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Tina900
Anmeldungsdatum: 14.10.2011
Beiträge: 127
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 Verfasst am: 01. Feb 2012 20:33 Titel: PH-wert wässrige lösung DRINGEND!! |
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Hallo,
ich schreibe bald Klausur und komm bei einem Thema nicht weiter .. man soll erstmal definieren , den pH- wert in einer wässrigen Lsg. und dann berechnen
a) 0,05 M H2So4
das Problem ist, es steht überall was anderes und ich weiss nicht, was nun richtig ist
Einmal soll mans so machen:
0,05 * 2 und dann davon den neg. dek. Lg weil 2 H's abgegeben werden können und wo anders steht dann wieder 0,05* 0,5.. was ist denn nun richtig ?
und wenn ich ne wässrige lsg. habe was muss ich da noch beachten, oder ist das egal und wenn ja, wie mach ichs dann wenn ich die pure Säure ohne wasser habe ?? 
bitte helft mir |
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magician4
Administrator
Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11732
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| Verfasst am: 01. Feb 2012 22:26 Titel: |
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| Zitat: | | 0,05 * 2 und dann davon den neg. dek. Lg |
das ist auf anfaengerniveau das korrekte + geforderte vorgehen
| Zitat: | | und wenn ich ne wässrige lsg. habe was muss ich da noch beachten |
auf anfaengerniveau : nix
| Zitat: | | wie mach ichs dann wenn ich die pure Säure ohne wasser habe |
gar nicht: auf anfaengerniveau ist der pH ausschliesslich in waessrigen loesungen definiert (mithin: das problem "reinsubstanz", also unverduennt, tritt gar nicht auf)
gruss
ingo
p.s.: ... und wenn du mal irgendwann ueber das anfaengerniveau hinaus bist, wirst du lernen dass schwefelsaeure doch nicht "einfach mal 2" genomen werden kann, dass du sehrwohl da noch weiter soi dit und dat beachten solltest, z.b. auch mal gucken musst wie verduennt du bist um da nicht hausnummern zu produizieren , und dass pH's auch irgendwie in anderen loesungsmitteln definiert sein koennen, dortselbst aber dann deine saeuren ploetzklich nen komplett anderen pKs haben und so..
aber wie gesagt, am anfang alles viiiiiiiiel zu tief in die materie eingestiegen
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ein monat im labor erspart einem doch glatt ne viertel stunde in der bibliothek! |
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SaPass
Anmeldungsdatum: 18.11.2009
Beiträge: 1737
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| Verfasst am: 01. Feb 2012 22:38 Titel: |
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| magician4 hat Folgendes geschrieben: | | p.s.: ... und wenn du mal irgendwann ueber das anfaengerniveau hinaus bist, wirst du lernen dass schwefelsaeure doch nicht "einfach mal 2" genomen werden kann, dass du sehrwohl da noch weiter soi dit und dat beachten solltest, z.b. auch mal gucken musst wie verduennt du bist um da nicht hausnummern zu produizieren , und dass pH's auch irgendwie in anderen loesungsmitteln definiert sein koennen, dortselbst aber dann deine saeuren ploetzklich nen komplett anderen pKs haben und so.. |
Zum Anfängerniveau: Bis zum 5. Fachsemester Chemiestudium wurde uns da auch noch so gut wie nix drüber erzählt in einer Vorlesung, was über das von Ingo genannte Anfängerniveau hinaus geht. Also keine Sorge. |
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magician4
Administrator
Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11732
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| Verfasst am: 02. Feb 2012 01:21 Titel: |
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| Zitat: | | Bis zum 5. Fachsemester Chemiestudium wurde uns da auch noch so gut wie nix drüber erzählt in einer Vorlesung (..) |
moechtest du damit andeuten, dass man dir bis zum 5. semester weissmachen wollte
- dass der pH einer 10-8 molaren waessrigen schwefelsaeure ganz unbefangen mit pH = 7.7 zu berechnen sei?
- dass du einer 0.05 molaren schwefelsaeure den pH von 1 zuzuweisen hast ?
- dass HCl in methanol nicht "sauer" ist, und dass man dem geschehen dortselbst nicht ebenfalls einen pKs-wert zuordnen kann?
