Anzeige


Einzelnen Beitrag anzeigen
Alt 29.07.2002, 16:40   #7   Druckbare Version zeigen
ehemaliges Mitglied  
nicht mehr Mitglied
Beiträge: n/a
Habe die Frage bereits in einem anderen Forum gestellt und folgende Antwort erhalten...

Ansatz mit pK=1,92 und c0=0,5 mol/L für HSO4(-) <---> H(+) + SO4(2-)

ergibt im Gleichgewicht: K = [HSO4(-)]/([SO4(2-)]*[H(+)]) = (c0-x)/x^2 ===> x = 0.497 mol/L = [SO4(2-)] = [H(+)]

und [HSO4(2-)] = 0,5 - 0,497 = 0,003 mol/L

Bei Zusatz von 0,75 mol/L H(+) und Vernachlässigung der Verdünnung u. jeglicher Reaktion (so Deine
Angaben !) erhöht sich nur die H(+)-Konzentration, also:

K = (c0-x)/(x*(x+0.75)) ==> x = 0.492 mol/L = [SO4(2-)] , demnach [H(+)] = 0.75 + 0.492 = 1,242 mol/L

und [HSO4(2-)] = c0-x = 0,5 - 0.492 = 0,008 mol/L

MfG Bernd




Vielleicht könnt ihr mal was dazu sagen...für mich ergibt es keinen sinn...folgende Fragen tun sich auf:

Wieso kann man in dieser Formel: K = [HSO4(-)]/([SO4(2-)]*[H(+)]) K gleich der 2. dissoziationskonstanten (Ks2) von Schwefelsäure setzen ?

So wie die formel dort steht handelt es sich ja nicht um eine dissoziation sondern um die umkehrung dessen. warum nimmt man dort also nicht K=1/Ks2

und woher kommen die 0.497 mol/l H+ Ionen ? Zu Beginn habe ich doch nur 0,5 mol/l SO42- Ionen...aber keine H+ Ionen. Die 0,5 mol/l So42- sollte übrigens bereits die konzentration im gleichgewicht sein. Das heisst es wurde Na2SO4 in H2O gegeben und es stellt sich ein gleichgewicht ein bei dem die konzentration der So42- Ionen 0,5 mol/l beträgt.
  Mit Zitat antworten
 


Anzeige