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Lösung: Es gibt verschiedene Definitionen. Die Einfachste: eine Säure ist eine Verbindung, welche H+ (auch Protonen genannt) abgeben kann, z.B. HF. Eine Base ist demzufolge eine Substanz, welche H+ aufnehmen kann.
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- Lösung:
Im Prinzip ja, ABER Achtung: Es ist das Proton eines nackten Wasserstoffatoms ('H ohne Elektron') gemeint. Pro Memoria: die Elemente setzen sich aus den Protonen und eventuell Neutronen zusammen (sowie einer gewissen Zahl Elektronen). Somit haben alle Elemente auch eine gewisse Anzahl Protonen, Helium zum Beispiel zwei Protonen. Diese Protonen machen aber NICHT das Charakteristikum einer Säure aus.
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- Frage: (SB-03)
Formuliere Reaktionen für folgende gegebene Substanzen. Die Abkürzung LM steht für das Lösungsmittel.
Es geht nicht darum zu beruteilen, ob die erforderten Reaktionen möglich sind oder nicht, sondern darum, dass z.B. bei einer erforderten Säurereaktion das gegebe Teilchen ein H+ abgibt und das Lösungsmittel dieses dann aufnimmt.- a) HBr, Säurereaktion, LM: Wasser
- b) HF, Basenreaktion, LM: Wasser
- c) HF, Säurereaktion, LM: Wasser
- d) HF, Säurereaktion, LM: NH3
- e) H2O, Säurereaktion, LM: Wasser
- f) CH3COOH, Säurereaktion, LM: Wasser
- g) CH3OH, Basenreaktion, LM: NH3
- h) CH3OH, Säurereaktion, LM: Wasser
Lösung: - a) HBr + H2O ⇄ Br– + H3O+
- b) HF + H2O ⇄ FH+2 + OH–
- c) HF + H2O ⇄ F– + H3O+
- d) HF + NH3 ⇄ F– + NH+4
- e) H2O + H2O ⇄ OH– + H3O+
- f) CH3COOH + H2O ⇄ CH3COO– + H3O+
- g) CH3OH + NH3 ⇄ CH3OH+2 + NH+2
- h) CH3OH + H2O ⇄ CH3O– + H3O+
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- Lösung:
Gibt eine Säure sein(e) Protonen ab, so entsteht das Basenteilchen (Base weil es ja theoretisch das Proton wieder aufnehmen könnte). Diese zusammengehörenden Paare werden konjugierte Säure-Base-Paare genannt.
Beispiel: H3O+ als Säure wird zu H2O. Somit wäre H3O+ / H2O das Säure-Base-Paar. Trivial but: beachte, dass zuerst das Säure-Teilchen (H3O+) erscheint.
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- Frage: (SB-11)
Bezeichne folgende Säure-Base-Paare genauer ('x ist konjugierte Säure / Base von y etc'). Konkret gilt es also, bei der Aufgabe a) resp. b) jeweils alle vier Komponenten miteinander in Beziehung zu setzen.
a) H2CO3 + 2 H2O ⇄ CO2-3 + 2 H3O+
b) NH3 + H2O ⇄ NH+4 + OH– Lösung: - a) H2CO3 ist die konjugierte Säure zu CO2-3
CO2-3 ist die konjugierte Base zu H2CO3
H2O ist die konjugierte Base zu H3O+
H3O+ ist die konjugierte Säure zu H2O - b) NH3 ist die konjugierte Base zu NH+4
NH+4 ist die konjugierte Säure zu NH3
H2O ist die konjugierte Säure zu OH–
OH– ist die konjugierte Base zu H2O
- a) H2CO3 ist die konjugierte Säure zu CO2-3
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- Frage: (SB-12)
Ergänze folgende Tabelle, wobei das erste Beispiel gelöst ist.
