Titration < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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(Frage) beantwortet  | | Datum: | 21:46 Do 05.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
Hey
Hab eine frage bezüglich dem pH wert am äquivalenzpunkt bei der säure base titration. Der äquivalenzpunkt ist ja der punkt, wo die komplette säure mit der base umgesetzt ist.
Für mich bedeutet das, dass am äquivalenzpunkt alle [mm] H^{+} [/mm] mit den [mm] Oh^{-} [/mm] reagiert haben und so nur noch salz und wasser übrig ist( also die lösung neutral). Würde ja heißen, das die lösung nachher neutral ist...
Leider stimmt das aber ja nicht. Für die rektion straker säuren mit starken basen liegt der äquivalenzpunkt anscheinend beim pH 7, aber bei der rektion mit schwachen basen/säuren nicht warum? Äquivalenzpunkt bleibt doch äquivalenzpunkt und bei dem ist doch alles umgesetzt....
Hab jetzt noch ein wenig nachgefortsch und glaube ich alleine die antwort gefunden. Nachdem was ich gelesen habe ist das in gleichungen ausgedrückt so:
starke säure und starke base:
HCL + [mm] H_{2}O [/mm] <> [mm] Cl^{-} [/mm] + [mm] H_{3}O^{+}
[/mm]
NaOH <> [mm] Na^{+} [/mm] + [mm] OH^{-}
[/mm]
NaOH + HCL > NaCl + [mm] H_{2}O
[/mm]
NaCl + > [mm] Na^{+} [/mm] + [mm] Cl^{-}
[/mm]
Man hat jetzt wasser mit dem gelösten salz. Zwar ist [mm] Cl^{-} [/mm] eine base, aber sie ist so schwach, das sie das Wasser in ruhe lässt.... Daher ist der pH neutral ( =7)
NaOH +HAc <> NaAc + [mm] H_{2}O
[/mm]
NaAc [mm] >Na^{+} [/mm] + [mm] Ac^{-}
[/mm]
[mm] Ac^{-} +H_{2}O [/mm] <> HAc + [mm] OH^{-}
[/mm]
Man hat wasser mit Natriumacetat. Dieses zerfällt. Acetat ist eine mittelschwache base, die das wasser angreift und mit diesem erneut HAc und [mm] OH^{-} [/mm] ionen bildet. So hat man am ende zusätzlich zu wasser und salz noch [mm] Oh^{-} [/mm] in der lösung wodurch der pH im basischen liegt....
Ist das so richtig?
LG Susi
LG Susi
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Hallo SuSasch,
> Hey
> Hab eine frage bezüglich dem pH wert am äquivalenzpunkt
> bei der säure base titration. Der äquivalenzpunkt ist ja
> der punkt, wo die komplette säure mit der base umgesetzt
> ist.
> Für mich bedeutet das, dass am äquivalenzpunkt alle [mm]H^{+}[/mm]
> mit den [mm]Oh^{-}[/mm] reagiert haben und so nur noch salz und
> wasser übrig ist( also die lösung neutral). Würde ja
> heißen, das die lösung nachher neutral ist...
> Leider stimmt das aber ja nicht. Für die rektion straker
> säuren mit starken basen liegt der äquivalenzpunkt
> anscheinend beim pH 7, aber bei der rektion mit schwachen
> basen/säuren nicht warum? Äquivalenzpunkt bleibt doch
> äquivalenzpunkt und bei dem ist doch alles umgesetzt....
>
> Hab jetzt noch ein wenig nachgefortsch und glaube ich
> alleine die antwort gefunden. Nachdem was ich gelesen habe
> ist das in gleichungen ausgedrückt so:
>
> starke säure und starke base:
>
> HCL + [mm]H_{2}O[/mm] <> [mm]Cl^{-}[/mm] + [mm]H_{3}O^{+}[/mm]
> NaOH <> [mm]Na^{+}[/mm] + [mm]OH^{-}[/mm]
>
> NaOH + HCL > NaCl + [mm]H_{2}O[/mm]
> NaCl + > [mm]Na^{+}[/mm] + [mm]Cl^{-}[/mm]
>
> Man hat jetzt wasser mit dem gelösten salz. Zwar ist [mm]Cl^{-}[/mm]
> eine base, aber sie ist so schwach, das sie das Wasser in
> ruhe lässt.... Daher ist der pH neutral ( =7)
Ja, genau. [mm] Cl^{-} [/mm] ist die überaus schwache konjugierte Base zu überaus starken Säure HCl. Salzsäure hat einen pKs von ca. -7; also hat das Chloridion einen [mm] pK_B [/mm] von 21.
> NaOH +HAc <> NaAc + [mm]H_{2}O[/mm]
>
> NaAc [mm]>Na^{+}[/mm] + [mm]Ac^{-}[/mm]
>
> [mm]Ac^{-} +H_{2}O[/mm] <> HAc + [mm]OH^{-}[/mm]
>
> Man hat wasser mit Natriumacetat. Dieses zerfällt. Acetat
> ist eine mittelschwache base, die das wasser angreift und
> mit diesem erneut HAc und [mm]OH^{-}[/mm] ionen bildet. So hat man
> am ende zusätzlich zu wasser und salz noch [mm]Oh^{-}[/mm] in der
> lösung wodurch der pH im basischen liegt....
>
>
> Ist das so richtig?
Ja, das kann man so stehen lassen.
Spasseshalber kannst Du dir ja einmal die pKs-Werte von Essigsäure aufschreiben und den [mm] pK_B [/mm] von Acetat, und einmal eine Beispielrechnung für den pH einer jeweils 1-molaren Lösung durchführen.
LG, Martinius
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(Mitteilung) Reaktion unnötig  | | Datum: | 22:50 Do 05.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
Hey
Joa das werde ich morgen gleich mal spaßeshalber machen ;).
lg Susi
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| Status: |
(Frage) beantwortet | | Datum: | 23:22 Do 05.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
hey
Da ist mir doch glatt noch eine frage eingefallen :).
Eine schwache säure z.b. HAc liegt ja nur teilweise in ionen form vor, es gibt ja auch noch HAc moleküle in der lösung. Wenn man diese jetzt mit NaOH titriert, Liegt dann der äquivalenzpunkt bei dem wert, wenn das [mm] OH^{-} [/mm] der NaOH alle "freien" [mm] H_{3}O^{+} [/mm] ionen eingefangen hat, oder entführt es auch gleich noch den HAc molekülen ihre Hs?
Ich habe die frage deshalb, weil ich gelesen habe, dass man bei der titration einer starken säure und einer schwachen Säure ( wenn sie mit gleichem volumen und konzentration vorliegen) mit einer starken base der äquivalenzpunkt bei der gleichen menge base liegt, aber bei unterschiedlichem pH. Da ja starke und schwachesäuren unterschiedlich stark dissizieren würde das ja zwangsläufig bedeuten, das bei der shwachen säure auch die HAc moleküle angegriffen werden.
lg Susi
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Hallo SusaSch,
> hey
> Da ist mir doch glatt noch eine frage eingefallen :).
