Schwerpunktforum: pH-Wert und Gleichgewichtsberechnungen
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Alt 17.01.2002, 18:42   #1   Druckbare Version zeigen
Astat  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 1.050
Berechnung des pH-Wertes einer mehrprotonigen Säure

Wie berechne ich bei einer meinentwegen zweibasigen Säure wie zum Beispiel Oxalsäure den Gesamt-ph der Lösung ?
Die ph- Werte der theoretischen einzelnen Lösungen habe ich mir bereits errechnet mit H+ = HA- ;
Additiv können die sich wohl kaum verhalten bei Oxalsäure oder ?
pKs1 = 1.23; pKs2 = 4.19

Geändert von No Regrets (17.01.2002 um 19:01 Uhr)
Astat ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 17.01.2002, 19:08   #2   Druckbare Version zeigen
No Regrets  
Moderator
Beiträge: 3.079
1. Wähle demnächst eine Aussagekräftige Themenüberschrift als "Ich stehe auf dem Schlauch..."
damit kann kein Besucher des Forums etwas anfangen

2. Mal die Suchfunktion des Forums probiert ?

3. Falsches Forum: was hat das mit "Analytische und chemisch physikalische Meßverfahren in der Chemie: HPLC, GC, ICP, IR, NMR, MS, Gravimetrie und andere." zu tun


daher verschoben zu AC

aber mach dir nix draus das passiert andern auch dazu bin ich da
No Regrets ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 17.01.2002, 19:12   #3   Druckbare Version zeigen
ehemaliges Mitglied  
nicht mehr Mitglied
Beiträge: n/a
@NR: Wieso AC? Also dieser pH-Wert Kram gehört eigentlich nach Allgemeine Fragen, wenn schon dann OC und nicht AC, denn Oxalsäure ist nun wahrhaftig eine organische Verbindung...
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Alt 17.01.2002, 19:12   #4   Druckbare Version zeigen
Astat  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 1.050
Danke für das "Geraderücken"
Suchfunktion hab ich probiert, aber die passende Antwort nicht gefunden.
Ich habe gehofft, die Frage wäre mit 1 Satz erledigt gewesen..

Geändert von Astat (17.01.2002 um 19:14 Uhr)
Astat ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 17.01.2002, 19:28   #5   Druckbare Version zeigen
bm  
Moderator
Beiträge: 54.230
Die theoretische Berechnung bei Oxalsäure

ist nicht einfach, denn :

1.) es ist keine starke Säure, das Du kannst nicht annehmen, dass die Dissoziation zu 100% erfolgt.

2.) es ist keine schwache Säure, so dass die Näherungsformel für schwache Säuren (pH = (pKs-lg c0)/2 auch nicht stimmt.

Annahme c0 = 1mol/l, dann würdest Du gemäss 2.) einen pH-Wert von 0.6 errechnen.

Wenn Du diesen Wert in die Henderson-Hasselbalch-Gleichung einsetzt :

pH = pKs + lg (Salz/Säure)

lg (Salz/Säure) = -0.63
(Salz/Säure) = 1/4.27, dann wären 81% nicht dissoziert, 19% aber doch.

Und damit wird die Näherung nach 2.) hinfällig.

Die zweite Dissoziation kannst Du in diesem Fall vernachlässigen.

nachträglich eingefügt : Halt, das gilt nur, wenn man Oxalsäure in Wasser löst; gibt man Lauge (z.B. bei einer Titration) dazu, dann spielt bei steigendem pH-Wert die zweite Diss. stufe sehr wohl eine Rolle.

Geändert von bm (17.01.2002 um 22:44 Uhr)
bm ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 17.01.2002, 19:40   #6   Druckbare Version zeigen
Astat  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 1.050
Also meinen Sie, ich soll den 2. Dissoziationsschritt komplett vernachlässigen ?
nachträglich eingefügt : Im Falle einer Titration nicht. s.o. bm.
Ich muss nämlich eine Titrationskurve für eine 0.05 M Oxalsäure mit 1 N NaOH incl. signifikante Punkte wie 50% Umsatz usw. berechnen, und dann soll ich noch die Volumenzunahme mit berücksichtigen.
Nochmal zu meiner Frage: Wenn ich jetzt für die Gleichung H2 A wird zu HA- und H+ einen spez. pH- Wert errechnet habe, und für den 2. Schritt HA- wird zu H+ und A2- mithilfe einer Gleichung aus dem Harris wobei eben H+ gleichgesetzt wird mit HA- den pH-Wert dieses 2. Schritt berechnet habe, kann ich dann diese nicht irgendwie miteinander in Einklang bringen
Oder soll ich, wie Sie sagten den 2.Schritt komplett vernachlässigen?
Is ja eigentlich dann immer noch ne starke Säure mit pKs2 = 4.19

Geändert von bm (17.01.2002 um 22:45 Uhr)
Astat ist offline   Mit Zitat antworten
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Alt 17.01.2002, 20:01   #7   Druckbare Version zeigen
Le_Chatelier  
Mitglied
Beiträge: 47
Hallo,
prinzipiell denke ich, dass Du die beiden Dissoziationsprozesse schon miteinander in Einklang bringen kannst. Nähmlich indem Du einfach c(H+) am Ende der ersten Dissotiation und c(H+) am Ende der zweiten auf addierst. Dazu betrachtest Du das ganze getrennt und wirst feststellen, dass c(H+) durch die zweite Dissotiation kaum verändert wird (siehe bm).
Hast Du dann c(H+)gesamt (ggf. +10-7 aus der Eigendissotiation des Wassers) müsste sich der pH-Wert bestimmen lassen: -log(c(H+)1 + c(H+)2 ) = pH.

greetings

Mike
__________________
Ich hasse den zweiten Hauptsatz der Thermodynamik!
Le_Chatelier ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 17.01.2002, 20:34   #8   Druckbare Version zeigen
ehemaliges Mitglied  
nicht mehr Mitglied
Beiträge: n/a
Re: Die theoretische Berechnung bei Oxalsäure

Zitat:
Originalnachricht erstellt von bm
1.) es ist keine starke Säure... 2.) es ist keine schwache Säure...
Gibt doch auch eine Näherung für mittelstarke Säure (pKA -1-4) oder so.