Sollte es für eine Substanz z.B. keine konjugierte Base geben (z.B. F-), dann soll der Zellinhalt mit einem 'X' versehen werden.konj. Base konj. Säure H2O OH– H3O+ HS– F– H2PO–4 PO-34 H3PO4 NH3 NO–2 Lösung: konj. Base konj. Säure H2O OH– H3O+ HS– S2- H2S F– x HF H2PO–4 HPO2-4 H3PO4 PO-34 x HPO2-4 H3PO4 H2PO–4 x NH3 NH–2 NH+4 NO–2 x HNO2
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- Frage: (SB-13)
Gegeben seien folgende Reaktionen. Ordne die beteilgten Stoffe in Korrespondierende Säure-Basen-Teilchen
{a) } NH3 + HCl <=> NH4^+ + Cl^-{b) } HSO4^- + CN^- <=> HCN + SO4^2-{c) } H3O^+ + HS^- <=> H2S + H2O{d) } N2H4 + HSO4^- <=> N2H5^+ + SO4^2-{e) } H2O + NH2^- <=> NH3 + OH^- Lösung: Hinweis: konjugierte sowie Korrespondierende SB-Paare bezeichnen den gleichen Sachverhalt
Säure 1 Base 2 Base 1 Säure 2 a) NH3 + HCl ⇄ NH+4 + Cl– HCl NH3 Cl– NH+4 b) HSO–4 + CN– ⇄ HCN + SO2-4 HSO–4 CN– SO2-4 HCN c) H3O+ + HS– ⇄ H2S + H2O H3O+ HS– H2O H2S d) N2H4 + HSO–4 ⇄ N2H+5 + SO2-4 HSO–4 N2H4 SO2-4 N2H+5 e) H2O + NH–2 ⇄ NH3 + OH– H2O NH–2 OH– NH3
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- Frage: (SB-14)
Folgende Säuren seien in Wasser gelöst. Es gelte die Annahme, dass die Säuren vollständig deprotonieren. Schreibe die entsprechenden Ionen analog zur Aufgabe a) hin.
{a) Essigsäure: }CH3COOH + H2O <=> CH3COO^- + H3O^+{b) Salzsäure:}{c) Ameisensäure: }{d) Schwefelsäure: }{e) Salpetersäure: }{e) Kohlensäure: } Lösung: {a) Essigsäure: }CH3COOH + H2O <=> CH3COO^- + H3O^+{b) Salzsäure:}HCl + H2O <=> Cl^- + H3O^+{c) Ameisensäure: }HCOOH + H2O <=> HCOO^- + H3O^+{d) Schwefelsäure: }H2SO4+ 2H2O <=> SO4^2- + 2H3O^+{e) Salpetersäure: }HNO3+ H2O <=> NO3^- + H3O^+{e) Kohlensäure: }H2CO3+ 2H2O <=> CO3^2- + 2H3O^+
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- Frage: (SB-15)
Zeichne die Lewisformeln der folgenden Säuren.
{a) Essigsäure: }{b) Salzsäure:}{c) Ameisensäure: }{d) Schwefelsäure: }{e) Salpetersäure: }{e) Kohlensäure: } Lösung: {a) Essigsäure: }H-C<|H><`|H>-C<`|O|>-O-H{b) Salzsäure:}H-Cl{c) Ameisensäure: }H-C<`|O|>-O-H{d) Schwefelsäure: }H-O-S<`|O^-><|O^->-O-H{e) Salpetersäure: }O^-|N^+`/O/\O/H{e) Kohlensäure: }HO\C|O`|/OH
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- Lösung:
Sei HX eine Säure die mit Wasser reagiert, so lässt sich mit Hilfe des chemischen Gleichgewichtes folgendes definieren: K=(c[H3O+] · c[X–])/(c[H2O · c[HX]) . Des weiteren kann weiter vereinfacht werden, da die Wasserkonzentration ca. 1000 mal grösser ist im Vergleich zu einer Säure: KS= (c[H3O+] · c[X–])/(c[HX]) . Anstelle des KS Wertes wird auch vom KW Wert gesprochen.
Eine Substanz, welche somit 'gerne' seine Protonen abgibt (an Wasser) hätte somit einen hohen KW-Wert und umgekehrt. Wiederum sind die Zahlen klein, daher wird wieder der (negative-Zehner)-Logarithmus genommen: pKS = -log(Ks). Quintessenz: der pKS entspricht der Abgabebereitschaft von H+ (Protonen) einer Verbindung.
