Puffergleichung < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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(Frage) beantwortet  | | Datum: | 21:29 Di 06.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
| Aufgabe | | 1ml 1M HCL tropft in ein Gemisch von 100 ml HAC / AC- mit [ HAc] = [ Ac-] = 0,1M |
Hallo
Habe mich mal in das Thema Puffer eingelesen. Klang auch ganz logisch, bis ich die aufgaben angeschaut habe. In meinem heft steht :)
voher : pH = 4, 75 -lg 0,1 = 4,75 <> [ H+] = 10^(-4,75)
---
0,1
M = 1,78 * 10 ^(-5)M <<[HAc] = [ Ac-]
nachher: Durch zutropfen von 1 ml 1M HCL wird eine [H+] = 0,01M erzeugt.
> [HAc] = 0,11M
> [ Ac-] = 0,09 M
> pH = 4,75 - lg 0,11
----
0,09
= 4,66
Ich weiß, das man hier keine allgemeinn fragen fragen darf. Hab auch verstanden, dass pufferlösungen säuren und basen abfangen und somit der pH wert sich nicht so stark ändert. is ja schön und gut. Auch die formel dies da gibt zum ph wert berechnen. Aber ich versteh das rechnen nicht.
warum nimmt man zum berechen des pH werts vorher die puffergleichung und nicht die formel -lg[H+]. warum ist die konzetration von HAC und AC- gleich ? Dachte das wäre so das am anfang einfach eine HAC säure in wasser geschmissen wird und daraus dieses gemisch der säure und korespondierenden base rauskommt. Warum ist wenn [Ac-] = 0,1 M ist die konzenration vpn [H+] nicht auch 0,1M :
Gleichung is doch so
HAc > H+ + Ac-
versteh das alles nicht. Von dem gerechne unten ganz zu schweigen. Sorry für den wirren text, baer die verzweifelung ist groß. Vielleicht kanns mir jemand erklären. Wäre sehr lieb
Lg Susi
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(Antwort) fertig  | | Datum: | 12:13 Mi 07.03.2007 | | Autor: | ardik |
Hallo SusaSch,
> Ich weiß, das man hier keine allgemeinn fragen fragen darf.
Naja, dürfen... Je mehr deutlich wird, dass man sich selbst damit befasst hat, umso allgemeiner "dürfen" die Fragen werden... 
Allerdings steigt bei konkreten Fragen die Wahrscheinlichkeit einer schnellen Antwort. Schließlich haben zuweilen auch die Antwortenden eine gewisse Bequemlichkeit, eine knappe Antwort auf eine knappe Frage ist schneller geschrieben als eine ausführliche Abhandlung.
> warum nimmt man zum berechen des pH werts vorher die
> puffergleichung und nicht die formel -lg[H+].
Die "Formel" [mm] $-\lg [/mm] [H^+]$ ist ja nur die Umrechnung von $H^+$-Konzentration in pH-Wert. Aber dazu muss man die $H^+$-Konzentration kennen...
> warum ist die konzetration von HAC und AC- gleich ?
Weil das von der Aufgabe so vorgegeben ist! 
Die vorgelegte Lösung ist halt (zuvor) so zusammengemixt worden, dass die beiden Konzentrationen gleich sind. Wenn man einfach nur Essigsäure (HAc) in Wasser kippen würde, wären die Konzentrationen natürlich nicht gleich, sondern $Ac^-$ erheblich niedriger (schwache Säure).
Aber Pufferlösungen werden gerade so gemixt, dass die beiden Konzentrationen einigermaßen gleich sind. Man erreicht das, indem man außer der Säure auch noch ihr Salz, hier also Acetat (z.B. Natriumacetat) hinzufügt und so "künstlich" die $Ac^-$-Konzentration erhöht.
> Dachte das wäre so das am anfang einfach eine HAC säure in wasser geschmissen
> wird und daraus dieses gemisch der säure und korespondierenden base rauskommt.
So sahen die typischen Aufgaben aus, als man mit dem Thema begann...
> Warum ist wenn [Ac-] = 0,1 M ist die konzenration vpn [H+] nicht auch 0,1M :
Siehe oben. Das wäre richtig, wenn man lediglich Essigsäure ins Wasser getan hätte. Aber es wurde ja extra noch Acetat hinzugefügt.
Während des Versuches nun wird H^+ "künstlich" hinzugefügt (durch die HCl-Zugabe, die $Cl^-$-Ionen kann man getrost vergessen). Das wird von den quasi im Überschuss vorhandenen $Ac^-$-Ionen "abgefangen", dadurch die "Puffer"-Wirkung.