* stirnrunzel
uni ist auch nicht mehr das was sie mal war...
gruss
ingo
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SaPass
Anmeldungsdatum: 18.11.2009
Beiträge: 1737
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| Verfasst am: 02. Feb 2012 07:27 Titel: |
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| magician4 hat Folgendes geschrieben: | | - dass der pH einer 10-8 molaren waessrigen schwefelsaeure ganz unbefangen mit pH = 7.7 zu berechnen sei? |
Dazu gabs tatsächlich mal bei AC1 eine Aufgabe.
| Zitat: | | dass du einer 0.05 molaren schwefelsaeure den pH von 1 zuzuweisen hast ? |
Grundsätzlich würde ich es heute noch so Rechnen, denn was besseres wurde uns da noch nicht beigebracht. Und die Aktivität hat wohl auch noch niemanden wirklich interessier.
| Zitat: | | dass HCl in methanol nicht "sauer" ist, und dass man dem geschehen dortselbst nicht ebenfalls einen pKs-wert zuordnen kann? |
Das ist mir alles logisch, aber explizit erzählt hat das noch niemand.
Viele Sachen sind Dinge, die liest man einfach nebenbei. Aber vor allem Richtung AC siehts aktuell hier schlecht aus, habe ich so das Gefühl. |
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magician4
Administrator
Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11732
Wohnort: Hamburg
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| Verfasst am: 02. Feb 2012 16:49 Titel: |
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| Zitat: | | Dazu gabs tatsächlich mal bei AC1 eine Aufgabe. |
aber doch hoffentlich nicht mit pH = 7.7 als erwarteter musterloesung ?
( sag mir bitte das es sooooooooo schlimm nicht gewesen ist, und dass man euch stattdessen loeblicherweise das rechnen mit ionenbilanzen an diesem beispiel beigebracht hat * flehentlich guckt )
| Zitat: | | Grundsätzlich würde ich es heute noch so Rechnen, denn was besseres wurde uns da noch nicht beigebracht. Und die Aktivität hat wohl auch noch niemanden wirklich interessier. |
das ist weniger eine frage der unterscheidung aktivitaet / konzentration auf die ich hier abhob, an der baustelle war ich noch gar nicht: dieser unterschied zerrt hier grad auch noch nicht wirklich die wurst vom teller
aber: du kannst ja grad mal schnell den protolysegrad vom 0.05 molarer HSO4- ausrechen, die gegen eine "vorbelastung" von 0.05 mol /l H+ andissoziieren muss, welche aus ihrer eigenen (als vollstaendig dissoziiert anzunehmenden) stammsaeure kommt : hupsi ! 
| Zitat: |
Viele Sachen sind Dinge, die liest man einfach nebenbei. |
naja gut, ist ja auch uni, und keine schule mehr
good luck weiterhin
ingo
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SaPass
Anmeldungsdatum: 18.11.2009
Beiträge: 1737
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| Verfasst am: 02. Feb 2012 20:22 Titel: |
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| Zitat: | aber doch hoffentlich nicht mit pH = 7.7 als erwarteter musterloesung ?
( sag mir bitte das es sooooooooo schlimm nicht gewesen ist, und dass man euch stattdessen loeblicherweise das rechnen mit ionenbilanzen an diesem beispiel beigebracht hat * flehentlich guckt ) |
Da habe ich tatsächlich das Rechnen mit der Ionenbilanz gelernt und bis heute nicht vergessen. War ja auch nochmal für die ICHO Aufgaben interessant 
| Zitat: | | aber: du kannst ja grad mal schnell den protolysegrad vom 0.05 molarer HSO4- ausrechen, die gegen eine "vorbelastung" von 0.05 mol /l H+ andissoziieren muss, welche aus ihrer eigenen (als vollstaendig dissoziiert anzunehmenden) stammsaeure kommt : hupsi ! |
Da weiß ich ehrlich gesagt nicht auf Anhieb, wie es funktioniert. Aber ich glaube, irgendwo auf chemieonline gibts da nen super Thread dazu
Da ich den Link leider nicht finde, würde ich mich sehr darüber freuen. |
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Tina900
Anmeldungsdatum: 14.10.2011
Beiträge: 127
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| Verfasst am: 02. Feb 2012 20:46 Titel: |
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Heii danke für eure Antworten..
ja klar bin ich erst am Anfang  hab aber sooo viel zu lernen für diese Klausur, dass ich nicht alles genau auseinander nehmen will und kann jetzt
Also ist der pH- Wert dann 1 ??