> Eine schwache säure z.b. HAc liegt ja nur teilweise in
> ionen form vor, es gibt ja auch noch HAc moleküle in der
> lösung. Wenn man diese jetzt mit NaOH titriert, Liegt dann
> der äquivalenzpunkt bei dem wert, wenn das [mm]OH^{-}[/mm] der NaOH
> alle "freien" [mm]H_{3}O^{+}[/mm] ionen eingefangen hat, oder
> entführt es auch gleich noch den HAc molekülen ihre Hs?
Zweiteres. Die Acetetationen und [mm] H^{+}-Ionen [/mm] dissoziieren aus den Essigsäuremolekülen nach.
> Ich habe die frage deshalb, weil ich gelesen habe, dass
> man bei der titration einer starken säure und einer
> schwachen Säure ( wenn sie mit gleichem volumen und
> konzentration vorliegen) mit einer starken base der
> äquivalenzpunkt bei der gleichen menge base liegt, aber bei
> unterschiedlichem pH.
Das ist richtig.
>Da ja starke und schwachesäuren
> unterschiedlich stark dissizieren würde das ja zwangsläufig
> bedeuten, das bei der shwachen säure auch die HAc moleküle
> angegriffen werden.
Wie gesagt, Protonen entstehen aus der fortlaufenden Dissoziation von Essigsäuremolekülen während der Titration.
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 23:44 Do 05.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
hallöle
Stimmt hätte ich drauf kommen können, dass das böse glw sich das nicht gefallen lässt wenn man ihm Da ionen klaut. Also schiebt das glw einfach immer [mm] H^{+} [/mm] und [mm] Ac^{-} [/mm] nach und irgendwann sind dann alle HAc_Moleküle verbraucht > die rückrkk zum Hac findet ja nicht mehr wirklich statt, weil die ionen ja verbaut werden richtig?
LG Susi
Ps. Gute nacht :)
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(Antwort) fertig  | | Datum: | 00:50 Fr 06.06.2008 | | Autor: | ardik |
Hallo Susi,
> dass das böse glw
böse? Dabei hat es doch nur einen so ausgeprägten Gerechtigkeitssinn! 
> sich das nicht gefallen lässt wenn man ihm Da ionen klaut.
> Also schiebt das glw einfach immer [mm]H^{+}[/mm] und [mm]Ac^{-}[/mm] nach
Genau. (Allerdings in deutlich geringerem Maße als $OH^-$ zugeführt werden)
> und irgendwann sind dann alle HAc_Moleküle verbraucht
Alle sind bei Glgw.-Reaktionen nie verbraucht. Ein noch so kleiner Rest bleibt immer.
Es würde ja auch bedeuten, dass irgendwo im MWG null stünde, dann wäre aber der Zähler (oder, schlimmer noch, der Nenner) auch null und der Bruch wäre nicht mehr gleich der Glgw.-Konstante.
> die rückrkk zum Hac findet ja nicht mehr wirklich statt, weil
> die ionen ja verbaut werden richtig?
Im Prinzip ja.
Die Übermacht der $OH^-$-Ionen drängt die immer weniger werdenden $H^+$-Ionen dazu, mit $OH^-$-Ionen zu Wasser zu reagieren (s.a. Ionenprodukt des Wassers, auch ein Fall von MWG).
Wenn man nun die $OH^-$-Ionen auf irgendeine Weise reduzierte, würden sich freilich auch wieder einige "verbaute" $H^+$ aus ihren Wassermolekülen befreien etc. pp.
> Ps. Gute nacht :)
Wünsche wohl geruht zu haben!
![[morgaehn]](/images/smileys/morgaehn.gif "[morgaehn]")
Schöne Grüße
ardik
PS:
Vorsorglich nochmal zur Definition des Äquivalenzpunktes, falls da evtl. noch etwas uneindeutig sein sollte. Letztlich auch zur Bekräftigung dessen, was Du zuvor schon selbst festgestellt hattest.
Definitionsgemäß befinden sich beim ÄP äquivalente (s.u.) Stoffmengen von Säure und Base in der Lösung völlig unabhängig davon, ob ihre $H^+$ bzw. $OH^-$ tatsächlich abgespalten oder gar schon zu Wasser rekombiniert sind oder nicht.
Anschaulich kann man die basische Reaktion der Lösung am ÄP bei der Titration von Essigsäure mit Natronlauge also auch damit begründen, dass praktisch alle $OH^-$ der Natronlauge frei in Lösung sind, aber nur ein kleiner Teil der $H^+$, die von der - eigentlich in gleicher Menge vorhandenen - Essigsäure stammen. Die $OH^-$ überwiegen also -> hoher pH.
"Äquivalent" bedeutet, dass durchaus berücksichtigt wird, wieviel $H^+$ eine Säure abgeben kann. Wird also z.B. eine zweiprotonige Säure wie Schwefelsäure [mm] ($H_2SO_4$) [/mm] mit Natronlauge "neutralisiert", so ist der ÄP erreicht, wenn doppelt so viel NaOH vorhanden ist wie [mm] $H_2SO_4$.
[/mm]
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 14:28 Fr 06.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
Hey
Gut das du schon alleine auf den äquivalenzpunkt zu sprechen kommst :), denn dort gibt es noch unklarheiten. Der äquivalenzpunkt ist also der punkt wo gleich viel säure und base in der lösung vorhanden ist ( egal ob noch am säure/base molekül dran oder frei in der lösung in ionenform.
Wie kann man denn den zeitpinkt bestimmen wo die mengen äquivalent sind? Irgendwas ist ja mit indikatoren, aber woher weiß ein indikator wann die säure und base menge gleich ist ?( vorallem wenn eine schwache säure/base mit dabei ist und ja der äquivalenzpunkt im basischen oder sauren ist)?
>
Definitionsgemäß befinden sich beim ÄP äquivalente (s.u.) Stoffmengen von Säure und Base in der Lösung völlig unabhängig davon, ob ihre $ H^+ $ bzw. $ OH^- $ tatsächlich abgespalten oder gar schon zu Wasser rekombiniert sind oder nicht.
Anschaulich kann man die basische Reaktion der Lösung am ÄP bei der Titration von Essigsäure mit Natronlauge also auch damit begründen, dass praktisch alle $ OH^- $ der Natronlauge frei in Lösung sind, aber nur ein kleiner Teil der $ H^+ $, die von der - eigentlich in gleicher Menge vorhandenen - Essigsäure stammen. Die $ OH^- $ überwiegen also -> hoher pH.
LG Susi
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Hallo SusaSch,
> Hey
> Gut das du schon alleine auf den äquivalenzpunkt zu
> sprechen kommst :), denn dort gibt es noch unklarheiten.
