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| Aufgabe | | Berechnen Sie die Löslichkeit von Silberchromat in reinem Wasser [mm] (K_{L}(Ag_{2}CrO_{4}) [/mm] = 1,2 * [mm] 10^{-12} mol^{3} [/mm] * [mm] l^{-3}. [/mm] |
Die Aufgabe habe ich scon gelöst, da ein gleiches Beispiel mit anderen Stoffen in meinem Lehrbuch vorhanden ist:
1.) Das Silberchromat dissoziiert in reinem Wasser in zwei einfach positiv geladene Silber-Kationen und einem zweifach negativ geladenen Chromat-Anion:
[mm] Ag_{2}CrO_{4} [/mm] -> 2 [mm] Ag^{+}_{aq} [/mm] + [mm] CrO_{4}^{2-}_{aq}
[/mm]
2.) Da die Konzentration der Silber-Ionen doppelt so groß ist wie die der Chromat-Ionen gilt:
[mm] K_{L} [/mm] = [mm] c(CrO_{4}^{2-}) [/mm] * [mm] [2*c(CrO_{4}^{2-})]^{2} [/mm] = [mm] 4c^{3} (CrO_{4}^{2-})
[/mm]
-> [mm] c(Ag_{2}CrO_{4}) [/mm] = [mm] c(CrO_{4}^{2-}) [/mm] = [mm] \wurzel[3]{\bruch{K_{L}}{4}}
[/mm]
-> [mm] c(Ag_{2}CrO_{4}) [/mm] = [mm] \wurzel[3]{\bruch{1.2 * 10^{-12} mol^{3}*l^{-3}}}{4} [/mm] = [mm] 6.694*10^{-5} mol*l^{-1}
[/mm]
3.) Multiplikation mit der molaren Masse von [mm] CrO_{4}:
[/mm]
[mm] 6.694*10^{-5} mol*l^{-1} [/mm] * 116g * [mm] mol^{-1} [/mm] = [mm] 0.0186g*l^{-1}
[/mm]
Ich denke das sollte so alles stimmen, allerdings habe ich zwei Fragen zu den einzelnen Schritten.
Und zwar zum 2.) Schritt:
Da stellt man ja die Gleichung [mm] K_{L} [/mm] = [mm] c(CrO_{4}^{2-}) [/mm] * [mm] [2*c(CrO_{4}^{2-})]^{2} [/mm] = [mm] 4c^{3} (CrO_{4}^{2-}) [/mm] um die gesamte Konzentration der Lösung auszurechnen. Ich verstehe aber diesen Teil nicht: [mm] [2*c(CrO_{4}^{2-})]^{2} [/mm] . Der steht ja sozusagen für die Konzentration von den [mm] 2Ag^{+}. [/mm] Da die Konzentration des Ag doppelt so groß ist wie die des [mm] CrO_{4} [/mm] nimmt man die Konzentration von [mm] CrO_{4} [/mm] eben doppelt also [mm] 2*c(CrO_{4}^{2-}). [/mm] Aber warum nimmt man das ganze dann noch zum Quadrat? Ist das nicht doppelt gemoppelt?
Zur zweiten Frage:
Beim Schritt 2.) gehts dann ja weiter mit [mm] c(Ag_{2}CrO_{4}) [/mm] = [mm] c(CrO_{4}^{2-}) [/mm] = [mm] \wurzel[3]{\bruch{K_{L}}{4}}
[/mm]
Ich verstehe aber nicht was man da jetzt genau macht. Kann mir das jemand sprachlich verdeutlichen, wozu man jetzt die Konzentration des Silberchromats mit der Konzentration der Chromat-Ionen gleichstellt?
Ich hoffe das ist alles verständlich was ich aufgeschrieben habe. Ich würde mich über eine Hilfe eurerseits sehr freuen!
Gruß
CrazyBlue
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Hallo CrazyBlue,
> Berechnen Sie die Löslichkeit von Silberchromat in reinem
> Wasser [mm](K_{L}(Ag_{2}CrO_{4})[/mm] = 1,2 * [mm]10^{-12} mol^{3}[/mm] *
> [mm]l^{-3}.[/mm]
> Die Aufgabe habe ich scon gelöst, da ein gleiches
> Beispiel mit anderen Stoffen in meinem Lehrbuch vorhanden
> ist:
>
> 1.) Das Silberchromat dissoziiert in reinem Wasser in zwei
> einfach positiv geladene Silber-Kationen und einem zweifach
> negativ geladenen Chromat-Anion:
> [mm]Ag_{2}CrO_{4}[/mm] -> 2 [mm]Ag^{+}_{aq}[/mm] + [mm]CrO_{4}^{2-}_{aq}[/mm]
>
> 2.) Da die Konzentration der Silber-Ionen doppelt so groß
> ist wie die der Chromat-Ionen gilt:
> [mm]K_{L}[/mm] = [mm]c(CrO_{4}^{2-})[/mm] * [mm][2*c(CrO_{4}^{2-})]^{2}[/mm] = [mm]4c^{3} (CrO_{4}^{2-})[/mm]
>
> -> [mm]c(Ag_{2}CrO_{4})[/mm] = [mm]c(CrO_{4}^{2-})[/mm] =
> [mm]\wurzel[3]{\bruch{K_{L}}{4}}[/mm]
> -> [mm]c(Ag_{2}CrO_{4})[/mm] = [mm]\wurzel[3]{\bruch{1.2 * 10^{-12} mol^{3}*l^{-3}}}{4}[/mm]
> = [mm]6.694*10^{-5} mol*l^{-1}[/mm]
>
> 3.) Multiplikation mit der molaren Masse von [mm]CrO_{4}:[/mm]
Laut Aufgabenstellung sollst Du die Löslichkeit von Silberchromat berechnen - nicht die Löslichkeit von Chromat.