Was ist dann, wenn ich 0,1 M H2S habe könnt ich das ja dann genauso machen??,,
Aber nun habe ich noch pKs1 = 7,0 und PKs2= 12,9 gegeben.. Die Formel, wie man diesen PKs - Wert berechnet weiss ich ja und wie komme ich dann auf den pH-Wert?? |
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SaPass
Anmeldungsdatum: 18.11.2009
Beiträge: 1737
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| Verfasst am: 02. Feb 2012 20:48 Titel: |
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| Tina900 hat Folgendes geschrieben: | | Also ist der pH- Wert dann 1 ?? |
Von der 0,05M H2SO4? Ja.
| Zitat: | Was ist dann, wenn ich 0,1 M H2S habe könnt ich das ja dann genauso machen??,,
Aber nun habe ich noch pKs1 = 7,0 und PKs2= 12,9 gegeben.. Die Formel, wie man diesen PKs - Wert berechnet weiss ich ja und wie komme ich dann auf den pH-Wert?? |
Da berechnest du den pH-Wert der ersten Protolysestufe und lässt die 2. Protolysestufe unter den Tisch fallen. Mit pKS2 ist das Hydrogensulfid eine solch schwache Säure, das kannst du getrost vernachlässigen.
pH = 0,5 * (7,0 -lg c0) = 4 |
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Tina900
Anmeldungsdatum: 14.10.2011
Beiträge: 127
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| Verfasst am: 02. Feb 2012 20:52 Titel: |
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Also ist pKs1 der Wert von den H3O+ ?? und wieso kann ich das vernachlässigen ?? wieso schreiben die das dann hin ?? wie wäre es, wenn ichs nicht vernachlässigen würde?? |
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SaPass
Anmeldungsdatum: 18.11.2009
Beiträge: 1737
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| Verfasst am: 02. Feb 2012 20:54 Titel: |
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| Tina900 hat Folgendes geschrieben: | | Also ist pKs1 der Wert von den H3O+ ?? und wieso kann ich das vernachlässigen ?? wieso schreiben die das dann hin ?? wie wäre es, wenn ichs nicht vernachlässigen würde?? |
Dann müsstest du die gleiche bescheidene Rechnung wie bei der Schwefelsäure machen. Wieso der da steht? Um dich zu verwirren.
KS1: H2S --> H+ + HS- |
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Tina900
Anmeldungsdatum: 14.10.2011
Beiträge: 127
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| Verfasst am: 02. Feb 2012 21:03 Titel: |
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ok also wenn ich den pks wert habe rechne ich dann 0,1* (7-lg von was)??
wie komm ich darauf ? die konzentration mal den Pks minus nen lg |
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magician4
Administrator
Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11732
Wohnort: Hamburg
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| Verfasst am: 02. Feb 2012 21:26 Titel: |
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| Zitat: | Da weiß ich ehrlich gesagt nicht auf Anhieb, wie es funktioniert. Aber ich glaube, irgendwo auf chemieonline gibts da nen super Thread dazu Augenzwinkern
Da ich den Link leider nicht finde, würde ich mich sehr darüber freuen. |
den link hab ich auch grad nicht zur hand, aber du setzt wie folgt an:
die urspruengliche schwefelsaeure (pKS1 = - 3.0) sei hinreichend vollstaendig einmal deprotoniert:
c0 ( H2SO4) --> c0(HSO4 -) + [H(KS1)+]
und formulierst sodann fuer die 2. dissoziationsstufe das MWG:
wegen [HSO4-] = c0(HSO4-) - [SO42- ] ; [H+] = [H(KS1)+ + H(KS2)+ ] ; [SO42- ] = [H(KS2)+ ] sowie [H(KS1)+] = c0(HSO4-) = c0 ( H2SO4) wird daraus jedoch:
wenn du die sich ergebende quadratische gleichung in [H(KS2)+ ] sodann loest, so findest du fuer die durch die zweite stufe unter diesen bedingungen noch generierbaren zusaetzlichen protonen
woraus sich ganz zwanglos ergibt, dass selbst bei der doch schon "verduennt" zu nennenden situation von 0.05 mol/l schwefelsaure die zweite stufe eben erst zu ~ 25% dissoziiert ist