> Der äquivalenzpunkt ist also der punkt wo gleich viel säure
> und base in der lösung vorhanden ist ( egal ob noch am
> säure/base molekül dran oder frei in der lösung in
> ionenform.
Könntest Du spezifizieren, was Du hier meinst?
Wenn Du z. B., bezogen auf die Titration von Essigsäure mit Natronlauge, meinen würdest, am Äquivalenzpunkt entspricht die Stoffmenge an zugegebener Natronlauge genau der Stoffmenge an vorhandenem Acetat (protoniert und unprotoniert), so ist die Aussage richtig.
Wenn Du meinst, dass die Stoffmenge an [mm] H^{+} [/mm] gleich der Stoffmenge an [mm] OH^{-} [/mm] sein soll, so ist das nur für die Titartion von starken Säuren mit starken Laugen richtig (Äquivalenzpunkt bei pH=7).
> Wie kann man denn den zeitpinkt bestimmen wo die mengen
> äquivalent sind? Irgendwas ist ja mit indikatoren, aber
> woher weiß ein indikator wann die säure und base menge
> gleich ist ?( vorallem wenn eine schwache säure/base mit
> dabei ist und ja der äquivalenzpunkt im basischen oder
> sauren ist)?
Es gibt ja eine Vielzahl von Indikatoren, welche bei verschiedenen pH-Werten ihre Umschlagpunkte haben. Suchst Du z. B. einen Indikator für die Titration von Essigsäure mit Natronlauge, so berechnest Du vorher, welchen pH ungefähr dein am Äquivalenzpunkt vorliegendes Acetat produziert und wählst dementsprechend den Indikator.
Die zweite Methode wäre eine graphische Bestimmung, indem Du in deine Titrationskurve zwei in etwa parallele Geraden an die Kurve legst (im Halbäquivalenzpunkt und nach dem Äquivalenzpunkt), und dann eine weitere Parallele zu den beiden zeichnest, die genau in der Mitte der beiden liegt. Dort, wo diese mittlere Gerade deine Titrationskurve schneidet, wäre der Äquivalenzpunkt zu finden. Heute machen das alles Computer.
> >
> Definitionsgemäß befinden sich beim ÄP äquivalente (s.u.)
> Stoffmengen von Säure und Base in der Lösung völlig
> unabhängig davon, ob ihre [mm]H^+[/mm] bzw. [mm]OH^-[/mm] tatsächlich
> abgespalten oder gar schon zu Wasser rekombiniert sind oder
> nicht.
Jo.
> Anschaulich kann man die basische Reaktion der Lösung am
> ÄP bei der Titration von Essigsäure mit Natronlauge also
> auch damit begründen, dass praktisch alle [mm]OH^-[/mm] der
> Natronlauge frei in Lösung sind, aber nur ein kleiner Teil
> der [mm]H^+ [/mm], die von der - eigentlich in gleicher Menge
> vorhandenen - Essigsäure stammen.
Das kann man so nicht stehen lassen. Fast alle [mm] OH^{-} [/mm] haben am ÄqP mit [mm] H^{+} [/mm] der Säure reagiert.
Du kannst die Reaktion theoretisch in zwei Teile aufspalten: 1.) Alle [mm] OH^{-} [/mm] reagieren mit allen [mm] H^{+} [/mm] von der Säure zu Wasser 2.) ein Teil der Acetationen reagiert mit Wasser zurück zu Essigsäure und [mm] OH^{-}.
[/mm]
Die [mm]OH^-[/mm] überwiegen also
> -> hoher pH.
Genau der pH, den Du bekommen würdest, wenn Du eine äquivalente Menge an Acetat in Wasser geben würdest. Also bescheiden alkalisch. (Hast Du es schon nachgerechnet?)
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 15:51 Fr 06.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
hey
> Der äquivalenzpunkt ist also der punkt wo gleich viel säure
> und base in der lösung vorhanden ist ( egal ob noch am
> säure/base molekül dran oder frei in der lösung in
> ionenform.
> Könntest Du spezifizieren, was Du hier meinst?
> Wenn Du z. B., bezogen auf die Titration von Essigsäure mit Natronlauge, meinen würdest, am Äquivalenzpunkt entspricht die Stoffmenge an zugegebener Natronlauge genau der Stoffmenge an vorhandenem Acetat (protoniert und unprotoniert), so ist die Aussage richtig.
> Wenn Du meinst, dass die Stoffmenge an $ [mm] H^{+} [/mm] $ gleich der Stoffmenge an $ [mm] OH^{-} [/mm] $ sein soll, so ist das nur für die Titartion von starken Säuren mit starken Laugen richtig (Äquivalenzpunkt bei pH=7).
Jup kann ich.
Ich habe gemeint, dass die menge an zugegebener [mm] NaOH(OH^{-}) [/mm] da ja starke base ) der menge an [mm] H^{+} [/mm] ionen und den Hs der restlichen (undissoziirten) HAc entspricht.
Heißt: Bei starker säure liegen alle Hs in ionen form vor. Bei schwachen säuren aber nur ein teil. Der rest ist noch undissoziirt und dissoziirt erst, wenn die dazukommenen [mm] OH^{-} [/mm] dem glw die [mm] H^{+} [/mm] wegschnappt. Ist doch auch das was du meinst oder?
> Anschaulich kann man die basische Reaktion der Lösung am
> ÄP bei der Titration von Essigsäure mit Natronlauge also
> auch damit begründen, dass praktisch alle $ OH^- $ der
> Natronlauge frei in Lösung sind, aber nur ein kleiner Teil
> der $ H^+ $, die von der - eigentlich in gleicher Menge
> vorhandenen - Essigsäure stammen.
> Das kann man so nicht stehen lassen. Fast alle $ [mm] OH^{-} [/mm] $ haben am ÄqP mit $ [mm] H^{+} [/mm] $ der Säure reagiert.
> Du kannst die Reaktion theoretisch in zwei Teile aufspalten: 1.) Alle $ [mm] OH^{-} [/mm] $ reagieren mit allen $ [mm] H^{+} [/mm] $ von der Säure zu Wasser 2.) ein Teil der Acetationen reagiert mit Wasser zurück zu Essigsäure und $ [mm] OH^{-}. [/mm] $
Die aussage stammt ja nicht von mir... Habe ja bereits obem die vorgänge in formeln niedergeschrieben :). Wenn also alle [mm] OH^{-} [/mm] mit allen [mm] H^{+ } [/mm] reagiert haben, dann heißt das ja das das glw der HAc wirklich solange ionen nachschiebt, bis alle säuremoleküle weg sind ja ? nein?
> Genau der pH, den Du bekommen würdest, wenn Du eine äquivalente Menge an Acetat in Wasser geben würdest. Also bescheiden alkalisch. (Hast Du es schon nachgerechnet?)
