Schwerpunktforum: pH-Wert und Gleichgewichtsberechnungen
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Alt 09.05.2018, 10:04   #1   Druckbare Version zeigen
hansel456  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 9
Neutralisation mit verschiedenen Lösungen

Hi,

ich habe eine Aufgabe die lösen möchte, stehe aber auf dem Schlauch:

Wenn man drei gleiche Volumina an Natronlauge, Ammoniaklösung und Bariumhydroxidlösung hat und alle den gleichen pH Wert haben. Welche Lösung neutralisiert das größte Volumen einer Salzsäure?

Ich würde vermuten das es keinen Unterschied macht. Auch wenn die Basen unterschiedlich stark sind und unterschiedlich dissoziiert sind, dann liegt doch dennoch die gleiche OH Konzentration durch den gleichen pH Wert für die Neutralisation vor?
hansel456 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 09.05.2018, 10:47   #2   Druckbare Version zeigen
chemiewolf Männlich
Mitglied
Beiträge: 21.460
AW: Neutralisation mit verschiedenen Lösungen

das zielt wohl darauf ab, dass nicht alle dieser Basen vollständig dissoziiert sind.
__________________
The State Senate of Illinois yesterday abandoned its Committee on Efficiency and Economy for reasons of 'efficiency and economy'.
De Moines Tribune, 6 February 1955
einfach mal eine Fanta trinken
chemiewolf ist offline   Mit Zitat antworten
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Alt 09.05.2018, 12:27   #3   Druckbare Version zeigen
hansel456  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 9
AW: Neutralisation mit verschiedenen Lösungen

hmm,
Natronlauge und Bariumhydroxid sind doch starke Basen, die würden in wässriger Lösung vollständig dissoziieren im Gegensatz zu der Ammoniaklösung.
Bedeutet das das etwas von der Ammoniaklösung "nachdissoziieren" kann?
hansel456 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 09.05.2018, 13:39   #4   Druckbare Version zeigen
Cyrion Männlich
Mitglied
Beiträge: 5.426
AW: Neutralisation mit verschiedenen Lösungen

Ja.

Aber: Ich wäre mir da nicht so sicher. Das gilt für konzentrierte Lösungen. Für stark verdünnte Lösungen kann man annehmen, dass alle drei Basen vollständig dissoziiert sind. Und dann würde Ammoniak eher am schlechtesten neutralisieren, weil für die Neutralisation (Einstellung von pH 7) mehr Ammoniak gebraucht wird. Da müsste man mal nachrechnen.

Andererseits bin ich mir relativ sicher, dass der Aufgabensteller an diese Möglichkit nicht gedacht hat.
__________________
Philippus Theophrastus Aureolus Bombastus von Hohenheim: Allein die Dosis machts, daß ein Ding kein Gift sei.

Erfahrung: Wenn es so einfach wäre, hätte es schon längst jemand gemacht
Cyrion ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 09.05.2018, 13:56   #5   Druckbare Version zeigen
hansel456  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 9
AW: Neutralisation mit verschiedenen Lösungen

Danke,
ich verstehe nicht ganz wie eine Base stärker sein kann als eine andere bei gleichem pH, wenn sie vollständig dissoziiert sind- dann ist doch in beiden die gleiche OH Konzentration für die Neutralisiation?
Kannst du mir das etwas erläutern?
hansel456 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 09.05.2018, 15:52   #6   Druckbare Version zeigen
Cyrion Männlich
Mitglied
Beiträge: 5.426
AW: Neutralisation mit verschiedenen Lösungen

Das ist eine etwas schwierigere Rechnung.

Nehmen wir an, dass wir eine sehr geringe Basenkonzentration haben. Z.B. pH 9. Dann liegt Ammoniak "vollständig" dissoziiert vor. Es ist also nur ein sehr geringer Anteil nicht dissoziiert. Man braucht also etwas mehr Ammoniak alsNaOH um pH 9 zu erreichen.