--> selbst in verduennter schwefelsaeure betraegt [H+] oft nicht 2*c0 sondern signifikant weniger (hier: ~1,26*c0 )
...was dann unterm strich zu pH = 1,2 fuer ne 0,05 molare schwefelsaeure, und nicht zu pH = 1.0 fuehrt
--> der pH von schwefelsaeure-verduennungen wird auf schulniveau signifikant falsch berechnet
gruss
ingo
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magician4
Administrator
Anmeldungsdatum: 05.10.2009
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| Verfasst am: 02. Feb 2012 21:58 Titel: |
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| Tina900 hat Folgendes geschrieben: | | Also ist pKs1 der Wert von den H3O+ ?? |
der pKs1 ist bei mehrprotonigen, bereits in der 1. stufe jedoch schwachen saeuren derjenige, den du benutzen musst um die [H+] zu berechnen, ja
| Tina900 hat Folgendes geschrieben: | | und wieso kann ich das vernachlässigen ?? |
z.b. weil 1 + 0.000001 immernoch ~ 1 ergibt, und wenn du von den beiden sachen den logarithmus machst, wirds noch aehnlicher
| Tina900 hat Folgendes geschrieben: | | wieso schreiben die das dann hin ?? |
eben damit du das entscheiden kannst ob du den vernachlaessigen willst oder aber auch nicht: irgendworan musst du deine entscheidung ja schliesslich festmachen
...aber dafuer brauchst du dann eben beide werte im vergleich
| Tina900 hat Folgendes geschrieben: | | wie wäre es, wenn ichs nicht vernachlässigen würde?? |
das ergebnis waere nicht irgendwie (also, sagen wir mal bis zur 5. nachkommastelle im pH) auch nur merklich ein anderes, die berechnung waere allerdings saumassig viel komplizierter
| Tina900 hat Folgendes geschrieben: | ok also wenn ich den pks wert habe rechne ich dann 0,1* (7-lg von was)??
wie komm ich darauf ? die konzentration mal den Pks minus nen lg |
zur rechnung:
formel: pH = 0.5 *(pKs - log c0 )
(herleitung ist klar?)
in zahlen: pH = 0.5* (7 - log(0.1) ) = 0.5 * ( 7 -(-1) ) = 4
gruss
ingo
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SaPass
Anmeldungsdatum: 18.11.2009
Beiträge: 1737
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| Verfasst am: 02. Feb 2012 22:19 Titel: |
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Also doch so einfach. Danke |
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magician4
Administrator
Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11732
Wohnort: Hamburg
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| Verfasst am: 02. Feb 2012 22:39 Titel: |
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jo, unter bruedern ist das halbe hoehe (darum sagte ich ja auch: du kannst ja mal schnell spasseshalber..)
aber nen angehenden medizynilker oder nen leeerkoerper in spe treibt man mit sowas vermutlich bereits in den wahnsinn
gruss
ingo
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Junge!
Anmeldungsdatum: 27.08.2009
Beiträge: 395
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 20:49 Titel: |
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Wir haben das alles in Chemie wässriger Lösungen I gelern/sind im Begriff es zu lernen.
Ich muss auch sagen, mein Lehrer war sehr Stöchiometrie begeistert (nur Zahlen abhaken in der Klausur ), von daher war mir das auch vor der Uni ein Begriff.
Aber man braucht es auf Schulniveau auch einfach nicht. Wichtiger ist es da denke ich den Überblick zu behalten was man wieso wie rechnet und vor allem mit welchen Vereinfachungen oder Vorraussetzungen. Dann kommt man schnell dahinter was es mit der 10^-8 molaren HCl auf sich hat
Grüße
Nils, der Mittwoch AC 1 schreibt
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Wollt ihr wissen, was Coffein mit euch anstellt ?
http://www.youtube.com/watch?v=lspaeGPVZbI |
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Junge!
Anmeldungsdatum: 27.08.2009
Beiträge: 395
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 20:50 Titel: |
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.... Rechtschreibung war in meiner Schulzeit übrigens auch sehr gefragt. 
