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| Aufgabe | Wo steckt der Fehler ?
a) Der PH-Wert einer Flusssäure-Lösung mit der Konzentration [mm] c=10^{-4}mol*L^{-1} [/mm] beträgt nach der unten angegebenen Beziehung 3,6. Die Lösung scheint also stärker sauer zu sein als eine Salzsäure von derselben Konzentration.
[mm] pH=\bruch{1}{2}*(pK_{S}-lg(c_{0}(HF))
[/mm]
b) Formal sollte eine Salzsäure der Konzentration [mm] c=10^{-8} mol*L^{-1} [/mm] den pH-Wert 8 haben. Sie wäre somit alkalisch. |
Hi,
also zu a) fiele mir folgendes ein.
Diese Näherung für den pH-Wert verlässt sich ja darauf, dass der [mm] K_{S}-Wert [/mm] der Säure klein ist und man [mm] c(H^{+})=\wurzel{K_{s}*c_{0}} [/mm] setzen kann. Dabei wird aber vernachlässigt, dass ein Teil der Säure aber dissoziiert ist. Daher geht dieses Verfahren hier nicht.
b) fällt mir spontan gar nichts ein...
Wäre super, wenn mir jemand einen kleinen Denkanstoß geben könnte.
Lg
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Hi, eXeQter,
> Wo steckt der Fehler ?
>
> a) Der PH-Wert einer Flusssäure-Lösung mit der
> Konzentration [mm]c=10^{-4}mol*L^{-1}[/mm] beträgt nach der unten
> angegebenen Beziehung 3,6. Die Lösung scheint also stärker
> sauer zu sein als eine Salzsäure von derselben
> Konzentration.
>
> [mm]pH=\bruch{1}{2}*(pK_{S}-lg(c_{0}(HF))[/mm]
>
> b) Formal sollte eine Salzsäure der Konzentration [mm]c=10^{-8} mol*L^{-1}[/mm]
> den pH-Wert 8 haben. Sie wäre somit alkalisch.
> also zu a) fiele mir folgendes ein.
>
> Diese Näherung für den pH-Wert verlässt sich ja darauf,
> dass der [mm]K_{S}-Wert[/mm] der Säure klein ist und man
> [mm]c(H^{+})=\wurzel{K_{s}*c_{0}}[/mm] setzen kann. Dabei wird aber
> vernachlässigt, dass ein Teil der Säure aber dissoziiert
> ist. Daher geht dieses Verfahren hier nicht.
Da muss ich nochmal drüber nachdenken!
> b) fällt mir spontan gar nichts ein...
Nun: Bei so kleinen Säure-Konzentrationen darf man die Konzentration der Oxoniumionen von WASSER nicht mehr vernachlässigen!
mfG!
Zwerglein
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| Status: |
(Mitteilung) Reaktion unnötig  | | Datum: | 18:29 So 20.01.2008 | | Autor: | MontBlanc |
Hi,
danke für die schnelle Antwort.
Um meine antwort etwas klarer zu machen, hier mal die rechnung:
Bei einer schwachen Säure sieht das MWG so aus:
[mm] K_{S}=\bruch{c(H_{3}O^{+})*c(A^{-})}{c_{0}(HA)}
[/mm]
Wenn man jetzt davon ausgeht, dass die Säure zu gleichen Teilen dissoziiert kann man das so schreiben:
[mm] K_{S}=\bruch{x^{2}}{c_{0}}
[/mm]
Dabei wird aber vernachlässigt, dass von der Säure was fehlt. Das kann man bei der Flusssäure nicht machen, es muss also heißen:
[mm] K_{S}=\bruch{x^{2}}{c_{0}-x}
[/mm]
Macht man das für die Flusssäure und berechnet die quadr. Gleichung, kommt man af eine Konzentration der Hydronium-Ionen von [mm] 8,9*10^{-5} mol*L^{-1}.
[/mm]
Das entsprich pH=4,05
Also wäre die Salzsäure saurer.
Lg
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| Status: |
(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 22:27 So 20.01.2008 | | Autor: | Martinius |
Hallo,
wenn man die gegebene Gleichung auf Salzsäure anwendet (pKs = -6) kommt man auf einen pH von -1, was Unsinn ist.
Auch der pH von Flußsäure (pKs = 3,14) liefert einen unsinnigen pH mit 3,6.
Das liegt darin begründet, dass die Henderson-Hasselbalch-Gleichung eine Näherung ist, die nur bei schwachen Säuren oder schwachen Basen ihre Anwendung findet.
Salzsäure ist eine sehr starke Säure, Flußsäure noch eine starke Säure. Bei einer Konzentration von [mm] $c_0 [/mm] = [mm] 10^{-4}$ [/mm] mol/l beträgt der pH für beide Säuren 4.
Also ist alles richtig, was Du dir dazu gedacht hast.
LG, Martinius
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| Status: |
(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 22:53 So 20.01.2008 | | Autor: | MontBlanc |
Guten Abend,
vielen Dank für eure Hilfe.
Liebe Grüße,
exeqter
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