Schöne Grüße
ardik
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 14:36 Mi 07.03.2007 | | Autor: | SusaSch |
Hallo
Danke für die ausführliche antwort, aber mein wissensdurst is noch nich gelöscht :).
Ich versteh nich wie man da ne formel aufstellen soll. In worten kann man das ja so beschreiben. HAc wir ins wasser geschmissen. Dann noch das Natriumacetat dazu und fertig. Bis jetzt wars doch immer wichtig ne formel zu haben bei pH wert berechnung. Wie mach ich das denn nun
HAc ind wasser gibt ja
HAc > H+ +Ac-
so und nu schmeiß ich da noch das salz rein. Und wo soll das in meine gleichung? Ist es bei den pufferlösungen überhaupt wichtig da das gleichgewicht aufzustellen. Bei den anderen aufgaben wars halt immer wichtig wegen den konzentrationen.
Noch ne frage zu der aufgabe. Da steht ja .. . durch das zutropfen von 1ml HCl wird eine konzentration von 0,01M erzeugt.
Aber das stimmt doch nich, denn es sind doch schon H+ ionen in dem zeug drin > durch den zerfall des HAc oder nicht? müsste man dann nicht schaun wie viele H+ teilchen schon drin sind+ die neuen H+ teilchen die dazukommen und das dann mit der formel c= n/v die neue konzentration ausrechnen?
So und um zu prüfen ob ichs verstnden habe hier meine version. Man mischt sich also dieses gemisch zusammen mit der säure und ihrer korespondierenden base. Dann schmeißt man das HCl dazu, dass in H+ und Cl- zerfällt. Cl- vergisst man ganz schnell und schaut nur wie viel H+ dazukommt. Die Ac- ionen stürzen sich also auf das H+ und verbinden sich zu HAc. Deshalb nimmt dessen konzetration zu, aber die H+ konzentration nicht. So richtig?
Lg Susi
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Hallo Susi,
Also, Du hast Deine Essigsäure in Wasser geschmissen:
HAc <--> [mm] H^{+} [/mm] + [mm] Ac^{-} [/mm]
[mm] K_{S} [/mm] = [mm]\bruch{[H^{+}] * [Ac^{-}]}{[HAc]_{Glgw.}}[/mm]
dann kommt die für schwache Säuren übliche Vereinfachung:
[mm] [HAc]_{Glgw.} [/mm] = [mm] [HAc]_{0} [/mm] - [mm] [H^{+}] \approx [HAc]_{0}
[/mm]
also
[mm] K_{S} [/mm] = [mm]\bruch{[H^{+}] * [Ac^{-}]}{[HAc]_{0}}[/mm]
jetzt auflösen nach [mm] [H^{+}] [/mm] :
[mm] [H^{+}] [/mm] = [mm] K_{S} [/mm] * [mm]\bruch{[HAc]}{[Ac]^{-}}}[/mm]
jetzt noch logarithmieren:
pH = [mm] pK_{S} [/mm] - lg [mm]\bruch{[HAc]}{[Ac]^{-}}}[/mm]
und fertig ist die Henderson-Hasselbalch-Gleichung.
Du kannst natürlich auch umgekehrt vorgehen, und die Sache von der Seite des Acetates (schwache Base) sehen:
[mm] Ac^{-} [/mm] + [mm] H_{2}O [/mm] <--> HAc + [mm] OH^{-}
[/mm]
[mm] K_{B} [/mm] = [mm]\bruch{[HAc] * [OH^{-}]}{[Ac^{-}]_{Glgw.}[/mm]
dann kommt die für schwache Basen übliche Vereinfachung:
[mm] [Ac^{-}]_{Glgw.} [/mm] = [mm] [Ac^{-}]_{0} [/mm] - [mm] [OH^{-}] \approx [Ac^{-}]_{0}
[/mm]
also
[mm] K_{B} [/mm] = [mm]\bruch{[HAc] * [OH^{-}]}{[Ac^{-}]_{0}}[/mm]
jetzt auflösen nach [mm] [OH^{-}] [/mm] :
[mm] [OH^{-}] [/mm] = [mm] K_{B} [/mm] * [mm]\bruch{[Ac^{-}]_{0}}{[HAc]}[/mm]
jetzt noch logarithmieren:
pOH = [mm] pK_{B} [/mm] - lg [mm]\bruch{[Ac^{-}]_{0}}{[HAc]}[/mm]
das ist dann die Henderson-Hasselbalch-Gleichung für schwache Basen, hier: Acetationen.