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magician4
Administrator
Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11732
Wohnort: Hamburg
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 21:04 Titel: |
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| Junge! hat Folgendes geschrieben: |
Nils, der Mittwoch AC 1 schreibt |
dann , lieber Nils, nur damit du ueberpruefen kannst ob du die dinge wirklich alle so drauf hast, wuerde ich gerne mal den pH einer 10-5 molaren waessrigen Na-acetatloesung von dir berechnet sehen...
... denn wenn du das packst hast du wirklich was verstanden, und kannst dich beruhigt in die pruefung setzen
gruss
ingo
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Junge!
Anmeldungsdatum: 27.08.2009
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Tina900
Anmeldungsdatum: 14.10.2011
Beiträge: 127
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 21:22 Titel: |
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Ok also n bissl versteh ichs ja.. können wir das mal an meinem Bsp. machen ??
Also:
H2S + H2O --> HS + H3O+
HS + H2O --> S + H3O+
So dann weiß ich :
Ks = [HS]*[H3O+] : [H2S]
dann stell ich um:
[H3O+] = Ks*[H2S] : [HS]
Oder ?? und Ks und die Konzentration von H2S habe ich ja und die Konzentration von Hs aber nicht -.-
wenn ich dann H3O+ hätte könnt ich doch einfach mit dem neg. lg den pH- Wert berechnen oder ? |
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magician4
Administrator
Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11732
Wohnort: Hamburg
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 21:38 Titel: |
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| Junge! hat Folgendes geschrieben: | | exakt oder genähert ? |
genaehert, ja...wenn du explizit machst an welcher stelle und warum
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Tina900
Anmeldungsdatum: 14.10.2011
Beiträge: 127
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 21:40 Titel: |
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ja wenn du so fragst dann genähert, wüsste aber nicht wie sonst -.- .. und wie komme ich nun dann auf die konzentration von HS ??? |
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Junge!
Anmeldungsdatum: 27.08.2009
Beiträge: 395
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 22:24 Titel: |
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 + K_{b} \times c^{2}(OH^{-}) + (-K_{w} - K_{b} \times c_{0} ) \times c(OH^{-})- K_{w} \times K_{b}
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<br />
<br />
)
Lösen und dann natürlich 14 + log c(OH).
Nach 22:00 sind Vorzeichenfehler nicht mehr ausgeschlossen
.... Werte sind zu kleinen für meinen Taschenrechner
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Zuletzt bearbeitet von Junge! am 03. Feb 2012 22:33, insgesamt einmal bearbeitet |
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Tina900
Anmeldungsdatum: 14.10.2011
Beiträge: 127
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 22:31 Titel: |
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oh man geht das nicht einfacher ? gibts da nicht einfach 2- 3 schritte, wie ich schnell die komplette aufgabe lösen kann, weil in der klausur hab ich ja auch nicht 10 stunden zeit |
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Junge!
Anmeldungsdatum: 27.08.2009
Beiträge: 395
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magician4
Administrator
Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11732
Wohnort: Hamburg
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 23:05 Titel: |
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| Tina900 hat Folgendes geschrieben: | Ok also n bissl versteh ichs ja.. können wir das mal an meinem Bsp. machen ??
Also:
H2S + H2O --> HS- + H3O+
HS- + H2O --> S2- + H3O+ |
(ich hab mal ein wenig mit rot reinkorrigiert)
| Zitat: |
So dann weiß ich :
Ks = [HS-]*[H3O+] : [H2S]
dann stell ich um:
[H3O+] = Ks*[H2S] : [HS-] |
na, das ist doch schonmal was: du hast das MWG der reaktion "1.dissoziationsstufe des schwefelwasserstoffs" zutreffend formuliert
| Tina900 hat Folgendes geschrieben: | | und Ks und die Konzentration von H2S habe ich ja und die Konzentration von Hs aber nicht -.- |
genau hier beginnt ein kleines minenfeld, in dem so manche auf der strecke bleiben
was du hast ist die konstante, ja.
was du hingegen nicht hast, ist die konzentration c des schwefelwasserstoffs im gleichgewicht.
was du hingegen gegeben hast, ist die "formale" konzentration c0 des schwefelwasserstoffs vor dissoziation quasi, also die rechnerische konzentration der gedanklich-undissoziierten saeure
... und das ist mitnichten automatisch das gleiche
ein beispiel moege dies verdeutlichen: du hast gegeben eine waessrige HCl der konzentration c0 = 0.01 mol/l
wie hoch ist die gleichgewichtskonzentration c an HCl in der loesung?