Nope habe ich noch nicht ( bin grad bisschen im stess). Kannst du mir nochmal genau sagen was ich rechnen soll? :)
LG Susi
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Hallo SusaSch,
> hey
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> > Der äquivalenzpunkt ist also der punkt wo gleich viel
> säure
> > und base in der lösung vorhanden ist ( egal ob noch am
> > säure/base molekül dran oder frei in der lösung in
> > ionenform.
>
>
> > Könntest Du spezifizieren, was Du hier meinst?
>
> > Wenn Du z. B., bezogen auf die Titration von Essigsäure mit
> Natronlauge, meinen würdest, am Äquivalenzpunkt entspricht
> die Stoffmenge an zugegebener Natronlauge genau der
> Stoffmenge an vorhandenem Acetat (protoniert und
> unprotoniert), so ist die Aussage richtig.
>
> > Wenn Du meinst, dass die Stoffmenge an [mm]H^{+}[/mm] gleich der
> Stoffmenge an [mm]OH^{-}[/mm] sein soll, so ist das nur für die
> Titartion von starken Säuren mit starken Laugen richtig
> (Äquivalenzpunkt bei pH=7).
>
> Jup kann ich.
> Ich habe gemeint, dass die menge an zugegebener
> [mm]NaOH(OH^{-})[/mm] da ja starke base ) der menge an [mm]H^{+}[/mm] ionen
> und den Hs der restlichen (undissoziirten) HAc entspricht.
> Heißt: Bei starker säure liegen alle Hs in ionen form vor.
> Bei schwachen säuren aber nur ein teil. Der rest ist noch
> undissoziirt und dissoziirt erst, wenn die dazukommenen
> [mm]OH^{-}[/mm] dem glw die [mm]H^{+}[/mm] wegschnappt. Ist doch auch das was
> du meinst oder?
Ja, ist in Ordnung.
>
> > Anschaulich kann man die basische Reaktion der Lösung am
> > ÄP bei der Titration von Essigsäure mit Natronlauge
> also
> > auch damit begründen, dass praktisch alle [mm]OH^-[/mm] der
> > Natronlauge frei in Lösung sind, aber nur ein kleiner
> Teil
> > der [mm]H^+ [/mm], die von der - eigentlich in gleicher Menge
> > vorhandenen - Essigsäure stammen.
>
> > Das kann man so nicht stehen lassen. Fast alle [mm]OH^{-}[/mm] haben
> am ÄqP mit [mm]H^{+}[/mm] der Säure reagiert.
>
> > Du kannst die Reaktion theoretisch in zwei Teile
> aufspalten: 1.) Alle [mm]OH^{-}[/mm] reagieren mit allen [mm]H^{+}[/mm] von
> der Säure zu Wasser 2.) ein Teil der Acetationen reagiert
> mit Wasser zurück zu Essigsäure und [mm]OH^{-}.[/mm]
>
>
> Die aussage stammt ja nicht von mir... Habe ja bereits obem
> die vorgänge in formeln niedergeschrieben :). Wenn also
> alle [mm]OH^{-}[/mm] mit allen [mm]H^{+ }[/mm] reagiert haben, dann heißt das
> ja das das glw der HAc wirklich solange ionen nachschiebt,
> bis alle säuremoleküle weg sind ja ? nein?
So gut wie. Wie gesagt, im formal in 2 Stufen aufgeteilten Vorgang reagieren am Ende Acetationen mit Wasser zu Hydroxidionen und Essigsäure zurück. Also hat man, entsprechend dem [mm] pK_B [/mm] des Acetats und entsprechend der Konzentration noch einige Essigsäuremoleküle in der Lösung.
>
> > Genau der pH, den Du bekommen würdest, wenn Du eine
> äquivalente Menge an Acetat in Wasser geben würdest. Also
> bescheiden alkalisch. (Hast Du es schon nachgerechnet?)
>
> Nope habe ich noch nicht ( bin grad bisschen im stess).
> Kannst du mir nochmal genau sagen was ich rechnen soll? :)
>
> LG Susi
Ich meinte, einmal: pH einer 1 M Essigsäure und einmal: pH einer 1 M Acetatlösung.
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 17:43 Fr 06.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
hallöle
Oki werd mal rechnen...
> Es gibt ja eine Vielzahl von Indikatoren, welche bei verschiedenen pH-Werten ihre Umschlagpunkte haben. Suchst Du z. B. einen Indikator für die Titration von Essigsäure mit Natronlauge, so berechnest Du vorher, welchen pH ungefähr dein am Äquivalenzpunkt vorliegendes Acetat produziert und wählst dementsprechend den Indikator.
Ich frage mich: Wie soll man vorm titrieren den vorraussichtlichen pH ausrechnen, wenn du ja die konzentration der HAc nicht hast ( deren Konzentration will man ja durchs titrieren rausfinden). Ohne zu wissen wie viel HAc man hat( bzw wie viel NaOH man bis zum äquivalenzpunkt reinschütten muss) , weiß man doch auch nicht wie viel NaAc nachher rumschwimmt und damit auch nicht wie viel [mm] Ac^{-} [/mm] später mit wasser wieder HAc bilden. Also auch keinen pH... Oder wie soll man den aausrechnen?
Beim rechnen habe ich einmal PH = 2,38 und einmal PH = 9,37 raus. Kann ja irgendwie nicht stimmen ( weiß auch gar nicht ob ich wirklich weiß was ich machen sollte :()
Lg SUsi
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Hallo SusaSch,
> hallöle
> Oki werd mal rechnen...
>
> > Es gibt ja eine Vielzahl von Indikatoren, welche bei
> verschiedenen pH-Werten ihre Umschlagpunkte haben. Suchst
> Du z. B. einen Indikator für die Titration von Essigsäure
> mit Natronlauge, so berechnest Du vorher, welchen pH
> ungefähr dein am Äquivalenzpunkt vorliegendes Acetat
> produziert und wählst dementsprechend den Indikator.
>
> Ich frage mich: Wie soll man vorm titrieren den
> vorraussichtlichen pH ausrechnen, wenn du ja die
> konzentration der HAc nicht hast ( deren Konzentration will
> man ja durchs titrieren rausfinden). Ohne zu wissen wie
> viel HAc man hat( bzw wie viel NaOH man bis zum
> äquivalenzpunkt reinschütten muss) , weiß man doch auch
> nicht wie viel NaAc nachher rumschwimmt und damit auch
> nicht wie viel [mm]Ac^{-}[/mm] später mit wasser wieder HAc bilden.
> Also auch keinen pH... Oder wie soll man den aausrechnen?
Ich dachte da an etwa 2 grobe vorgängige Titrationen. Einmal z. B. mit einer 1 M NaOH, dann einmal mit einer [mm] 10^{-3}-M [/mm] NaOH, evtl. noch mit einer dritten Konzentration, um ganz grob die 10er Potenz herauszubekommen, in welcher sich die HAc bewegt.