Die beiden Gleichungen sind einander vollkommen äquivalent, soll heißen, wenn Du z. B. eine äquimolare Mischung von Essigsäure und Acetat in Wasser schmeißt fällt der lg-Term ja weg. Dann steht da nur noch
pOH = [mm] pK_{B}
[/mm]
[mm] \gdw [/mm] 14 - pH = 14 - [mm] pK_{s} [/mm]
[mm] \gdw [/mm] pH = [mm] pK_{S}
[/mm]
Das funktioniert auch für jedes beliebige Verhältnis von Acetat und Essigsäure.
Also ist es egal, welche Reaktionsgleichung Du aufstellst: wichtig ist nur das Verhältnis von schwacher Säure zu schwacher Base in der H-H-Gleichung, gleich welcher Bauart.
ZU deiner nächsten Frage: wenn da steht, durch das Zutropfen von 1 ml 1-M HCL (in eine Pufferlösung) wird eine Konzentration von 0,01 mol/l erzeugt, so ist das eine theoretische Aussage. Man unterteilt das Geschehen gedanklich in 2 Phasen: 1. Dissoziation der starken Säure, 2. Abfangen der [mm] H^{+}-Ionen [/mm] durch den Puffer.
Den Unterschied von schon vorhandenen [mm] H^{+}-Ionen [/mm] aus der Essigsäure des Puffers zu den neu hinzukommenden aus der HCl kann hier vernachlässigt werden, denn es beträgt zum einen
[mm]\bruch{H^{+}_{HCl}}{H^{+}_{HAc}}[/mm] = 561 : 1
zum anderen werden die [mm] H^{+}-Ionen [/mm] ja gleich von den Acetationen des Puffers weggefangen.
Den neuen pH berechnest Du ja gerade dadurch, indem Du berücksichtigst, das neue HAc entsteht (durch Addition) und die Konzentration an [mm] Ac^{-} [/mm] abnimmt (durch Subtraktion).
Was in deinem letzten Absatz steht ist richtig. Du hast es verstanden.
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 20:46 Mi 04.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
Hey
Grauenhaft, dass ich dieses Thema wieder ausgraben muss > habs nie recht verstanden :(. Auf ein neues.....
Hänge mal wieder an dieser aufgabe...
Puffer:
1ml 1M HCL tropft in ein Gemisch von 100 ml HAC / AC- mit [ HAc] = [ Ac-] = 0,1M
Dabei scheiter ich mit meinem verständnis bereits an dem [mm] HAc/Ac^{-} [/mm] Gemisch. Mein lehrer hat gesagt, wir nehmen essigsäure und schmeißen NaAc hinein > das gebe das gemisch.
Also stellen wir ein Gleichgewicht auf:
HAc + [mm] H_{2}O [/mm] <--> [mm] H_3O^{+} [/mm] + [mm] Ac^{-}
[/mm]
Ks = [mm] \bruch{ [H_3O^{+}]* [Ac^{-}]}{[HAc]_{GlW}}
[/mm]
[mm] 10^{-4,76} [/mm] = [mm] \bruch{ [H_3O^{+}]^{2}}{[0,01]}
[/mm]
...
Ich bekomme da eine Konzentration von [mm] H^{+} [/mm] raus von_
[mm] [H]^{+} [/mm] = [mm] 4,17*10^{-4}
[/mm]
pH = 3,38
Nun würde man ja das Salz reinschmeißen, das sich dann auflöst:
NaAc > [mm] Na^{+} [/mm] + [mm] Ac^{-}
[/mm]
Dadurch würde sich doch das Glw nach links verschieben(da mehr [mm] Ac^{-} [/mm] und der ph des gemischs ändern oder? Es müsste doch die konzentration von HAc steigen und die von [mm] H^{+} [/mm] und [mm] Ac^{-} [/mm] sinken oder nicht?
1) wie kann man die neuen Konzentrationen und den neuen ph ausrechnen?
2) Wie soll es jemals gelingen ein Gemisch von gleicher Konzentration von HAc und [mm] Ac^{-} [/mm] hinzubekommen, wenn wenn man [mm] Ac^{-} [/mm] z.B. in forom von Salz reinschmeißt sich das Glw zu gunsten von HAc verschiebt?