die ist nahezu null!
grund: die HCl dissoziiert in wasser unter diesen bedingungen praktisch vollstaendig, sodass alle HCl zu Cl-(aq.) und H+(aq.) zerfallen ist
--> von der ausgangs-konzentration c0 an HCl von 0.01 mol/l ist im gleichgewicht (und diese konzentration allein ist im MWG massgeblich!) so gut wie nix mehr uebrig, da die HCl unter diesen bedingungen zu 99,999... % wie oben beschrieben zerfallen ist.
soderle, diesen umstand kann man sich aber zunutze machen, indem man argumentiert: 99.999...% ist so nahe an 100%, dass man den unterschied vernachlaessigen kann, und dann wird die c0 der saeure eben komplett in c (H+(aq.)) ueberfuehrt, weshalb man bei starken saeuren eben aus dem c0 der saeure sofort die c der H+ bekommt (sowie, natuerlich, ebenfall die c des saeureanions), weshalb sodann easy folgt:
)
das also macht man bei starken saeuren
das extreme gegenteil sind schwache saeuren: die diossoziieren nur derart wenig, dass 99,999...% der saeeure praktisch unzersetzt noch rumspaddeln. damit wird dort aber c ~ = c0 , zumindest hinreichend genau.
aber auch das kann man sich zunutze machen, denn man kennt jetzt c im MWG.
eine weitere ueberlegung ist nuetzlich: es entstehen immer anionen und H+ 1:1 (weil deren entstehung aus undissoziierter saeure ja zwangslaeufig gekoppelt ist)
und wenn man darauf dann das MWG fuer schwache saeuren aufbaut, so steht da:
} = \frac {[H^+] \cdot [H^+]}{c_0(saeure)} = \frac {[H^+]^2 }{c_0(saeure)})
 \rightarrow [H^+] = \sqrt {K_S \cdot c_0(saeure) })
bzw. logarithmiert und mit -1 durchmultipliziert
 \ ))
dies ist die bekannte vereinfachte naeherungsformel fuer die berechnung des pH einer  saeure
fuer eine mittelstarke saeure - also weder hinreichend vollstaendig dissoziiert, noch lediglich nur vernachlaessigbar dissoziiert - und auch ganz allgemein fuer alle faelle (wird halt nur selten benuzt weil etwas rechenaufwendiger) ist hingegen folgende ausgangsueberlegung zielfuehrend: die ausgangskonzentration c0 der saeure wird um denjenigen anteil geschmaelert, welcher in form von dissoziirter saeure rumspaddelt. ich kann daher formulieren: c(saure) = c0(saeure) - c(anion) = c0(saeure) - c(H+) . dies fuehrt mich zu folgendem ansatz:
 \ - \ [anion]} = \frac {[H^+] \cdot [H^+]}{c_0(saeure) \ - \ [H^+]} = \frac {[H^+]^2}{c_0(saeure) \ - \ [H^+]})
dies jedoch fuehrt dich zu einer quadratischen gleichung mit der loesung
^2 \ + \ K_s \cdot \ c_0(saeure) } )
aus der du wiederum den pH durch bildung des negativen dekadischen logarithmus easy ermitteln kannst.
... und das einzige problem was sich dir jetzt noch stellt*) ist, ob du es mit einer starken, einer schwachen oder einer mittelstarken saeure zu tun hast: das erkennst du am KS (bzw pKS) - wert
| Tina900 hat Folgendes geschrieben: | | wenn ich dann H3O+ hätte könnt ich doch einfach mit dem neg. lg den pH- Wert berechnen oder ? |
genauso isset
und da du jetzt (a) weisst dass du es mit einer schwachen saeure zu tun hast, (b) ich dir oben den zusammenhang zur formel hergeleitet hab, und du (c) weisst wie die H+ sich schlussendlich in pH umrechen, solltest du dein schwefelwasserstoff-beispiel jetzt eigentlich wuppen, oder?
gruss
ingo
*)
das ist ein wenig euphorisch formuliert, denn in der tat muesstest du noch diese oder jene feinheit pruefen, da sich die eigenschaften konzentrationsabhaengig aendern: z.b. ist eine eigentlich schwache saeure bei hoher verduennung dann aber doch wieder praktisch vollstaendig dissoziiert, und bei sehr hohen verduennungen muss das ionenprodukt des wassers mitberuecksichtigt werden...