Ein Papierstreifen getränkt mit Universalindikator würde auch gute Dienste leisten - wäre wahrscheinlich auch einfacher.
>
> Beim rechnen habe ich einmal PH = 2,38 und einmal PH = 9,37
> raus. Kann ja irgendwie nicht stimmen ( weiß auch gar nicht
> ob ich wirklich weiß was ich machen sollte :()
Jawohl, das sind die pH-Werte einer 1M Essigsäure und einer 1 M Acetatlösung. Richtig gerechnet.
Kannst Du so aus dem Ärmel den pH eines Essigsäure-Acetatpuffers schütteln, z. B. äquimolar an Acetat und Essigsäure, mit jeweils c=1 mol/l ?
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 19:14 Fr 06.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
hey
> Ich dachte da an etwa 2 grobe vorgängige Titrationen
Der ganze absatz hört sich wie spanisch an ;).
Ich kann nicht zaubern > erwarte keine wunder in chemie von mir ;)
> Kannst Du so aus dem Ärmel den pH eines Essigsäure-Acetatpuffers schütteln, z. B. äquimolar an Acetat und Essigsäure, mit jeweils c=1 mol/l ?
HAc + [mm] H_{2}O [/mm] <> [mm] H_{3}O^{+} [/mm] + [mm] Ac^{-}
[/mm]
Ks = [mm] \bruch{[H_{3}O^{+}] * [Ac^{-}]}{[HAc^]}
[/mm]
[mm] 10^{-4,76} [/mm] = [mm] \bruch{ [H_{3}O^{+} * 1}{1}
[/mm]
[mm] [H_{3}O^{+}] [/mm] = 10^(-4,76)
ph = 4,76
> einfacher mit dieser Henderson-Hasselbalch-Gleichung > da bei gleicher konzentration der Säure und der korespondierenden base der log 1 ist und man demnach gleich sieht das der pks der ph ist ;). Aber seitdem du mal gesagt hast du magst keine formeln > habe ich mir angewöhnt auch keine zu mögen....oder so ;)
LG Susi
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Hallo SusaSch,
> hey
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> > Ich dachte da an etwa 2 grobe vorgängige Titrationen
>
> Der ganze absatz hört sich wie spanisch an ;).
Na ja, also wenn dir eine Essigsäurelösung unbekannter Konzentration hingestellt wird musst Du ja erst einmal grob einschätzen, wieviel da drin sein könnte. Ein erster Hinweis könnte da ein pH-Papier geben. Da hast Du eine Spannweite zwischen 2,375 und 7 (das wäre zwischen 1-molar und 0-molar). Das pH-Papier (Universalindikator) geht nur in Einer-pH-Schritten. Genauer wäre ein pH-Meter. Daraus kannst Du in etwa die Konzentration der Essigsäure abschätzen und dadurch die Konzentration deiner Maßlösung.
> Ich kann nicht zaubern > erwarte keine wunder in chemie von
> mir ;)
Tu ich nicht. Es liegt ferne von mir dich überfordern zu wollen.
>
> > Kannst Du so aus dem Ärmel den pH eines
> Essigsäure-Acetatpuffers schütteln, z. B. äquimolar an
> Acetat und Essigsäure, mit jeweils c=1 mol/l ?
>
> HAc + [mm]H_{2}O[/mm] <> [mm]H_{3}O^{+}[/mm] + [mm]Ac^{-}[/mm]
>
> Ks = [mm]\bruch{[H_{3}O^{+}] * [Ac^{-}]}{[HAc^]}[/mm]
>
> [mm]10^{-4,76}[/mm] = [mm]\bruch{ [H_{3}O^{+} * 1}{1}[/mm]
>
> [mm][H_{3}O^{+}][/mm] = 10^(-4,76)
> ph = 4,76
Jawohl, richtig.
> > einfacher mit dieser Henderson-Hasselbalch-Gleichung > da
> bei gleicher konzentration der Säure und der
> korespondierenden base der log 1 ist und man demnach gleich
> sieht das der pks der ph ist ;). Aber seitdem du mal gesagt
> hast du magst keine formeln > habe ich mir angewöhnt auch
> keine zu mögen....oder so ;)
Kann ich nicht gesagt haben. Ich mag eigentlich Formeln ganz gerne. Nur, dass ich sie mir fertig nicht merken kann und sie daher immer selber herleiten muss.
LG, Martinius
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| Status: |
(Frage) beantwortet | | Datum: | 19:40 Fr 06.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
hey
> Na ja, also wenn dir eine Essigsäurelösung unbekannter Konzentration hingestellt wird musst Du ja erst einmal grob einschätzen, wieviel da drin sein könnte. Ein erster Hinweis könnte da ein pH-Papier geben. Da hast Du eine Spannweite zwischen 2,375 und 7 (das wäre zwischen 1-molar und 0-molar). Das pH-Papier (Universalindikator) geht nur in Einer-pH-Schritten. Genauer wäre ein pH-Meter. Daraus kannst Du in etwa die Konzentration der Essigsäure abschätzen und dadurch die Konzentration deiner Maßlösung.
Ist das titrieren nicht irgendwie snnlos, wenn man anhand von irgendwelchen dingen die konzentration abschätzen kann ;)? Heißt das, ohne vorher ungefähr (mit irgendwelchen mitteln) was geschätzt zu habe ( pH) kann man nicht titrieren?
> Ich kann nicht zaubern > erwarte keine wunder in chemie von
> mir ;)
Tu ich nicht. Es liegt ferne von mir dich überfordern zu wollen.
:9 war ja nur ein spaß. Ich finde es klasse das du mich ein bisschen rechnen lässt. Das hilft mir ungemein, weil ich merke das ich wenigstens ein bisschen was kann. Habe in einer woche prüfung und komme nur sehr sehr schleppend voran > sehe schon die felle davon schwimmen....
Mehr aufgaben :) > aber bitte einfache :)
> Zitat( 4.3.2007 ): Deine Formel ist ja auch richtig; dennoch bin ich kein Freund von solchen fertigen Formeln; ich leite mir das immer selber her. :P
Lg susi
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Hallo SusaSch,
> hey
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> > Na ja, also wenn dir eine Essigsäurelösung unbekannter
> Konzentration hingestellt wird musst Du ja erst einmal grob
> einschätzen, wieviel da drin sein könnte. Ein erster
> Hinweis könnte da ein pH-Papier geben. Da hast Du eine
> Spannweite zwischen 2,375 und 7 (das wäre zwischen 1-molar
> und 0-molar). Das pH-Papier (Universalindikator) geht nur
> in Einer-pH-Schritten. Genauer wäre ein pH-Meter. Daraus
> kannst Du in etwa die Konzentration der Essigsäure
> abschätzen und dadurch die Konzentration deiner Maßlösung.