LG Susi
Dann kommt das Salz rein und löst sich auf
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(Antwort) fertig | | Datum: | 14:48 Do 05.06.2008 | | Autor: | ardik |
Hallo SusaSch,
im Grunde ist das Ganze wohl ein Fall für die ![[]](/images/popup.gif) Henderson-Hasselbalch-Gleichung, worauf ich aber eventuell - wenn ich dann noch Zeit habe - näher bei Deiner neuen, ähnlichen Frage eingehen will.
> [mm]HAc/Ac^{-}[/mm] Gemisch. Mein lehrer hat gesagt, wir nehmen
> essigsäure und schmeißen NaAc hinein > das gebe das
> gemisch.
Ja.
> Also stellen wir ein Gleichgewicht auf:
>
> HAc + [mm]H_{2}O[/mm] <--> [mm]H_3O^{+}[/mm] + [mm]Ac^{-}[/mm]
>
> Ks = [mm]\bruch{ [H_3O^{+}]* [Ac^{-}]}{[HAc]_{GlW}}[/mm]
>
> [mm]10^{-4,76}[/mm] = [mm]\bruch{ [H_3O^{+}]^{2}}{[0,01]}[/mm]
>
> ...
> Ich bekomme da eine Konzentration von [mm]H^{+}[/mm] raus von_
> [mm][H]^{+}[/mm] = [mm]4,17*10^{-4}[/mm]
>
> pH = 3,38
Die Rechnung ist als Aufwärmübung ok, passt aber nicht zur Aufgabe.
Sie wäre angemessen, wenn nach dem pH einer Essigsäurelösung mit [mm] $[HAc]=0,01mol*l^{-1}$ [/mm] gefragt gewesen wäre.
Evtl. hast Du im Nenner Konzentration und Stoffmenge (die in den nur 100ml vorhanden ist) verwechselt.
> Nun würde man ja das Salz reinschmeißen, das sich dann
> auflöst:
>
> NaAc > [mm]Na^{+}[/mm] + [mm]Ac^{-}[/mm]
>
> Dadurch würde sich doch das Glw nach links verschieben(da
> mehr [mm]Ac^{-}[/mm] und der ph des gemischs ändern oder? Es müsste
> doch die konzentration von HAc steigen und die von [mm]H^{+}[/mm]
> und [mm]Ac^{-}[/mm] sinken oder nicht?
Völlig richtig.
Daher ist obige Rechnung auch irrelevant. Denn nach der Salzzugabe ist [HAc] ja eben nicht mehr [mm] $0,1mol*l^{-1}$
[/mm]
In der Aufgabe ist aber bereits vorgegeben, welche Konzentrationen HAc und Ac^- nach Erreichen des Gleichgewichtes haben (nämlich eben jene [mm] $0,1mol*l^{-1}$). [/mm] Wie man dahin gekommen ist, ist dabei belanglos.
> 2) Wie soll es jemals gelingen ein Gemisch von gleicher
> Konzentration von HAc und [mm]Ac^{-}[/mm] hinzubekommen, wenn wenn
> man [mm]Ac^{-}[/mm] z.B. in forom von Salz reinschmeißt sich das Glw
> zu gunsten von HAc verschiebt?
Schnelle anschauliche Begründung:
Es steht ja nicht unbegrenzt $H_3O^+$ zur Verfügung. Je mehr Ac^- man zufügt, umso "langsamer" verschiebt sich das Glgw. nach links. Es befindet sich sehr bald erheblich mehr Ac^- in der Lösung als H_3O^+. Somit kann auch kaum noch HAc gebildet werden.
> 1) wie kann man die neuen Konzentrationen und den neuen ph
> ausrechnen?
Bevor sich das Glgw. einzustellen beginnt, hat man theoretisch im Säure-Salz-Gemisch bestimmte Ausgangskonzentrationen:
[mm] $[HAc]_0, [Ac^-]_0$ [/mm] (und aus der Autoprotolyse des Wassers [mm] $[H_3O^+]=10^{-7}mol*l^{-1}$, [/mm] was man in der Regel vernachlässigen kann).
Eine zunächst unbekannte Menge HAc dissoziiert, also verringert sich [HAc] um x.
Im Gleichgewicht haben wir dann also:
[mm] $[HAc]=[HAc]_0-x$
[/mm]
$[Ac^-]=[Ac^-]+x$
$[H_3O^+]=x$ (wenn man die Autoprotolyse des Wassers wg. Geringfügigkeit vernachlässigt).
Damit lässt sich die MWG-Formel aufstellen, x und dann die Glgw.-Konzentrationen berechnen.