Anders herum ist Ammoniumchlorid ein saures Salz, d.H. es beim Lösen wird ein saurer pH erreicht, weil ein Teil des Ammoniums dissoziiert. Um also pH 7 zu erreichen braucht man etwas mehr Ammoniak, um pH 7 zu erreichen.

Es ist jetzt die Frage, ob das "etwas mehr" aus dem letzten Abschnitt gleich, größer oder kleiner als das "etwas mehr" aus dem vorletzten Abschnitt ist.

Dafür müsste ich jetzt mal rechnen und vor allen Dingen schauen, welche der gängigen Näherungen da überhaupt zulässig sind. Und dafür habe ich gerade keine Zeit.
__________________
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Cyrion ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 10.05.2018, 17:20   #7   Druckbare Version zeigen
magician4 Männlich
Mitglied
Beiträge: 7.025
AW: Neutralisation mit verschiedenen Lösungen

kleine anmerkung:
Zitat:
Zitat von Cyrion Beitrag anzeigen
(...)
Z.B. pH 9. Dann liegt Ammoniak "vollständig" dissoziiert vor. Es ist also nur ein sehr geringer Anteil nicht dissoziiert.
mal davon ab dass ammoniak bestenfalls protoniert , klassisch jedoch in wasser nicht dissoziiert rumspaddelt: der pKa von NH4+ betraegt 9,25 {\to} bei pH = 9,00 hast du ein verhaeltnis von so bummellig 56% ammonium i.v.m. ca. 44% unprotoniertem ammoniak

{\to} dein beispiel ist sachlich falsch und laeuft daher ins leere


gruss

Ingo
magician4 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 12.05.2018, 00:34   #8   Druckbare Version zeigen
chemagie Männlich
Mitglied
Beiträge: 5.221
AW: Neutralisation mit verschiedenen Lösungen

Das war garantiert eine Frage von einem Lehrer, der auch Chemie unterrichtet.
Angegeben waren die pKB, wenn überhaupt.
__________________
Gruß
Frank

13.09.2014: 4 Personen haben Geburtstag!
chemagie ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 12.05.2018, 10:59   #9   Druckbare Version zeigen
Cyrion Männlich
Mitglied
Beiträge: 5.426
AW: Neutralisation mit verschiedenen Lösungen

Zitat:
Zitat von magician4 Beitrag anzeigen
kleine anmerkung:

mal davon ab dass ammoniak bestenfalls protoniert , klassisch jedoch in wasser nicht dissoziiert rumspaddelt: der pKa von NH4+ betraegt 9,25 {\to} bei pH = 9,00 hast du ein verhaeltnis von so bummellig 56% ammonium i.v.m. ca. 44% unprotoniertem ammoniak

{\to} dein beispiel ist sachlich falsch und laeuft daher ins leere
Sorry, ich hatte den pKs von Ammonium falsch geschätzt. Das generelle Problem ist aber, dass man hier mit den allgemein verfügbaren Gleichungen zur pH-Berechnung nicht weit kommt:

Zitat:
Zitat von Wikipedia
Schwache Säuren

Bei schwachen Säuren (4,5 < pKs < 9,5) ist der Anteil der dissoziierten Säuremoleküle klein gegenüber dem Anteil der undissoziierten. Als Vereinfachung kann daher angenommen werden, dass in der Lösung noch immer so viele protonierte Säuremoleküle vorliegen, wie ursprünglich zugegeben wurden. Die Gleichung für schwache Säuren vereinfacht sich dadurch zu:

c ( H3O+) = co ⋅ (Ks ⋅ c0 / co)0,5

Der daraus resultierende Fehler sinkt mit zunehmender Konzentration und dem pKs-Wert.
Mein Ansatz ist jedoch extrem niedrige Konzentrationen zu verwenden. Wenn man mit der allgemeinen Definition

Kb(NH3) = OH- ⋅ NH4+ / NH3

rechnet und pH 9 einsetzt kommt man auf eine NH3-Konzentration von 3,2 ⋅ 10-6, also ca. 24% undissoziiertem NH3. Geht man auf pH 8, sind es nur noch 5,3% undissoziiertes NH3. Alles bisher unter Vernachlässigung der Autoprotolyse von Wasser. Aber spätestens bei geringeren Konzentrationen sollte man auch das berücksichtigen.