>
> Ist das titrieren nicht irgendwie snnlos, wenn man anhand
> von irgendwelchen dingen die konzentration abschätzen kann
> ;)? Heißt das, ohne vorher ungefähr (mit irgendwelchen
> mitteln) was geschätzt zu habe ( pH) kann man nicht
> titrieren?
Hast Du schon einmal (in einem Schulpraktikum etwa) titriert? Abschätzen der benötigten Menge an Maßlösung ist schon wichtig. Es macht schon einen Unterschied, ob Du etwa grob 0,3 ml an 1 M Natronlauge oder ca. 4,4 ml an 0,1 M Natronlauge oder 48,8 ml an 0,01 M Natronlauge verbrauchst. Wenn Du eine 50 ml- Bürette verwendest wären da eine Maßlösung mit c=0,01 mol/l schon am genauesten.
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> > Ich kann nicht zaubern > erwarte keine wunder in chemie
> von
> > mir ;)
>
> Tu ich nicht. Es liegt ferne von mir dich überfordern zu
> wollen.
>
> :9 war ja nur ein spaß. Ich finde es klasse das du mich ein
> bisschen rechnen lässt. Das hilft mir ungemein, weil ich
> merke das ich wenigstens ein bisschen was kann. Habe in
> einer woche prüfung und komme nur sehr sehr schleppend
> voran > sehe schon die felle davon schwimmen....
No panic please. Ruhe ist die erste Bürgerpflicht, wie mein verstorbener früherer Musiklehrer immer sagte.
> Mehr aufgaben :) > aber bitte einfache :)
Das Wichtigste hatten wir ja.
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> > Zitat( 4.3.2007 ): Deine Formel ist ja auch richtig;
> dennoch bin ich kein Freund von solchen fertigen Formeln;
> ich leite mir das immer selber her. :P
Ja, ja. Das habe ich gesagt und das stimmt ja auch für mich. Ich kann mir fertige Formeln nun mal schlecht merken und leite sie, wie gesagt, immer selber her. Aber brauchen tut man sie schon, wie z. B. die Henderson-Hasselbalch-Gleichung. Wie man sie aufs Papier bekommt ist letzendlich nachrangig.
Ich beneide da immer die Leute mit einem eidetischen Gedächtnis.
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 20:42 Fr 06.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
Hey
Nein hab noch nie was titriert. Versuche gibt es bei uns generell wenig im chemie unterricht....
Nächste baustelle: Titrationskurven und der äquivalenz- und halbäquivalenzpunkt.
Habe vor mir einmal die titrationskurve von HCL mit NaOH und die titrationskurve von HAc und NaOH.
Wie kommt es , dass sich der pH wert bei der titrationskurve von starke säure und starke base am anfang nur ganz wenig ändert und bei der titrationskurve schwache säure starke base mehr?
In beiden fällen schnappten doch die [mm] OH^{-} [/mm] die [mm] H^{+} [/mm] weg? Demnach sollte sich doch der pH wert im gleihen maße ändern....
Ist ja nicht so das ich nicht auch die formeln im hinterkopf hätte, aber wenns nicht sein muss nehme ich sie nicht.
LG Susi
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Hallo SusaSch,
> Hey
> Nein hab noch nie was titriert. Versuche gibt es bei uns
> generell wenig im chemie unterricht....
Bedauerlich. Ja, damals ... ![[old]](/images/smileys/old.gif "[old]") , als ich Abitur machte (1986), hatten wir 5-stündige Leistungskurse und einmal im Monat einen ganzen Nachmittag Praktikum - mit notenrelevanten Protokollen.
> Nächste baustelle: Titrationskurven und der äquivalenz- und
> halbäquivalenzpunkt.
>
> Habe vor mir einmal die titrationskurve von HCL mit NaOH
> und die titrationskurve von HAc und NaOH.
>
> Wie kommt es , dass sich der pH wert bei der
> titrationskurve von starke säure und starke base am anfang
> nur ganz wenig ändert und bei der titrationskurve schwache
> säure starke base mehr?
Nun, die starke Säure wird in logarithmischen Schritten neutralisiert. Bsp.: 100 ml 1M HCl (pH = 0). + 90 ml 1M NaOH = 1 pH-Wert hinauf. + 9 ml 1 M NaOH = 1 pH-Wert hinauf. + 0,9 ml 1 M NaOH = 1 pH-Wert hinauf (pH = 3). + 0,09 ml 1 M NaOH = 1 pH-Wert hinauf. + 0,009 ml = 1 pH-Wert hinauf. +0,0009 ml 1 M NaOH = pH um 1 hinauf (pH = 6) etc.
Da siehst Du den steilen pH-Rutsch nach oben am ÄqP. 1 Tropfen genügt dann um weit in den alkalischen Bereich hinauf zu rutschen.
Bei der Titrationskurve von Essigsäure mit Natronlauge erzeugst Du einen Puffer (!), welcher den pH über eine längere Strecke bei pH [mm] \approx [/mm] 4,75 hält. Erst nach einem pH von ca. 9,4 (1 M Acetat-Lösung), also nach dem ÄqP geht die Titrationskurve genauso weiter wie bei starke Säure / starke Base.
> In beiden fällen schnappten doch die [mm]OH^{-}[/mm] die [mm]H^{+}[/mm] weg?
Ja.
> Demnach sollte sich doch der pH wert im gleihen maße
> ändern....
Nein. Bedenke den erzeugten Puffer bei der Essigsäure.
> Ist ja nicht so das ich nicht auch die formeln im
> hinterkopf hätte, aber wenns nicht sein muss nehme ich sie
> nicht.
> LG Susi
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 21:26 Fr 06.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
Hallöle
Einige von uns haben 6 stunden chemie die woche 4 stunden normal und 2 stunden labor. Ich bin nur in den 4 stunden normal, weil ich anstatt der anderen 2 stunden informatik habe joa ;).
> Nun, die starke Säure wird in logarithmischen Schritten neutralisiert. Bsp.: 100 ml 1M HCl (pH = 0). + 90 ml 1M NaOH = 1 pH-Wert hinauf. + 9 ml 1 M NaOH = 1 pH-Wert hinauf. + 0,9 ml 1 M NaOH = 1 pH-Wert hinauf (pH = 3). + 0,09 ml 1 M NaOH = 1 pH-Wert hinauf. + 0,009 ml = 1 pH-Wert hinauf. +0,0009 ml 1 M NaOH = pH um 1 hinauf (pH = 6) etc.
das ist spanisches griechisch. Das einzige was ich daraus lese ist, dass man am anfang "viel" NaOH braucht um ein pH schritt hoch zu kommen und um so mehr NaOh schon reingetan wurde desto weniger muss man noch rein tun um einen schritt den PH zu ändern. Gibts dafür irgendeinen chemischen grund?
Das mit dem puffer zeug usw ist noch ein stück weiter. Mir gehts um die pH änderung bei den ersten tropfen die ich reintue. Dann ist nämlich der pH bei den starken nur gering verändert und bei den schwachen mehr......
