Schwerpunktforum: pH-Wert und Gleichgewichtsberechnungen
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Alt 15.01.2006, 22:03   #1   Druckbare Version zeigen
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Wo steckt da der Fehler?

Hallo,

ich komme bei folgender Aufgabe einfach nicht auf den Fehler?! Es klingt zwar unlogisch das HF stärker sauer ist als HCl in gleicher Konzentration aber rechnerisch stimmts?!

Also:

Wo steckt der Fehler?

Der pH-Wert einer Flusssäure-Lösung mit der Konzentration c0(HF)=10-4mol*l-1 beträgt nach der unten angegebenen Beziehung 3,6. Die Lösung scheint also stärker sauer zu sein als eine Salzsäure von derselben Konzentration.

pH = 1/2 (pKs-lg c0(HF))

So wenn man da jetzt den pKs Wert von HF nämlich 3,14 einsetzt kommt man auch ungefähr dahin aber wenn ne Salzsäure mit der gleichen Konzentration den pH wert von 4 hat kann da ja was nicht stimmen.

Vielen Dank schonmal im voraus für die Hilfe

Johnny
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Alt 15.01.2006, 22:11   #2   Druckbare Version zeigen
bm  
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Beiträge: 54.330
AW: Wo steckt da der Fehler?

Die Näherungsgleichung gilt nur für schwache Säuren. Salzsäure ist ein Musterbeispiel für eine starke Säure.

Die für eine schwache Säure gemachten Näherungen, die zu dieser Formel führen, sind für eine starke Säure schlichtweg falsch!
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Alt 15.01.2006, 22:18   #3   Druckbare Version zeigen
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AW: Wo steckt da der Fehler?

Ja schon klar, aber den pH wert für die Salzsäure habe ich ja garnicht mit der Näherungsformel berechnet.

Ist HF also auch eine starke Säure und man darf bei ihr die Näherung nicht verwenden?

Dann müssten HF und HCl beide den pH-Wert von 4 haben weil sie vollständig protolysieren also gleichstark sein?


Ab wann ist denn eine Säure eine starke Säure? Gibt es da irgendeinen spezifischen Wert?
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Alt 15.01.2006, 22:27   #4   Druckbare Version zeigen
Schwarzfahrer88 Männlich
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Beiträge: 1.107
AW: Wo steckt da der Fehler?

die meisten sagen ab Schwefelsäure ist eine säure stark aber es kommt immer ganz auf die definition an
Schwarzfahrer88 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 15.01.2006, 22:33   #5   Druckbare Version zeigen
bm  
Moderator
Beiträge: 54.330
AW: Wo steckt da der Fehler?

Salzsäure; c0 = 10-4 mol/l

Starke Säure, [H+] = c0, pH = -lg c0 = 4

Flussäure; c0 = 10-4 mol/l, pKS = 3,14 (nicht geprüft)

Schwache Säure, pH = 1/2 x (pKS - lg c0) = 1/2 x (3,14 + 4) = 3,57

Die Näherungsformel für schwache Säuren steht und fällt mit der Annahme, dass die Dissoziation der Säure vernachlässigbar ist. Bei einer unendlichen Verdünnung ist auch die schwächste Säure vollständig dissoziert. Bei einer hohen Verdünnung (10-4 mol/l) ist auch eine schwache Säure soweit dissoziert, dass man die genannte Näherung nicht machen kann.

Hilft das?
bm ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 15.01.2006, 22:34   #6   Druckbare Version zeigen
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AW: Wo steckt da der Fehler?

Also keine eindeutige Definition?

Und wie ist das jetzt mit dem Fehler? Ist HF also eine starke Säure und man darf die Näherungsformel nicht anwenden.
Das hieße das HCl und HF gleich stark wären, was für mich immer noch etwas unlogisch klingt.
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Alt 15.01.2006, 22:35   #7   Druckbare Version zeigen
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AW: Wo steckt da der Fehler?

Oh da war jemand schneller
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Alt 15.01.2006, 22:41   #8   Druckbare Version zeigen
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AW: Wo steckt da der Fehler?