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- Lösung:
Nein. Kurz gesagt: Der pH-Wert entspricht (schlussendlich) einer bestimmten Anzahl Protonen, der pKs-Wert entspricht einer Abgabebereitschaft der Protonen. (Hinweis: jeweils negativer dekadischer Logarithmus) Vergleich: viel Geld – wenig Geld (:pH), geizig – grosszügig (:pKs) .
Achtung (!): Mathematisch kann sich aber eine Gleichheit ergeben: aus der Henderson-Hasselbalch-Gleichung (pH=pKs + log …) folgt rein mathematisch, wenn der Beitrag des Log-Wertes gleich Null ist, pH = pKs
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- Frage: (SB-22)
Gegeben sei Essigsäure:
CH3COOH{: } H-C<|H><`|H>-C<`||O>-O-HWelche H's sind sauer bei der Essigsäure: diejenigen H’s beim Kohlenstoff oder das H beim Sauerstoff?
Lösung: Eine Verbindung kann mehrere H-Atome enthalten, z.B. Essigsäure, CH3COOH. Die an das C-Atom gebundene H's sind weniger stark polarisiert als das H, welches an das O-Atom gebunden ist. Grund: Unterschiede der Elektronegativitäten: C und H haben ähnliche EN-Werte und somit ähnlich partiell positiv resp. negativ geladen. O und H weisen jedoch sehr unterschiedliche EN-Werte auf, wobei das H klar positiv partiell geladen, im Gegensatz zum negativ partiell geladenen O-Atom. Das Abspalten eines H+ (beachte: keine Teilladung sondern eine komplette positive Ladung resp. das Fehlen eines kompletten negativ geladenen Elektrons) wird somit durch diesen grossen EN-Unterschied erleichtert. (Hinweis für die Spezialisten: ja, ich weiss, HF macht Probleme, führt aber an dieser Stelle zu weit)
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- Frage: (SB-25)
Es wird eine wässrige, 1 molare Lösung einer einprotonigen starken Säure hergestellt ('HX'). Welche der folgenden Aussagen ist korrekt. Begründe die Auswahl.
- Die Säure ist zu 0.1% dissoziert
- Die Säure ist zu 1% dissoziert
- Die Säure ist zu 10% dissoziert
- Die Säure ist zu 100% dissoziert
Lösung: Die Definition einer starken Säure lautet, dass das Säure-Gleichgewicht komplett auf der deprotonierten Seite liegt:
{HX} -> H^+ + {X}^- {respektive:}{HX} + H2O -> H3O^+ + {X}^-Wenn somit kein Gleichgewicht vorliegt und die Säure komplett zerfällt, so spricht man auch von einer 100% Dissoziation. Korrekt ist also die Lösung d .
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- Frage: (SB-26)
Was für Teilchen liegen in einer wässrigen 1 M H2SO4-Lösung vor? In welchen relativen Mengen sind sie vorhanden? Erstelle eine Rangliste, beginne mit dem häufigsten Teilchen.
pKs(H2SO4) sei -3, pks(HSO–4) = 1.92.
Hinweis: Es kommen nur folgende Teilchen vor: H2O, H3O+, HSO–4, SO2-4, (fast) kein H2SO4, da Schwefelsäure eine starke Säure ist Lösung: - Der pKs(H2SO4) = -3, das heisst also, dass H2SO4 eine sehr starke Säure ist, und somit fast zu 100% sein erstes (!) H+ abgibt. Damit bleibt aber (fast) kein H2SO4 übrig.
