a) E = h·c/λ = 6.626·10^-34 Js · 299'792'458 m/s / (450·10^-9 m) = 4.4114·10^-19 J
b) E = n·h·c/λ, n = E·λ/(h·c) = 300J/s · 450·10^-9 m / (6.626·10^-34 Js · 299792458 m/s) = 6.8·10²⁰

a) Berechne die Energie eines Photons aus blauem Licht mit einer Wellenlänge von 450 nm.
b) Berechne die Anzahl der Lichtteilchen (Photonen) einer blauen Lampe mit einer Leistung von 300 Watt
Watt entspricht Joule/Sekunde

Es gilt beim Äquivalenzpunkt: n(Base) = n(Säure)
mit c=n/V erhält man:
c(Base)·V(Base) = c(Säure)·V(Säure)
c(Säure) = c(Base)·V(Base)/V(Säure)
c(Säure) = 0.1M · 30ml / 20 ml = 0.15 M = 0.15 mol/l

Die Titration einer Säure (20 ml, unbekannte Konzentration) mit einer Base (0.1 M) benötigt bis zum Äquivalenzpunkt 30 ml der Base. Berechne daraus die Konzentrationen der Säure.

Ausgehend vom pH-Wert kann nun für die starke Säure HCl sowie für die schwache Säure Essigsäure die Konzentration berechnet werden:

1. Starke Säure: HCl
   pH = -log(c(H₃O⁺)), c(H₃O⁺) = 10^-pH = 0.000015 mol/l
   c = n/V resp. n = c · V
   n = 0.000015 · 1.0 l = 0.000015 mol
2. Schwache Säure: Essigsäure
   pH = 1/2(pKs-log(HA)), c(HA) = …
   n = c·V =
3. Nun wird zu jeder Lösung 1 Liter reines Wasser zugegeben, mit c=n/V ergibt sich somit folgendes
4. HCl: pH = -log(c(H₃O⁺)) = -log(n/V)
   pH = log

… noch nicht fertig ! ….

Gegeben sei jeweils ein Liter zweier Lösungen A und B mit dem gleichen Start-pH von 4.8. A sei eine Salzsäurelösung, B eine Essigsäurelösung.
Nun wird zu jeder Lösung ein Liter Wasser zugegeben.

1. Berechne den neuen pH-Wert der Lösung A sowie B
2. Bei welcher Lösung hat man eine grössere Veränderung des pH-Wertes, begründe

Hinweis: HCl ist eine starke Säure (pKs < 0), Essigsäure eine schwache Säure (pKs > 0)

1. c=n/V → n=c·V
       · 80 ml 0.05 M HCl → n(HCl)=0.004 mol
       · 100 ml 0.01 NaOH → n(NaOH)=0.001 mol
       · übrig bleiben bei der Neutralisationsreaktion 0.003 mol HCl
       · Beachte: totales Volumen 80ml + 100 ml
       · pH=-log(0.003/0.18) = 1.78
2. · 60 ml 0.015 M KOH → n(KOH)=0.0009 mol
       · 30 ml 0.2 M HCl → n(HCl)=0.006mol
       · Beachte, dass KOH sich ähnlich verhält wie NaOH, also auch eine Base ist
       · übrig bleiben bei der Neutralisationsreaktion 0.0051 mol HCl
       · Beachte: totales Volumen 60ml + 30 ml
       · pH=-log(0.0051/0.09) = 1.25
3. · Start-pH: pH=-log(0.2) = 0.7
       · Zehnfache Verdünnung heisst, dass zu den 10 ml noch zusätzliche 90 ml dest. Wasser gegeben wird
       · 10 ml 0.2 M HCl → n(HCl)=0.002 mol resp. 0.002 mol
       · n(HCl)=0.002 mol → 0.002 mol H⁺
       · Totales Volumen: 10ml+90ml=100 ml
       · pH=-log(0.002/0.1) = 1.7
       · Anstieg um eine pH-Einheit macht bei zehnfacher Verdünnung Sinn
      
   

   ---

       · 1 g Ca(OH)₂ → n(Ca(OH)₂)=1/74.1=0.0135 mol
       · n(Ca(OH)₂)=0.0135 mol → n(OH^–)=2·0.0135= 0.027 mol
       · Neutralisationsreaktion: 0.002 mol H sowie 0.027 mol OH^–
       · übrig bleiben 0.025 mol OH^–
       · totales Volumen: 100 ml
       · pOH=-log(0.025/0.1)=0.6 → pH=14-0.6=13.4

Berechne den pH-Wert folgender Mischungen.

1. Zu 80 ml einer 0.05 M Salzsäurelösung werden 100 ml einer 0.01 M Natronlaugenlösung gegeben.
2. Zu 60 ml einer 0.015 KOH-Lösung werden 30 ml 0.2 M Salzsäurelösung gegeben.
3. 10 ml 0.2 M Salzsäurelösung werden zuerst zehnfach verdünnt und dann mit 1.0 g Ca(OH)₂ versetzt.

Formuliere die Neutralisationsreaktionen in Ionenschreibweise und bilde die entsprechenden Salze, analog zur Aufgabe a).