OK einigermaßen hab ich das verstanden
aber was genau bedeutet "dissoziert"? Ist das einfach so gemeint, dass HF eine schwache Säure ist, schwächer jedenfalls als HCL und aufgrund der hohen Verdünnung trotzdem vollständig protolysiert, also alle Protonen abgibt, und deshalb die Näherung hinfällig ist?

Was wäre dann der pH wert?
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Alt 15.01.2006, 22:59   #9   Druckbare Version zeigen
bm  
Moderator
Beiträge: 54.330
AW: Wo steckt da der Fehler?

Zitat:
Ist das einfach so gemeint, dass HF eine schwache Säure ist, schwächer jedenfalls als HCL und aufgrund der hohen Verdünnung trotzdem vollständig protolysiert, also alle Protonen abgibt, und deshalb die Näherung hinfällig ist?
Nicht vollständig, aber auch nicht vernachlässigbar klein.


Dissoziert bedeutet

HX + H2O <=> X- + H3O+

Es gilt das Massenwirkungsgesetz

K = {[X-] x [H3O+]} / {[HX] x [H2O]}

Bekannt ist die Konzentration c0, also die Konzentration vor der Reaktion.

Die Konzentration von Wasser in wässrigen Lösungen ist sehr hoch :

1 l = 1000 g, c = 1000 g / (18 g/mol) = 55,55 mol/l

Bei verdünnten Lösungen (Näherung! 55,55 mol/l ./. 10-4 mol/l im Beispiel) werden sich diese 55,55 mol/l nicht signifikant ändern. Wir betrachten sie deshalb als konstant und errechnen eine neue "Konstante" :

KS = K x [H2O] = {[X-] x [H3O+]} / {[HX]}

Wenn ein Teilchen X- entsteht, muss zwangsweise ein H3O+ entstehen und umgekehrt. Es gilt also [X-] = [H3O+] oder eingesetzt

KS = K x [H2O] = {[H3O+]2} / {[HX]}

Bisher wissen wir noch nichts über [HX]. Am Anfang waren c0, davon reagierte ein Teil zu X- und H3O+.
Das heisst : [HX] = c0 - [H3O+], eingesetzt

KS = {[H3O+2]} / {c0 - [H3O+]}

Diese Gleichung löst man auf nach [H3O+], und nimmt den negativ dekadischen Log. davon (=pH). KS und c0 sind bekannt, einzige Unbekannte ist [H3O+].

Verstanden?

Geändert von bm (15.01.2006 um 23:27 Uhr)
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Alt 15.01.2006, 23:25   #10   Druckbare Version zeigen
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AW: Wo steckt da der Fehler?

Wunderbar jetzt hab ich das verstanden.

Vielen vielen Dank für die Mühe die du dir gemacht hast.

johnny
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Alt 15.01.2006, 23:30   #11   Druckbare Version zeigen
bm  
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AW: Wo steckt da der Fehler?

Keine Ursache. Aber versuche doch mal spasseshalber die Näherungsgleichung für schwache Säuren herzuleiten. Das fassen wir dann zusammen und "pinnen" es oben an.
bm ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 15.01.2006, 23:40   #12   Druckbare Version zeigen
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AW: Wo steckt da der Fehler?

So ich habe gerade die Formel nach [H3O+] umgestellt und mal ausgerechnet. Es kommt am Ende dann genau der pH-Wert= 4 heraus.

Das mit dem herleiten probier ich mal, aber nicht mehr heute abend, wenn der Versuch von Erfolg gekrönt ist poste ich es in den nächsten Tagen
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Alt 16.01.2006, 23:15   #13   Druckbare Version zeigen
bm  
Moderator
Beiträge: 54.330
AW: Wo steckt da der Fehler?

Zitat:
Es kommt am Ende dann genau der pH-Wert= 4 heraus.
Wirklich? Hier ein kleines excel-sheet zum prüfen :
Angehängte Dateien
Dateityp: xls Mappe1.xls (6,5 KB, 77x aufgerufen)
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