zahlenwerte der Konzentrationen von Hydrogencarbonat und
> > > [mm]CO_2[/mm] verwechselt hast.
> > >
> > >
> > > Ansonsten kannst Du davon ausgehen, dass die zugegebene
> > > starke Salzsäure vollständig mit dem Hydrogencarbonat
> > > reagiert.
> > >
> > > Vorher: [mm]n(HCO_3^{-})=2\;mmol[/mm] und [mm]n(CO_2)=20\;mmol[/mm]
> > >
> > > Nachher: [mm]n(HCO_3^{-})=0\;mmol[/mm] und [mm]n(CO_2)=22\;mmol[/mm] und
> > > [mm]n(HCl)=16\;mmol[/mm]
> > >
> > >
> > > Um den pH zu berechnen müsste man hier allerdings das
> > > Volumen der Lösung kennen.
> > >
> > >
> > >
> > >
> > > > Bin ich überhaupt auf dem richtigen Weg?
> > > >
> > > > Vielen Dank für Eure Hilfe!
> > >
> > >
> > > LG, Martinius
> >
> > Vielen Dank für Deine Hilfe Martinius
> >
> > Da hast Du recht, ich hab die Konzentrationen
> > vertauscht.Sorry!
> >
> > Könntest Du mir erklären wie Du auf die Konzentrationen
> > beim "nachher" kommst? Das ist mir leider nicht klar. Ich
> > habe da wohl eine grosse Vorwissenslücke =(
>
>
>
> Vorher: [mm]n(HCO_3^{-})=20\;mmol[/mm] und [mm]n(CO_2)=2\;mmol[/mm]
>
> Dann Zugabe von 18 mmol Salzsäure - welche vollständig
> mit Hydrogencarbonat reagiert.
>
> Nachher: [mm]n(HCO_3^{-})=2\;mmol[/mm] und [mm]n(CO_2)=20\;mmol[/mm]
>
>
>
> > Das Volumen ist so viel ich weiss gegeben: mM = mmol/L
>
>
>
> In diesem Fall brauchen wir das Volumen nicht - es kürzt
> sich in der HH-Formel heraus.
>
>
>
> > Dann kann man die Werte doch nur noch in die Gleichung
> > einfügen:
> > pH = pks + [mm]log(\bruch{n(HCO_{3}-)}{n(CO_{2})})[/mm]
> > pH = 6 + [mm]log(\bruch{0}{22})=[/mm] ?
> >
> >
>
> LG, Martinius
>
Da der [mm] log(\bruch{0}{22})nicht [/mm] definiert ist, muss ich wohl davon ausgehen, dass immer noch eine minimale Menge an Hydrogencarbonat vorhanden ist, d.h. der pH wohl dann gegen 1 geht? Darf man das so annehmen?
Vielen Dank für Deine Hilfe.
LG, Aucuba
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Hallo Aucuba,
Vorher: [mm]n(HCO_3^{-})=20\;mmol[/mm] und [mm]n(CO_2)=2\;mmol[/mm]
Dann Zugabe von 18 mmol Salzsäure - welche vollständig
mit Hydrogencarbonat reagiert.
Nachher: [mm]n(HCO_3^{-})=2\;mmol[/mm] und [mm]n(CO_2)=20\;mmol[/mm]
[mm] $pH\;=\; pK_S+lg \left( \frac{[HCO_3^{-}]}{[CO_2]}\right)\;=\; pK_S+lg \left( \frac{n(HCO_3^{-})}{n(CO_2)}\right)$
[/mm]
[mm] $pH\;=\; [/mm] 6+lg [mm] \left( \frac{2\;mmol}{20\;mmol}\right)\;=\;6+lg(0,1)\;=\; 6-1\;=\;5$
[/mm]
LG, Martinius
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| Status: |
(Mitteilung) Reaktion unnötig  | | Datum: | 21:17 Di 11.12.2012 | | Autor: | Aucuba |
Danke! =)
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