Warum ist der Thread immer noch in AC?
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Alt 17.01.2002, 21:10   #9   Druckbare Version zeigen
buba Männlich
Mitglied
Beiträge: 18.460
Zitat:
Originalnachricht erstellt von Last of the Sane
Warum ist der Thread immer noch in AC?
Man kann ja nicht nonstop im Forum sein...
buba ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 17.01.2002, 21:22   #10   Druckbare Version zeigen
upsidedown Männlich
Moderator
Beiträge: 7.640
Analytische Lösung?

Nettes Problem das..

Mal Frage an die Leute, die da mehr Erfahrung haben:

sieht diese berechnete! Kurve ok aus? Soweit ich das überblicke hab ich keine Näherung gemacht, aber...



Die Lösung sieht dann so aus:


bzw mit den Ks-Werten eingesetzt:


Das ganze stellt die einzige reelwertige Lösung dieses Gleichungssystems dar:


Ist allerdings praktisch etwas unhandlich so. Zumal die Geschichte so für die Titration nicht ohne Modifikationen zu verwenden ist...

Aber ich spiel halt gerne

Gruß,
UpsideDown
upsidedown ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 17.01.2002, 21:47   #11   Druckbare Version zeigen
Astat  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 1.050
Also Deine Rechnerei sagt mir wirklich nichts konkretes; die Aufgabe lautet so: man hat eine 0.05 M Oxalsäuredihydrat -lsg. und titriert mit 0.1 N NaOH; unser Problem:
Anfangs pH-Wert: pH = 1/2pks1 - logCsäure ; bei t = 0; Ergebnis: 1.27
zwischen t=o und t=0.5 Berechnung mit Henderson-Hasselbalch;
es müsste doch jetzt gelten bei äquimolaren Konzentrationen pH = pKs1, aber das wäre noch obigen Angaben (pKs1 = 1.23) ja nicht gegeben...?
Kann mir jemand die korrekten Formeln für t= 0.5; t=1; t=1.9;t=2; usw. mit Einbezug der Volumenänderung nennen ?

Geändert von Astat (17.01.2002 um 21:51 Uhr)
Astat ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 17.01.2002, 22:06   #12   Druckbare Version zeigen
upsidedown Männlich
Moderator
Beiträge: 7.640
Zitat:
Wie berechne ich bei einer meinentwegen zweibasigen Säure wie zum Beispiel Oxalsäure den Gesamt-ph der Lösung ?
Das und nichts anderes sollte dir meine Rechnerei sagen. Aber schau mal scharf auf den Graphen (nicht die Rechenterme, die sind im Grunde völlig schnurz - ich hätte das Problem auch numerisch lösen können, dann hätte man sowas gar nicht zu Gesicht bekommen).

Also: Aufgetragen ist der pH-Wert einer Oxalsäurelösung gegen ihre Molarität. Kannst du da einen Einfluss der zweiten Dissoziationsstufe erkennen? Ich jedenfalls nicht. Ich habe also im wesentlichen die Aussage von bm
Zitat:
Die zweite Dissoziation kannst Du in diesem Fall vernachlässigen.
noch mal mit einer naiv-brutalen Methode unterfüttert. Mit ein bischen nachdenken kommt man da aber auch so drauf:
Zitat:
Wenn Du diesen Wert in die Henderson-Hasselbalch-Gleichung einsetzt :

pH = pKs + lg (Salz/Säure)

lg (Salz/Säure) = -0.63
(Salz/Säure) = 1/4.27, dann wären 81% nicht dissoziert, 19% aber doch.
Wenn also schon von der "starken" Säurestufe gerade mal 19% dissoziiert sind kann die zweite, deutlich schwächere (nicht vergessen, pKs-Werte sind logarithmisch!) eigentlich keine Rolle mehr spielen.

Gruß,
UpsideDown
upsidedown ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 17.01.2002, 22:09   #13   Druckbare Version zeigen
Astat  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 1.050
und wie konkret berechne ich den pH Wert bei t=0.5 ?
Astat ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 17.01.2002, 22:11   #14   Druckbare Version zeigen
upsidedown Männlich
Moderator
Beiträge: 7.640
Nachtrag: bm ist natürlich so nicht "richtig" - soll sie ja auch nicht. Als Grössenordnungsabschätzung reicht sie aber aus, was an meiner Argumentation nichts ändert.
upsidedown ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 17.01.2002, 22:15   #15   Druckbare Version zeigen
Astat  
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 1.050
HAb ich alles verstanden, aber bei der konkreten Berechnung happert es. Beim Titrationsgrad t=0.5 müsste doch pH = pKs1 sein, oder?
Ist aber nicht so; siehe oben Rechnung;
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