Lg Susi die sich fragt was um gotteswillen logarithmische schritte sind....
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Hallo SusaSch,
> Hallöle
> Einige von uns haben 6 stunden chemie die woche 4 stunden
> normal und 2 stunden labor. Ich bin nur in den 4 stunden
> normal, weil ich anstatt der anderen 2 stunden informatik
> habe joa ;).
Ah so. Dann kann man also doch noch etwas Chemie in der Schule lernen.
> > Nun, die starke Säure wird in logarithmischen Schritten
> neutralisiert. Bsp.: 100 ml 1M HCl (pH = 0). + 90 ml 1M
> NaOH = 1 pH-Wert hinauf. + 9 ml 1 M NaOH = 1 pH-Wert
> hinauf. + 0,9 ml 1 M NaOH = 1 pH-Wert hinauf (pH = 3). +
> 0,09 ml 1 M NaOH = 1 pH-Wert hinauf. + 0,009 ml = 1 pH-Wert
> hinauf. +0,0009 ml 1 M NaOH = pH um 1 hinauf (pH = 6) etc.
>
> das ist spanisches griechisch. Das einzige was ich daraus
> lese ist, dass man am anfang "viel" NaOH braucht um ein pH
> schritt hoch zu kommen und um so mehr NaOh schon reingetan
> wurde desto weniger muss man noch rein tun um einen schritt
> den PH zu ändern. Gibts dafür irgendeinen chemischen
> grund?
Ich kann leider weder Spanisch noch Altgriechisch. Meine Mutter hatte mich damals auf die falsche Schule gegeben... (Deswegen trage ich auch eine Brille. Heißt ja nicht umsonst: "Schulmyopie".)
Der Grund dafür ist in der pH-Skala zu suchen! Der pH ist doch definiert als: "der negative dekadische Logarithmus der Hydroniumionenkonzentration". D. h., um den pH um eine Stufe zu ändern muss sich die Konzentration entweder auf das Zehnfache erhöhen oder auf ein Zehntel vermindern.
> Das mit dem puffer zeug usw ist noch ein stück weiter. Mir
> gehts um die pH änderung bei den ersten tropfen die ich
> reintue. Dann ist nämlich der pH bei den starken nur gering
> verändert und bei den schwachen mehr......
Annahme: vorgelegt sei 100 ml 1 M Essigsäure (pH = 2,375). Dann gibst Du 10 ml 1 M Natronlauge hinzu. Und schon haben wir einen Puffer mit pH = 3,8, welcher, nachdem insgesamt 50 ml Natronlauge hinzugefügt wurden, sich am Halbäquivalenzpunkt mit pH = [mm] pK_s [/mm] = 4,75 befindet.
[mm] $[H_{3}O^{+}]=\bruch{[HAc]}{[Ac^{-}]}*K_s$
[/mm]
$pH = [mm] pK_s-lg\bruch{[HAc]}{[Ac^{-}]}=4,75-lg\bruch{0,09}{0,01}\approx [/mm] 3,8$
Geben wir hingegen zu 100 ml 1 M Salzsäure (pH =0) die 10 ml Natronlauge, so haben wir nur Salzsäure und etwas gelöstes NaCl vorliegen mit pH = 0,09.
Um hier einen pH-Schritt nach oben zu schaffen muss man, wie bereits erwähnt, die Konzentration der Säure auf ein Zehntel reduzieren, also 90 ml NaOH 1 M zufügen.
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> Lg Susi die sich fragt was um gotteswillen logarithmische
> schritte sind....
Liebe SusaSch, entsinne dich bitte der pH-Definition.
LG, Martinius
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| Status: |
(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 22:32 Fr 06.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
SusaSch hat beschlossen sich zur entsinnung der pH definition in ihre gemächer zurückzuziehen, da das gehirn aufgrund von kurzschluss notabgeschaltet werden musste.
Ich werde es mir morgen nochmal genau zu gemüte führen (Problem: es gibt wenige dinge in der mathematik die ich nicht mag, aber logarithmen hasse ich weil ich mir darunter absolut nüscht vorstellen kann > ich weiß nur das man sich immer fragt > mit was muss man das hochnehmen um das zu bekommen. Ist ja schön und gut, aber mich interessiert es einfach nicht...*grummel* > angeborene abneigung gegen logarithmen)
Vielen dank für deine ausdauer :).
Merci beaucoup et au revoir
Susi
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| Status: |
(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 23:44 Fr 06.06.2008 | | Autor: | Martinius |
Hallo SusaSch,
ich versuche einmal, mich zu verdeutlichen:
- ändert sich der pH in Einer-Schritten, so ändert sich gleichzeitig die Konzentration der [mm] H^{+}-Ionen [/mm] in Zehnerpotenzen. Jedem Einer-Schritt des pH-Wertes entspricht die Multiplikation oder Division der [mm] H^{+}-Ionenkonzentration [/mm] mit / durch den Faktor 10.
- ändert sich die Konzentration der [mm] H^{+}-Ionen [/mm] - meinetwegen in Zehnerpotenzen-, also das 10-fache, 100-fache, 1000-fache (bzw. das 1-fache, das 0,1-fache, das 0,01-fache etc.), so ändert sich gleichzeitig der pH in Einer-Schritten, welche die Logarithmen der Konzentrationsänderung sind.
(Wenn sich die Konzentration der [mm] H^{+}-Ionen [/mm] nicht in Zehnerpotenzen ändert, sondern in irgendeinem anderen Verhältnis, so ändert sich der pH in eben dem Logarithmus dieses Verhältnisses. Bsp.: die [mm] H^{+}-Ionenkonzentration [/mm] steigt auf das 7-fache; dann sinkt der pH um
lg(7).)
LG, Martinius
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| Status: |
(Frage) beantwortet | | Datum: | 11:55 Sa 07.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
Guten Morgen
$ pH = [mm] pK_s-lg\bruch{[HAc]}{[Ac^{-}]}=4,75-lg\bruch{0,09}{0,01}\approx [/mm] 3,8 $
Ich weiß es kommt nur auf das verhältnis von HAc und [mm] Ac^{-} [/mm] an (daheris es egal), aber theoretisch müsste man ja anstatt der teilchenzahl (wie dus gemacht hast) die konzentrationen nehmen . Also 0,9 /0,1.
Was mir auch auffält, man vernachlässigt hier ja total die dissoziation von der Essigsäure. Man geht ja davon aus, dass nur essigsäuremoleküle vorliegen und sich die [mm] OH^{-} [/mm] die Hs direkt von ihr holen....Auch wenn die zahlen noch so klein wären > ich mags nicht wenn man einfach so tut als gäbs sie nicht ....
lg Susi
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| Status: |
(Antwort) fertig | | Datum: | 12:51 Sa 07.06.2008 | | Autor: | ardik |
Guten Morgen Susi,
> [mm]pH = pK_s-lg\bruch{[HAc]}{[Ac^{-}]}=4,75-lg\bruch{0,09}{0,01}\approx 3,8[/mm]
>
> Ich weiß es kommt nur auf das verhältnis von HAc und [mm]Ac^{-}[/mm]
> an (daheris es egal), aber theoretisch müsste man ja
> anstatt der teilchenzahl (wie dus gemacht hast) die
> konzentrationen nehmen . Also 0,9 /0,1.