x > y > z > c(H2SO4) - Der Zusatz 1 M H2SO4 besagt, dass pro Liter Wasser (=1000 g/M(H2O) = 55 mol) nur ein Mol H2SO4 vorhanden ist. Das Wasser ist also eindeutig im Überschuss: 55.5 mol H2O + 1 mol H2SO4 –> 54.5 mol H2O + 0 mol H2SO4 + 1 mol H+
c(H2O) > x > y > z > c(H2SO4). Offen sind also noch c(H3O+), c(HSO–4), c(SO2-4) - Der pks(HSO–4) = 1.92, also ca. 2 besagt, dass beim Start von (z.B.) 1000 HSO–4 sich im GW ca. ein Hundertstel (pKs = 2 = -log(0.01) = -log(1/100)) auf der Seite des Produkte (also SO2-4) befindet, der grosse Rest verbleibt beim Edukt (: HSO–4). Es gilt u.a. also:
c(HSO–4) > c(SO2-4) - Offen ist noch die Frage nach H3O+. Aus der ersten Reaktion entsteht mindestens ein Mol, bei weiteren Folgereaktionen entstehen weitere H3O+. Alle anderen Konzentrationen bewegen sich in der Grössenordnungen unter einem Mol.
- Somit ergibt sich folgende Abfolge:
c(H2O) > c(H3O+) > c(HSO–4) > c(SO2-4) > H2SO4.
- Der pKs(H2SO4) = -3, das heisst also, dass H2SO4 eine sehr starke Säure ist, und somit fast zu 100% sein erstes (!) H+ abgibt. Damit bleibt aber (fast) kein H2SO4 übrig.
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- Frage: (SB-27)
Gegeben sei Schwefelsäure. Der pKs(H2SO4) sei -3, pks(HSO–4) = 1.92.
Welche der folgenden Aussagen ist korrekt? Und fast wichtiger: weshalb?- c(H2SO4) > c(HSO–4 ) > c(SO2-4 )
- c(HSO–4) > c(H2SO4) > c(SO2-4)
- c(H2SO4) = c(HSO–4) > c(SO2-4)
- c(HSO–4) > c(SO2-4) > c(H2SO4)
- c(SO2-4) > c(HSO–4) > c(H2SO4)
Lösung: Der pKs-Wert für H2SO4 beträgt ja -3. Das heisst konkret, dass fast alle H2SO4 sich zu HSO–4 sowie H+ zersetzen.
Der pKs-Wert von 1.92 (also ca. 2) für HSO–4 besagt, dass beim Start von (z.B.) 1000 HSO–4 sich im GW ca. ein Hundertstel (pKs = 2 = -log(0.01) = -log(1/100)) auf der Seite des Produkte (also SO2-4) befindet, der grosse Rest verbleibt beim Edukt (: HSO–4).
Damit ergibt sich folgendes Bild:
c(HSO–4) > c(SO2-4) > c(H2SO4)
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- Frage: (SB-40)
Beschreibe die Herstellung folgender Lösungen im Labor. Das Lösungsmittel sei immer destilliertes Wasser.
Annahme Die Substanzen seien als Salze vorliegend und lösen sich komplett in Wasser.- a) 1 Liter einer 0.3 M NaOH-Lösung
- b) 1 Liter einer 0.4 M HCL-Lösung
- c) 25 ml 0.5 M NaOH-Lösung
- d) 30 ml 0.6 M H2SO4
Lösung: Die Abkürzung 'M' ist ein Hinweis auf die Konzentration, so heisst z.B. 0.3 M, dass 0.3 mol der nachfolgenden Substanz in einem Liter Wasser gelöst sind, anders ausgedrückt: 0.3 mol/l
Mit c=n/V und n=m/M folgt: c=m/M/V resp. m=c·V·M
Achtung: hier ist nun das 'M' die Molmasse ! Je nach Situation steht das 'M' für Konzentration oder die Molmasse !Vorgehen zur Herstllung der Lösung: Der Feststoff, z.B. NaOH wird abgewogen, in ein z.B. Becherglas gegeben und soviel destilliertes Wasser zugegeben wie erwünscht. Beachte, dass der Feststoff ein kleines Eigenvolumen beansprucht, dies aber nicht berücksichtig werden muss.