Schöne Grüße
ardik
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 15:01 Do 05.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
hallo
Danke für die antwort, aber widerspricht sich dieser absatz nicht?
> Völlig richtig.
Daher ist obige Rechnung auch irrelevant. Denn nach der Salzzugabe ist [HAc] ja eben nicht mehr $ [mm] 0,1mol\cdot{}l^{-1} [/mm] $
In der Aufgabe ist aber bereits vorgegeben, welche Konzentrationen HAc und Ac^- nach Erreichen des Gleichgewichtes haben (nämlich eben jene $ [mm] 0,1mol\cdot{}l^{-1} [/mm] $). Wie man dahin gekommen ist, ist dabei belanglos.
lg Susi
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(Antwort) fertig | | Datum: | 15:54 Do 05.06.2008 | | Autor: | ardik |
Hallo Susi,
> Danke für die antwort, aber widerspricht sich dieser
> absatz nicht?
Nö.
"Obige Rechnung" gilt nur für eine reine Essigsäurelösung ohne zusätzliche Salzzugabe. Nur dann ist ja [mm] $[\mathrm{Ac}^-]=[H_3O^+]$.
[/mm]
Wenn ich in diese Lösung (mit [mm] $[\mathrm{HAc}]=0{,}1\ [/mm] mol\ [mm] l^{-1}$) [/mm] Salz hineingebe, steigt [HAc] (und der pH ebenfalls).
Wenn ich aber eine Pufferlösung mit [mm] $[\mathrm{HAc}]=0{,}1\ [/mm] mol\ [mm] l^{-1}$ [/mm] habe, dann hatte die "vorherige" Essigsäure ohne Salz eine etwas geringere [HAc].
Aber: Das ganze ist recht spitzfindig, muss ich zugeben, ich habe es dadurch komplizierter gemacht als nötig.
Da die Essigsäure ja ohnehin nur zu einem extrem kleinen Teil dissoziiert, sind die Verschiebungen auch minimal und können in den Rechnungen vernachlässigt werden.
Wenn ich also zu 1l Wasser 0,1 mol Essigsäure und 0,1 mol Acetat hinzugebe, dann habe ich hinterher [mm] $[\mathrm{HAc}]\approx[\mathrm{Ac}^-]\approx0{,}1\ [/mm] mol\ [mm] l^{-1}$.
[/mm]
[HAc] ist dann geringfügig (im Promillebereich) größer als [Ac^-]...
> Daher ist obige Rechnung auch irrelevant. Denn nach der
> Salzzugabe ist [HAc] ja eben nicht mehr
> [mm]0,1mol\cdot{}l^{-1}[/mm]
> In der Aufgabe ist aber bereits vorgegeben, welche
> Konzentrationen HAc und Ac^- nach Erreichen des
> Gleichgewichtes haben (nämlich eben jene
> [mm]0,1mol\cdot{}l^{-1} [/mm]). Wie man dahin gekommen ist, ist
> dabei belanglos.
>
>
> lg Susi
Schöne Grüße
ardik
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 15:57 Fr 06.06.2008 | | Autor: | SusaSch |
Hey
Also ganz allgemein, wenn sie schreiben pufferlösung aus ...und salz... mit konzentrationen ....z.B. HAc und NaAc dann meinen sie das sind die konzentrationen die vorhanden sind wenn sich das glw eingestellt hat (wenn man das salz in die lösung geschmissen hat ) richtig? Also sie meinen nicht, dass ich das zeug zusammenmischen muss und die konzentration im glw rausfinden > das ist nämlich das was ich die ganze zeit versucht habe ;)...
LG Susi
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Hallo SusaSch,
> Hey
> Also ganz allgemein, wenn sie schreiben pufferlösung aus
> ...und salz... mit konzentrationen ....z.B. HAc und NaAc
> dann meinen sie das sind die konzentrationen die vorhanden
> sind wenn sich das glw eingestellt hat (wenn man das salz
> in die lösung geschmissen hat ) richtig?
Ja genau. Davon kann man in guter Näherung ausgehen.
Also sie meinen
> nicht, dass ich das zeug zusammenmischen muss und die
> konzentration im glw rausfinden > das ist nämlich das was
> ich die ganze zeit versucht habe ;)...
Nein, das ist nicht gemeint. Spaßeshalber kannst Du ja einmal die Konzentration der Acetationen ausrechnen, die in einer 1 M Essigsäurelösung vorhanden sind. (Die ist nämlich gleich der Konzentration der [mm] H^{+}-Ionen.)
[/mm]
LG, Martinius
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