Analog stellt sich dann die Frage, wie sich die Neutralisation bei derart geringen Konzentrationen von NaOH und Ammoniak mit HCl auswirkt. Grob überschlagsmäßig würde ich davon ausgehen, dass sich der Trend aus dem Konzentrierten hier fortsetzt aber einfach stark verringert. Aber ich habe es nicht nachgerechnet und habe auch weder Lust noch Zeit das - zumindest bis zu einer fundierten Abschätzung - auszurechnen.
__________________
Philippus Theophrastus Aureolus Bombastus von Hohenheim: Allein die Dosis machts, daß ein Ding kein Gift sei.

Erfahrung: Wenn es so einfach wäre, hätte es schon längst jemand gemacht
Cyrion ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 14.05.2018, 16:51   #10   Druckbare Version zeigen
magician4 Männlich
Mitglied
Beiträge: 7.025
AW: Neutralisation mit verschiedenen Lösungen

Zitat:
(...)Mein Ansatz ist jedoch extrem niedrige Konzentrationen zu verwenden.(...)
mal abgesehen davon dass du dich bei deiner vereinfachten berechnung m.a.n. verrechnet hast - bei (aeusserlich erzwungen oder selbsterzeugt: wie auch immer, egal) pH=9 betraegt das verhaeltnis NH3 : NH4+ ~ 0,56:1 , da beisst die maus kein' faden ab, egal bei welcher konzentration.

... und wenn man es denn bei derart verduennten verhaeltnissen betrachten moechte: eine korrekt berechnete hochverduennte ammoniak-sosse von c0 in der gegend von 10-6 M macht "aus sich selbst heraus" keinen pH von 9 , sondern bringt es nur auf einen pH von {_\approx} 7,98 - wenn man das Kw des wassers korrekter weise hier dann mitbetrachtet


btw.:
ammoniak ist nach wie vor bestenfalls protoniert, nicht jedoch dissoziiert!
(auch wenn ich mich da wiederhole)

gruss

Ingo
magician4 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 14.05.2018, 17:11   #11   Druckbare Version zeigen
Cyrion Männlich
Mitglied
Beiträge: 5.426
AW: Neutralisation mit verschiedenen Lösungen

Zitat:
Zitat von magician4 Beitrag anzeigen
bei (aeusserlich erzwungen oder selbsterzeugt: wie auch immer, egal) pH=9 betraegt das verhaeltnis NH3 : NH4+ ~ 0,56:1 , da beisst die maus kein' faden ab, egal bei welcher konzentration.
Dann leg doch bitte Deinen Rechenweg dar. Dann können wir ja mal schauen, bei welchem Weg und wo der Fehler liegt.

Zitat:
Zitat von magician4 Beitrag anzeigen
btw.:
ammoniak ist nach wie vor bestenfalls protoniert, nicht jedoch dissoziiert!
(auch wenn ich mich da wiederhole)
Natürlich.
__________________
Philippus Theophrastus Aureolus Bombastus von Hohenheim: Allein die Dosis machts, daß ein Ding kein Gift sei.

Erfahrung: Wenn es so einfach wäre, hätte es schon längst jemand gemacht
Cyrion ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 14.05.2018, 17:47   #12   Druckbare Version zeigen
magician4 Männlich
Mitglied
Beiträge: 7.025
AW: Neutralisation mit verschiedenen Lösungen

Zitat:
Zitat von Cyrion Beitrag anzeigen
Dann leg doch bitte Deinen Rechenweg dar. Dann können wir ja mal schauen, bei welchem Weg und wo der Fehler liegt.
gern:

wahlweise in der logarithmierten form (Henderson-Hasselbalch)