- a) m(NaOH)=c(NaOH)·V·M(NaOH) = 0.3 mol/l · 1.0 l · 58.5 g/mol = 17.55 g
Es werden also 17.55 g NaOH abgewogen und mit destilliertem Wasser das Becherglas bis zur Markierung von 1.0 Liter gefüllt. - b) m(HCl)=c(HCl)·V·M(HCl) = 0.4 mol/l· 1.0 l · 36.5 g/mol = 14.6 g
Man muss also 14.6 Gramm HCl abwägen und mit destilliertem Wasser das Becherglas bis zur Markierung von 1.0 Liter auffüllen. - c) m(NaOH)=c(NaOH)·V·M(NaOH) = 0.5 mol/l · 0.025 l · 58.5 g/mol = 0.73 g
Abwägen von 0.73 g NaOH und mit dest. Wasser bis zur Markierung von 25 ml auffüllen. - d) m(H2SO4) = c(H2SO4) · V · M(H2SO4) = 0.6 mol/l · 0.03 l · 98 g/mol = 1.764 g
Abwägen von 1.764 g H2SO4 und mit dest. Wasser bis zur Markierung von 30 ml auffüllen.
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- Lösung:
Prinzipiell eine Konzentration ('Anzahl Teilchen pro Volumen'). Beim pH werden die H+ (oder genauer H3O+ ) betrachtet. Da diese Anzahl sich in Grössenordnungen von 1 mol/l bis 0.00000000000001 mol/l bewegen nimmt man der Übersicht wegen den (negativen-Zehner)-Logarithmus, konkreter: pH = -log(c[H3O+]).
Damit ergibt sich eine Spannbreite des pH's von -log(1) = -log(100)= 0 bis zu -log(0.00000000000001) = log(10-14)= 14
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- Lösung:
Bei Berechnungen rund um das Thema Säure-Base hat man es sehr oft mit sehr kleinen Konzentrationen zu tun, dies entspricht auch dem Labor-Alltag. Üblicherweise bewegen sich die Konzentrationen irgendwo im Millimolaren Bereich. Werden nun zusätzlich die Konzentrationen der H3O+ betrachtet, so sind diese oftmals noch kleiner, z.B. 0.00001 mol/l oder 0.000001 mol/l. Welche der beiden Konzentrationen ist nun kleiner? Und hat man sich vielleicht beim Zählen der Nullen geirrt … mühsam. Wird der (dekadische) Logarithmus genommen und mit -1 multipliziert, so erhält man eine Grösse, welche auch im Laboralltag viel intuitiver ist.
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- Frage: (SB-43)
Berechne den pH einer 3 molaren Salzsäurelösung.
Lösung: Der pH-Wert ist ja der negative (dekadischer) Logarithmus der Konzentration von H3O+ Teilchen in einer Lösung. Die Konzentration muss sich im Bereich von 1 mol/l bis 10-14 mol/l bewegen. Somit ergibt sich ein möglicher pH-Wert von pH = -log 1 = 0 bis pH = -log 10-14 = 14.
Die Antwort (auf die Frage) lautet somit: kann nicht gesagt werden, da die Konzentration grösser als 1 mol pro Liter ist.
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- Frage: (SB-44)
Berechne / Ergänze die Werte in folgender Tabelle.
c(H3O+ mol/l) c(OH– mol/l) pH pOH 0.001 0.01 0.1 0.2 12 11 Lösung: Zur Erinnerung: Das Ionenprodukt gilt für jede Konzentration, für jeden pH resp. pOH.
Ionenprodukt: c(H3O+)·c(OH–) = 10-14 mol2/l2c(H3O+ mol/l) c(OH– mol/l) pH pOH 0.001 = 10-3 10-11 3 11 0.01 = 10-2 10-12 2 12 10-13 0.1 (10-1) 13 1 10-14/0.2 = 5·10-14 0.2 13.3 0.7 10-12 10-2= 0.01 12 2 10-3 = 0.001 10-11 3 11
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- Frage: (SB-45)
Ergänze die fehlenden Lücken in der Tabelle mit den Werten < 7, = 7, > 7, < 10-7, = 10-7 sowie > 10-7
Bezeichnung saure Lösung neutrale Lösung basische Lösung c(H3O+ mol/l) pH c(OH– mol/l) pOH Lösung: Bezeichnung saure Lösung neutrale Lösung basische Lösung c(H3O+ mol/l) > 10-7 = 10-7 < 10-7 pH < 7 = 7 > 7 c(OH– mol/l) < 10-7 = 10-7 > 10-7 pOH > 7 = 7 < 7
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- Frage: (SB-46)
Gegeben sei eine Lösung A mit pH = 7 sowie eine Lösung B mit pH = 8. Beurteile (richtig – falsch) folgende Aussagen:
- a) Die H3O+-Konzentration von A ist zehnmal so gross wie die der Lösung B
- b) Die H3O+-Konzentration von A ist gleich der OH– Konzentration von A
- c) Die H3O+-Konzentration von B ist zehnmal kleiner als die c(OH–) der Lösung B
Lösung: - a) korrekt
pH=7 → c(H3O+) = 10-7 mol/l;
pH = 8 , c(H3O+) = 10-8 mol/l - b) korrekt
Spezialfalls bei pH=7, c(H3O+) = c(OH–) - c) falsch.