$ [mm] M(Ag_2CrO_4) \; [/mm] = [mm] \; [/mm] 331,7296 [mm] \; [/mm] g/mol$
> [mm]6.694*10^{-5} mol*l^{-1}[/mm] * 116g * [mm]mol^{-1}[/mm] =
> [mm]0.0186g*l^{-1}[/mm]
>
> Ich denke das sollte so alles stimmen, allerdings habe ich
> zwei Fragen zu den einzelnen Schritten.
> Und zwar zum 2.) Schritt:
>
> Da stellt man ja die Gleichung [mm]K_{L}[/mm] = [mm]c(CrO_{4}^{2-})[/mm] *
> [mm][2*c(CrO_{4}^{2-})]^{2}[/mm] = [mm]4c^{3} (CrO_{4}^{2-})[/mm] um die
> gesamte Konzentration der Lösung auszurechnen. Ich
> verstehe aber diesen Teil nicht: [mm][2*c(CrO_{4}^{2-})]^{2}[/mm] .
> Der steht ja sozusagen für die Konzentration von den
> [mm]2Ag^{+}.[/mm] Da die Konzentration des Ag doppelt so groß ist
> wie die des [mm]CrO_{4}[/mm] nimmt man die Konzentration von [mm]CrO_{4}[/mm]
> eben doppelt also [mm]2*c(CrO_{4}^{2-}).[/mm] Aber warum nimmt man
> das ganze dann noch zum Quadrat? Ist das nicht doppelt
> gemoppelt?
Du hast: [mm] $[CrO_4^{2-}] \; [/mm] = [mm] \; 6,6943*10^{-5} \; [/mm] g/l$
und [mm] $[Ag^{+}] \; [/mm] = [mm] \; 2*6,6943*10^{-5} \; [/mm] g/l [mm] \; [/mm] = [mm] \; 1,33886*10^{-4} \; [/mm] g/l$
Damit: [mm] $L_p\; [/mm] = [mm] \;[Ag^{+}]^2* [CrO_4^{2-}] \; [/mm] = [mm] \; (1,33886*10^{-4})^2*6,6943*10^{-5} \; mol^3/l^3 \; [/mm] = [mm] \; 1,2*10^{-12} \; mol^3/l^3 [/mm] $
> Zur zweiten Frage:
>
> Beim Schritt 2.) gehts dann ja weiter mit [mm]c(Ag_{2}CrO_{4})[/mm]
> = [mm]c(CrO_{4}^{2-})[/mm] = [mm]\wurzel[3]{\bruch{K_{L}}{4}}[/mm]
> Ich verstehe aber nicht was man da jetzt genau macht. Kann
> mir das jemand sprachlich verdeutlichen, wozu man jetzt die
> Konzentration des Silberchromats mit der Konzentration der
> Chromat-Ionen gleichstellt?
Laut Summenformel ist die Konz. des gelösten Silberchromats gleich der Konz. des (gelösten) Chromats - beide Spezies haben die stöchiometrischen Koeffizienten 1 - in der Dissoziationsgleichung:
[mm] $Ag_2(CrO_4)_{(aq)} \; \rightleftharpoons \; [/mm] 2 [mm] \; Ag^{+}_{(aq)} +CrO_{4}^{2-}_{(aq)} [/mm] $
Wenn eine Formeleinheit des [mm] Ag_2CrO_4 [/mm] in Lösung gegangen ist, so hat man in der Lösung auch eine Formeleinheit [mm] CrO_4^{2-} [/mm] - aber zwei Formeleinheiten Silberkationen.
Das geht unmittelbar aus der Summenformel hervor.
> Ich hoffe das ist alles verständlich was ich
> aufgeschrieben habe. Ich würde mich über eine Hilfe
> eurerseits sehr freuen!
>
> Gruß
>
> CrazyBlue
LG, Martinius
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(Mitteilung) Reaktion unnötig  | | Datum: | 14:19 Sa 07.01.2012 | | Autor: | CrazyBlue |
Ein leicht verspätetes Dankeschön! Das hat mir gut geholfen. =)
Gruß
CrazyBlue
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