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Alt 28.07.2002, 02:36   #1   Druckbare Version zeigen
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Säure und Stabilität

Hallo,

ich weiss irgendwie nicht so recht wie ich folgende Aufgabe lösen kann... Nehmen wir an ich habe 0,5 mol/l SO42- in 1l Lösung...dann gebe ich 0,75 mol H+ Ionen hinzu ohne das sich das volumen ändert....wie genau komme ich dann an den neuen wert der SO42- Konzentration ?

Könnte vielleicht so gehen:

Kb=c(HSO4-)/[c(SO42-)*c(H+)]

umformen ergibt dann -->

c(HSo4-)=Kb* [c(So42-) - c(HSO4-)] * c(H+)

und durch auflösen -->

c(HSO4-)=c(H+)*Kb*c(SO42-)/[1+Kb*c(H+)]= 2,88*10^-13


Richtig
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Alt 28.07.2002, 02:42   #2   Druckbare Version zeigen
buba Männlich
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Beiträge: 18.460
Zitat:
Originalnachricht erstellt von AV
...dann gebe ich 0,75 mol H+ Ionen hinzu ohne das sich das volumen ändert....
Wie geht das?
buba ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 28.07.2002, 02:45   #3   Druckbare Version zeigen
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Beiträge: n/a
hmmm...sagen wir durch lösen eines gases
Die volumenzunahme ist dabei wohl super gering

Ist aber auch nicht so wichtig...ich hab mir die aufgabe selber ausgedacht...wer will kann sich auch ne volumenzunahme dazudenken.
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Alt 29.07.2002, 11:02   #4   Druckbare Version zeigen
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Dachte eigentlich ich werde mit antworten überhäuft

..Säure Base Berechnungen sind doch eher Grundlagen ?
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Alt 29.07.2002, 16:13   #5   Druckbare Version zeigen
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wenn du Protonen ohne volumen zunahme / abnahme hinzugibst, andert sich die konz. [mol/L] von S042- nicht (bei alpha = 100%)
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Alt 29.07.2002, 16:20   #6   Druckbare Version zeigen
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Zitat:
Originalnachricht erstellt von Rufio
wenn du Protonen ohne volumen zunahme / abnahme hinzugibst, andert sich die konz. [mol/L] von S042- nicht (bei alpha = 100%)
Die Konzentration muss sich ändern.
Also das Sulfat ist zwar eine sehr schwache Base, aber das Protolyse-Gleichgewicht muss sich natürlich schon einstellen.
Daraus folgt zwingend eine Abnahme der Sulfat-Konzentration zu gunsten der Hydrogensulfat-Konzentration.
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Alt 29.07.2002, 16:40   #7   Druckbare Version zeigen
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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.
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Alt 30.07.2002, 00:31   #8   Druckbare Version zeigen
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Beiträge: n/a
Die Aufgabe ist gelöst...

--------------------

HSO4(-) (Säure) <---> H(+) + SO4(2-) (Base) mit pKs2 = +1,92 und Ks2 = [H(+)]*[SO4(2-)]/[HSO4(-)] = 10^(-1,92)

Noch einmal einsetzen Deiner Daten ergibt: [0,75-x]*[0,5-x]/x = 10^(-1,92) ===> x = [HSO4(-)] = 0,4788 mol/L

und damit [H(+)] = 0,75 - 0,4788 = 0,2712 mol/L (pH = 0,567) bzw. [SO4(2-)] = 0,5 - 0,4788 = 0,0212 mol/L.

Test für weniger Säure (Annahme 0,6 mol/L H(+)) ergibt: [0,6-y]*[0,5-y]/y = 10^(-1,92) ==> y = 0,4604 mol/L
und damit dann [H(+)] = 0,6 - 0,4604 = 0,1396 mol/L bzw. [SO4(2-)] = 0,5 - 0,4604 = 0,0396 mol/L.
Nach dem Prinzip von LeChatelier führt Säureentzug zur Minderung der HSO4(-)-Gleichgewichtskonzentration.

Test für Zusatz von Sulfat (Annahme 0,6 mol/L SO4(2-) bei c0(H(+))=0,75 ergibt: [0,75-z]*[0,6-z]/z = 10^(-1,92)
===> z = 0,5636 mol/L ==> [H(+)] = 0,75 - 0,5636 = 0,1864 mol/L bzw. SO4(2-) = 0,6 - 0,5636 = 0,0364 mol/L.
Nach LeChatelier führt Erhöhung der Sulfat-Konz. zur Erhöhung der Hydrogensulfat-Konz. unter Verbrauch von H(+).

Sukzessive Erhöhung der [H(+)]-Konz. müßte demnach bei [SO4(2-)] = const. mehr [HSO4(-)] ergeben,
mit [SO4(2-)] = 0,5 mol/L folgt hier:
c[H(+)] c[HSO4(-)]
1,0 0,4885
2,0 0,4960
3,0 0,4976
u.s.w.
10,0 0,4994 mit Grenzwert c[HSO4(-)] ---> c0[SO4(2-)] = 0,5 mol/L (bei Vernachlässigung der Verdünnung !)

MfG Bernd

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