pH=8 → c(H3O+) = 10-8 mol/l;
pOH = 14-pH = 6 → c(OH–) = 10-6 mol/l
also ist c(H3O+) 100· mal kleiner als c(OH–)
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- Frage: (SB-47)
Berechne die pH-Werte folgender Lösungen, das Lösungsmittel sei immer reines Wasser:
- 1 g Salzsäure (HCl) gelöst in einem Liter Wasser
- 1 kg Salzsäure (HCl) gelöst in einem Kubikmeter Wasser
- 1 g NaOH, gelöst in einem 2 Liter Wasser
- 81 mg HBr in 0.1 Liter Wasser
- 1 Gramm Schwefelsäure in 1 m3 Wasser. Annahme: komplette Deprotonierung der Schwefelsäure.
Lösung: Hinweis 1: HCl ist eine starke Säure (pKs < 0), d.h. es zerfällt in Wasser komplett zu H3O+ und Cl–.
Hinweis 2: pH = -log(c(H3O+)) = -log(n/V)
Hinweis 3: pH + pOH = 14
Hinweis 4: HBr ist ebenfalls eine starke Säure- a) pH = -log(1/36.5/1) = 1.56
- b) pH = -log(1000/36.5/1000) = 1.56
- c) pOH = -log(1/40/2) = 1.90, pH = 14 – pOH = 12.1
- d) pH = -log(0.081/81/0.1) = 2
- e) Schwefelsäure, H2SO4 gibt zwei H+ ab!
pH = -log(2·1/98/1000) = 4.69
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- Frage: (SB-48)
Berechne die Masse an H3O+ sowie OH– in …
- a) … einem Liter Wasser. pH = 6
- b) … im Bodensee. Der pH sei 7
Lösung: Mit pH = -log(c(H3O+)) folgt: c(H3O+) = 10-pH
Ebenso- Mit pH = -log(c(H3O+)) folgt:
c(H3O+) = 10-pH resp. c(OH–) = 10-pOH
Ebenso gilt c=n/V=m/M/V und somit:
m = c·V·M - a) m(H3O+) = c·V·M=10-6 mol/l · 1.0 l · 19 g/mol = 1.9·10-5 Gramm
m(OH–) = 10-8 mol/l · 1.0 l · 17 g/mol = 1.7·10-7 Gramm - b) Volumen Bodensee, grobe Schätzung: l= 50 km, b= 2km, h=300m
V= 30km3=30·(1000m·1000m·1000m)=109 m3 = 1012 liter
m(H3O+) = c·V·M=10-7 mol/l · 1012 l · 0.019 kg/mol = 1900 kg
m(OH–) = 10-7 mol/l · 1012 l · 0.017 kg/mol = 1700 kg
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- Frage: (SB-49)
Berechne die pH-Werte folgender Lösungen, das Lösungsmittel sei immer reines Wasser:
- Eine 0.03 molare HCl-Lösung wird hundertfach verdünnt.
Berechne den pH vor und nach der Verdünnung - 20 ml 0.05 M HCl wird mit 100 ml destilliertem Wasser verdünnt.
Berechne den pH vor und nach der Verdünnung - Zu 50 ml einer 0.2 molaren NaOH-Lösung wird 100 ml destilliertes Wasser gegeben.