Ich bin überzeugt, Martinius wollte nur testen, wie gut Du aufpasst!
Bei einer gewissen Routine (oder auch bei fehlendem Verständnis...) neigt man bei diesen Formeln "automatisch" dazu, zuweilen gleich mit den Stoffmengen zu rechnen (übrigens auch oft in den allgemeinen MWG-Formeln, wo sich das i.d.R. konstante Volumen ja quasi rauskürzt).
Du hast vollkommen recht mit a) "nur auf das Verhältnis" und b) "eigentlich aber..."
> Was mir auch auffält, man vernachlässigt hier ja total die
> dissoziation von der Essigsäure.
Ja, das macht man (gerade bei den pH-Berechnungen etc.) eigentlich dauernd.
> Man geht ja davon aus, dass nur essigsäuremoleküle vorliegen und
> sich die [mm]OH^{-}[/mm] die Hs direkt von ihr holen....
Naja, woher sich die [mm]\mathrm{OH}^{-}[/mm] die H holen werden, ist an dieser Stelle völlig irrelevant. Hier wird ja zunächst nur der pH der Pufferlösung berechnet.
> Auch wenn die zahlen noch so
> klein wären > ich mags nicht wenn man einfach so tut als
> gäbs sie nicht ....
Man rundet hier ja ohnehin bestenfalls auf zwei, drei Stellen nach dem Komma. Wenn man aufgrund von Sachkenntnis (oder vorhergehender Abschätzung / nachfolgender Überprüfung) sieht, dass die Vernachlässigungen sich lediglich auf die vierte, fünfte Stelle hinter dem Komma auswirken
Die gleiche Vereinfachung liegt übrigens meiner früheren Antwort in "Puffergleichung" zugrunde.
Schöne Grüße
ardik
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| Status: |
(Frage) beantwortet | | Datum: | 13:04 Sa 07.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
hey
> Was mir auch auffält, man vernachlässigt hier ja total die
> dissoziation von der Essigsäure.
Ja, das macht man (gerade bei den pH-Berechnungen etc.) eigentlich dauernd.
> Man geht ja davon aus, dass nur essigsäuremoleküle vorliegen und
> sich die $ [mm] OH^{-} [/mm] $ die Hs direkt von ihr holen....
Naja, woher sich die $ [mm] \mathrm{OH}^{-} [/mm] $ die H holen werden, ist an dieser Stelle völlig irrelevant. Hier wird ja zunächst nur der pH der Pufferlösung berechnet.
> Auch wenn die zahlen noch so
> klein wären > ich mags nicht wenn man einfach so tut als
> gäbs sie nicht ....
Ignoriert man die bereits vorhandenen ionen bei allen schwachen säuren, oder nur bei HAc?
LG Susi
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| Status: |
(Antwort) fertig | | Datum: | 13:39 Sa 07.06.2008 | | Autor: | ardik |
Hallo Susi,
> Ignoriert man die bereits vorhandenen ionen bei allen
> schwachen säuren,
Im Prinzip ja.
Man macht es praktisch überall da, wo man absehen kann, dass die Auswirkung nur minimal ist.
Die schwachen Säuren sind ja praktisch alle nur zu sehr kleinem Anteil dissoziiert, so dass man diese Vereinfachung da allgemein machen kann.
Ein anderes Beispiel für derartiges Ignorieren:
Die Autoprotolyse des Wassers, also dass in geringem Maße $2H_2O [mm] \to [/mm] H_3O^+ + OH^-$ stattfindet, ignorieren wir, ohne dass Du es bisher weißt.
Wenn wir aber eine sehr stark verdünnte (noch dazu schwache) Säure haben, z.B. Essigsäure der Konzentration [mm] $10^{-7}\ [/mm] mol\ [mm] l^{-1}$, [/mm] dann überwiegen die $H_3O^+$ aus der Autoprotolyse des Wassers die der Säure erheblich.
Du kannst ja spaßeshalber mal ausrechnen, welchen pH diese stark verdünnte Essigsäure mit den bisher bekannten Formeln hätte...
(Es ist sicher gut für's Verständnis, aber ich bin ziemlich überzeugt, für Deine Prüfungen ist dieser Sachverhalt eher irrelevant.)
Schöne Grüße
ardik
PS:
Hast Du schon gesehen, dass, wenn Du einen Artikel schreibst, unter dem großen Eingabefeld ein Button "Zitieren" ist? Falls nein, probier ihn mal aus!
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| Status: |
(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 19:09 Fr 06.06.2008 | | Autor: | ardik |
Hallo Martinius,
> > Anschaulich kann man die basische Reaktion der Lösung am
> > ÄP bei der Titration von Essigsäure mit Natronlauge also
> > auch damit begründen, dass praktisch alle [mm]OH^-[/mm] der
> > Natronlauge frei in Lösung sind, aber nur ein kleiner Teil
> > der [mm]H^+ [/mm], die von der - eigentlich in gleicher Menge
> > vorhandenen - Essigsäure stammen.
>
> Das kann man so nicht stehen lassen. Fast alle [mm]OH^{-}[/mm] haben
> am ÄqP mit [mm]H^{+}[/mm] der Säure reagiert.
ähem, ja, natürlich... ![[peinlich]](/images/smileys/peinlich.gif "[peinlich]")
ich hätte eher schreiben müssen "praktisch alle [mm]OH^-[/mm] der
Natronlauge, soweit sie noch nicht mit H^+ reagiert haben, frei in Lösung sind,"
Ich hatte nur den Blick darauf, dass NaOH im Gegensatz zur HAc komplett dissoziert ist.
Schöne Grüße
ardik
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| Status: |
(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 19:34 Fr 06.06.2008 | | Autor: | Martinius |
Hallo ardik,
es liegt mir ferne unberechtigte Kritik auszuteilen. Vielleicht hätte ich noch einmal in den Ursprungstext blicken sollen, um den Zusammenhang zu erfassen.
LG, Martinius
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| Status: |
(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 01:59 Sa 07.06.2008 | | Autor: | ardik |
Hallo Martinius,
nein, nein, das war schon völlig ok von Dir.
Auch wenn es von mir richtig gemeint war, so war doch das, was und wie ich es geschrieben hatte, sachlich falsch.
Und wenn Du es entsprechend anders verstanden hast als es gemeint war, könnte es Susi oder jeder andere Ratsuchende mindestens ebenso "missverstehen".
Schöne Grüße,
ardik
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