{9 \ = \ 9,25 \ - \ log \left( \frac { [NH_4^+]}{[NH_3]} \right) }

{\to 10^{0.25} \ \approx \ 1,78 \ =  \frac { [NH_4^+]}{[NH_3]} \ \ \to \ \ \frac {[NH_3]}{ [NH_4^+]} \ \approx \ 0,56 \ : \ 1}

... oder in der MWG-formulierung

{K_B = 10^{-4.75} M \  = \ \frac {[NH_4^+] \ * \ [OH^-] } {[NH_3]} \ = \ \frac {[NH_4^+] \ * \ 10^{(14 \ - pH)}M  } {[NH_3]} = \ \frac {[NH_4^+] \ * \ 10^{- 5}M  } {[NH_3]}}
{\to }
{10^{0.25 } \ = \ \frac {[NH_4^+] } {[NH_3]} \ \approx \ 1,78}

{\to} gleiches ergebnis in beiden betrachtungen

...wobei dann die resultierende species-verteilung 0.56 /(1+0,56) {_\approx} 36% zu (rest auf 100%) 64% zugunsten von ammonium waere

beachte: ueber die herkunft der [OH-] habe ich hier keine weiteren randannahmen gemacht!


... und ansonsten kann man halt mit einer c0 {_\approx} 10-6M ammoniak-loesung sodann 10-5 M [OH-] einfach nicht "aus sich selbst heraus" generieren (wie fuer pH=9 erforderlich): dafuer hats einfach zu wenig teilchen, und entsprechende berechnungen gehen fehl
{\to} dort scheint mir ein weiteres problem deines ansatzes zu liegen, dass du eben (wenn ichs recht verstanden hab hab) [OH-]=[NH4+] argumentierst in deiner duennsuppe)

gruss

Ingo
magician4 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 14.05.2018, 18:38   #13   Druckbare Version zeigen
kaliumcyanid Männlich
Mitglied
Beiträge: 18.977
AW: Neutralisation mit verschiedenen Lösungen

Das lässt sich doch prima experimentell bestimmen.
kaliumcyanid ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 14.05.2018, 21:48   #14   Druckbare Version zeigen
Cyrion Männlich
Mitglied
Beiträge: 5.426
AW: Neutralisation mit verschiedenen Lösungen

Ja. Aber zu allererst sollte die Berechnung nicht für ein Puffersystem sondern für die reine Base gemacht werden. Das ist der Ausgangspunkt vor der Neutralisation mit Salzsäure.
__________________
Philippus Theophrastus Aureolus Bombastus von Hohenheim: Allein die Dosis machts, daß ein Ding kein Gift sei.

Erfahrung: Wenn es so einfach wäre, hätte es schon längst jemand gemacht
Cyrion ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 15.05.2018, 04:40   #15   Druckbare Version zeigen
magician4 Männlich
Mitglied
Beiträge: 7.025
AW: Neutralisation mit verschiedenen Lösungen

Zitat:
Zitat von Cyrion Beitrag anzeigen
Ja. Aber zu allererst sollte die Berechnung nicht für ein Puffersystem sondern für die reine Base gemacht werden.
vielleicht solltest du erwaegen, dass man die exakte (!)berechnung (schwacher und mittelstarker) systeme stets (also auch am ausgangspunkt) ueber die puffergleichung o.ae. machen muss...
... denn du hast da halt immer das nebeneinander einer (schwachen oder mittelstarken) base resp. saeure neben ihrer protonierten form / ihrem konjugierten anion


ob du sodann mit {K_B = \frac {[BH^+] * [OH^-]}{[B]}} oder aber {K_B = \frac {[BH^+] * [OH^-]}{c_0(B) - [BH^+]}} ansetzt ist hingegen voellig wurscht

wie stark das dann von der bekannten naeherungsformel fuer schwache systeme abweicht ( d.h. um wieviel das ganze dann genauer ist, ob der aufriss also relevant ist) steht auf einem anderen blatt

gruss

Ingo
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