...aber das sind alles feinheiten, die dich am anfang noch gar nicht aus der ruhe bringen sollen, das kommt wenn ueberhaupt erst viiiiiiiiiiel spaeter
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magician4
Administrator
Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11732
Wohnort: Hamburg
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 23:13 Titel: |
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| Junge! hat Folgendes geschrieben: |
Lösen und dann natürlich 14 + log c(OH).
Nach 22:00 sind Vorzeichenfehler nicht mehr ausgeschlossen
.... Werte sind zu kleinen für meinen Taschenrechner |
tja.... und wenn du, wie ich, das loesen kubischer gleichungen zu fuss zutiefst verabscheust, oder dich - wie in deinem fall - dein TR treulos im stich laesst...
... dann darfst wie hier geeignet naehern:
http://www.chemieonline.de/forum/showpost.php?p=2684907758&postcount=10
aber egal, du hast es prima hinbekommen bis dahin
--> du darfst beruhigt in die pruefung losziehen, ich hab da keine bedenken
gruss
ingo
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Junge!
Anmeldungsdatum: 27.08.2009
Beiträge: 395
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 23:19 Titel: |
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Das sind leider keine Klausur-Themen. CWL ist die Begleitvorlesung zu den Praktika. Aber ja du hattest Recht, AC I macht bei uns auch der Ober-ACler
Habe aber nahezu das gleiche raus wie du bei Chemieonline. Nur man muss leider höllisch aufpassen, weil die Approximation der Nullstellen bei den GTRs von der eingestellten Bildgröße abhängt (warum auch immer). Alles was so unter 10^-3 liegt, versetze ich also immer mit einem Fragezeichen.
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Tina900
Anmeldungsdatum: 14.10.2011
Beiträge: 127
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 23:31 Titel: |
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Heii ja danke , ja ich weiß, wenn der pKs größer als 1 ist, ist es ne schwache, wenn er zwischen eins und 10^-3 liegt, ist sie mittelstark, und bei kleiner als 10^-3, dann stark oder ??
also rechne ich 0,5*(7-lg0,1) = 4
und wenn ich den 2. pKs nicht missachten würde ?? muss man das eigentlich jemals beachten ??? |
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magician4
Administrator
Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11732
Wohnort: Hamburg
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 23:37 Titel: |
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| Tina900 hat Folgendes geschrieben: | | oh man geht das nicht einfacher ? gibts da nicht einfach 2- 3 schritte, wie ich schnell die komplette aufgabe lösen kann, weil in der klausur hab ich ja auch nicht 10 stunden zeit |
tina, hier haben sich inzwischen mehrere gespraechsfaeden parallel entwickelt, und das was Junge und ich da inzwischen diskutieren (diskutiert haben: ist fertig) bezieht sich nicht mehr auf dein problem im engeren sinne, sondern auf die feinheiten der pH berechnung in komplizierten faellen
und fuer dich : du brauchst nicht 2-3 schritte zur loesung, sondern nur einen.
du musst erkennen dass du es mit einer schwachen saeure zu tun hast, sodann deshalb die dafuer zustaendige formel
 )
benutzen, werte einsertzen, ausrechnen, fertig
ist ne sache von ner minute schlimmstenfalls, sofern du es nicht sogar noch im kopf hinbekommst und daher erst den TR bemuehen musst
im kopf gehts schneller
gruss
ingo
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Junge!
Anmeldungsdatum: 27.08.2009
Beiträge: 395
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 23:40 Titel: |
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Ganz so krass solltest du die Grenzen nicht ziehen, schau dir mal meine Link an, der ist von einer verlässlichen Seite.
Wie magician schon angedeutet hat sind die pks Werte schön und gut aber die Näherungen gehen immer von gewissen Grundbedingungen aus die im Wesentlichen von der Konzentration abhängen.
In der Schule wird bei mehrprotonigen Säuren häufig eine Substanz gewählt bei der die pks Werte einerseits weit auseinanderliegen, so dass es KAUM eine Rolle spielt, bei H2S ist da schon ein ordentlicher Batzen zwischen, und es wird auch eine Verdünnung gewählt bei der das auch hinhaut.