Berechne den pH vor und nach der Verdünnung
Lösung: - Start-pH: pH=-log(0.03) = 1.5
Eine hunderfache Verdünnung heisst, dass auf ein Teil Lösung 99 Teile Wasser kommen
z.B. 1 ml der 0.03 M Lösung plus 99 ml Wasser
· 1000 ml ≙ 0.03 mol H+
· 1 ml → 0.00003 mol H+
· pH=-log(0.00003/0.001)=1.52
· Beachte, dass 99 ml Wasser zugegeben werden
· pH=-log(0.00003/(0.001+0.099)) = 3.52
Beachte, dass sich der Anstieg um zwei Zehnerpotenzen hinsichtlich der
H+ Konzentration ändert, ob um 2 Einheiten beim pH-Wert - Start-pH: pH=-log(0.05) = 1.3
· 20 ml 0.05 M HCl heissen:
· 1000 ml ≙ 0.05 mol H+
· 20 ml → 0.001 mol H+
· Beachte, dass 100 ml Wasser zugegeben werden
· neuer pH: pH=log(n/V)=-log(0.001/(0.02+0.1))= 2.079 - Start-pH: pOH=-log(0.2)=0.7, pH=14-0.7= 13.3
· 1000 ml ≙ 0.2 mol OH–
· 50 ml → 0.01 mol OH–
· Beachte, dass 100 ml Wasser zugegeben werden
· pOH=-log(0.01/(0.05+0.1))=1.18
· pH=14-1.18=12.82
- Eine 0.03 molare HCl-Lösung wird hundertfach verdünnt.
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- Frage: (SB-60)
Formuliere die Neutralisationsreaktionen in Ionenschreibweise und bilde die entsprechenden Salze, analog zur Aufgabe a).
{a) Natriumhydroxid + Salzsäure }Na^+ + OH^- + H3O^+ + Cl^- -> NaCl{(aq)} + 2H2O{b) Natriumhydroxid + Salpetersäure }{c) Natriumhydroxid + Kohlensäure }{d) Kaliumhydroxid + Schwefelsäure }{e) Kaliumhydroxid + Phosphorsäure } Lösung: {a) Natriumhydroxid + Salzsäure }Na^+ + OH^- + H3O^+ + Cl^- -> NaCl{(aq)} + 2H2O{b) Natriumhydroxid + Salpetersäure }Na^+ + OH^- + H3O^+ + NO3^- -> NaNO3{(aq)} + 2H2O{c) Natriumhydroxid + Kohlensäure }2Na^+ + 2OH^- + 2H3O^+ + 2CO3^2- -> Na2CO3{(aq)} + 4H2O{d) Kaliumhydroxid + Schwefelsäure }2K^+ + 2OH^- + 2H3O^+ + SO4^2- -> K2SO4{(aq)} + 4H2O{e) Kaliumhydroxid + Phosphorsäure }3K^+ + 3OH^- + 3H3O^+ + PO4^3- -> K3PO4{(aq)} + 4H2O
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- Frage: (SB-61)
Berechne den pH-Wert folgender Mischungen.
- Zu 80 ml einer 0.05 M Salzsäurelösung werden 100 ml einer 0.01 M Natronlaugenlösung gegeben.
- Zu 60 ml einer 0.015 KOH-Lösung werden 30 ml 0.2 M Salzsäurelösung gegeben.
- 10 ml 0.2 M Salzsäurelösung werden zuerst zehnfach verdünnt und dann mit
1.0 g Ca(OH)2 versetzt.
Lösung: - 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 - · 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 - · 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
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- Frage: (SB-62)
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.- Berechne den neuen pH-Wert der Lösung A sowie B
- 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)
Lösung: Ausgehend vom pH-Wert kann nun für die starke Säure HCl sowie für die schwache Säure Essigsäure die Konzentration berechnet werden:
- 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 - Schwache Säure: Essigsäure
pH = 1/2(pKs-log(HA)), c(HA) = …
n = c·V = - Nun wird zu jeder Lösung 1 Liter reines Wasser zugegeben, mit c=n/V ergibt sich somit folgendes
- HCl: pH = -log(c(H3O+)) = -log(n/V)
pH = log
… noch nicht fertig ! ….
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- Frage: (SB-70)
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.
Lösung: 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
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