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Alt 28.03.2001, 20:06   #2   Druckbare Version zeigen
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Hallo,

nachlesen kann man viel, doch ich will mich mal selbst bemühen.
Der pKs ist ein spezifischer Wert von jeder schwachen Säure für die Reaktion mit H2O. Je niedriger der pKs, desto stärker die Säure, desto mehr Protonen werden freiwillig abgegeben.
Die allgemeine Gleichgewichtsgleichung lautet:
HA(nion) + H2O <> A- + H3O+

Da nicht alle Säuremoleküle ihre H+ abgeben („schwache“ Säure) gibt es ein Gleichgewicht.
Ein bestimmter Faktor K gibt das Verhältnis der Konzentrationen der Produkte zu denen der Edukte an:
K= ( c(A-) * c(H3O+) ) / ( c(HA) * c(H2O) )

Nun ändert sich bei schwachen Säuren in wässriger Lösung die Konzentration von Wasser nur minnimal, das Produkt K * c(H2O) wird zum Faktor Ks zusammengefasst:

Ks= ( c(A-) * c(H3O+) ) / c(HA)

Ks hat die Einheit mol/l.
Will man nun den pKs (übersichtlicher), nimmt man den negativen dekadischen Logarithmus vom Ks, es besteht also der Zusammenhang
( pKs= (-1) * lg(Ks) und Ks= 10 hoch ( (-1) * pKs) )

Beispiel:
Essigsäure, CH3COOH, pKs= 4,76 mol/l, Ks= 0,000017 mol/l

Genauso rechnet man zwischen pH und Konzentration von Hydroxonium-Ionen, also c(H3O+), um.
Aus der Formel für schwache Säuren oben könnte man nun zum Beispiel die Konzentration von H3O+ und damit den pH-Wert errechnen, wenn man denn die anderen Größen gegeben hat.

Das ganze in offizieller Version und die Spezialfälle sowie sonst alles zu allgemeiner Chemie bei:
<a href="http://ac16.uni-paderborn.de/lehrveranstaltungen/_aac/vorles/skript/kap_10/kap10_3/index.html" target="_top"> http://ac16.uni-paderborn.de/lehrveranstaltungen/_aac/vorles/skript/kap_10/kap10_3/index.html </a>


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