Andernfalls kommst du aber nicht um die exakte Lösung umhin, die meines Wissens nach bei mehr als 2 Protonen nur noch iterativ gelöst werden können oder durch "systematisches Raten".
ERGÄNZUNG:
Ingo hats ja schon gesagt: Formeln lernen, einsetzen, ausrechnen, Ende. Ich habe es trotz fiesester Chemie-Lehrer nie erlebt, dass jemand eine Aufgabe gestellt hat, und die exakte Lösung erwartet hat. Wenn mehrprotonige Säuren vorkommen dann wird meist so stark verdünnt, dass du alles als dissoziiert annehmen kannst, oder du bist bei der ersten Disso schon auf Null.
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Zuletzt bearbeitet von Junge! am 03. Feb 2012 23:44, insgesamt einmal bearbeitet |
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Tina900
Anmeldungsdatum: 14.10.2011
Beiträge: 127
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 23:41 Titel: |
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Ja Ok ich danke euch .. ist mein Ergebnis denn eigentlich richtig ?? mit 4 ??
plausibel klingt es schonmal |
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magician4
Administrator
Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11732
Wohnort: Hamburg
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 23:47 Titel: |
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| Tina900 hat Folgendes geschrieben: | ist mein Ergebnis denn eigentlich richtig ?? mit 4 ??
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ja natuerlich ist das richtig
und, wie gesagt, in sonnem gutmuetig gelagerten fall bei dem man den logarithmus sogar noch sofort sieht, ist das praktisch ne bestenfalls maessig anspruchsvolle kopfrechenaufgabe und somit ne sekundensache...
...wenn man eben weiss wo man ansetzen muss...
...was du nun aber, denke ich mal, ausfuehrlich genug vorgebetet bekommen hast, um da wirklich jede letzte klarheit restlos beseitigt zu haben
gruss
ingo
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Tina900
Anmeldungsdatum: 14.10.2011
Beiträge: 127
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| Verfasst am: 03. Feb 2012 23:52 Titel: |
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Ja ok .. naja iwr dürfn eh keinen Tachenrechner nehmen und PSE auch nicht und uns wurde schon gesagt, dass die Zahlen im Kopf zu rechnen sein werden.. aba eine Frage hätt ich noch : wie ist es mit Basen ?
wenn ich z.b. ne 0,1M KOH habe und würde den pH- Wert genauso rechnen, komm ich ja auch 1 oder so und ne Base hat doch niemals nen pH von 1 .. zieh ich dann 1 von 14 ab ?? |
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Junge!
Anmeldungsdatum: 27.08.2009
Beiträge: 395
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| Verfasst am: 04. Feb 2012 00:05 Titel: |
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Es gibt alle Näherungformeln auch für Basen. In diesem Fall ersetzt du nur pks durch pkb. Erhälst dann den pOH Wert.
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magician4
Administrator
Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11732
Wohnort: Hamburg
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| Verfasst am: 04. Feb 2012 00:11 Titel: |
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| Tina900 hat Folgendes geschrieben: | | (...)komm ich ja auch 1 oder so und ne Base hat doch niemals nen pH von 1 .. zieh ich dann 1 von 14 ab ?? |
es ist spaet, gelle?
mit dem ansatz fuer basen berechnest du dir natuerlich nicht zunaechst [H+] , sondern - weil: basen - dann [OH-]
und aus [OH-] machst du pOH durch bilden des negativen dekadischen logarithmus
und dann benutzt du schlussendlich den bekannten zusammenhang pH + pOH = 14
daher: ja, genauso wirds gemacht
gruss
ingo
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Tina900
Anmeldungsdatum: 14.10.2011
Beiträge: 127
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| Verfasst am: 04. Feb 2012 00:12 Titel: |
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ja ich berechne doch den pH wert mit -lg OH- und das funktioniert nicht.. und KOH ist doch eh ne starke Base... ich habe auch nur die konzentration gegeben und mehr nicht |
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Tina900
Anmeldungsdatum: 14.10.2011
Beiträge: 127
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| Verfasst am: 04. Feb 2012 00:13 Titel: |
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alles klar Danke und gut nacht |
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