Säure-Base-Gleichgewichte < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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| Aufgabe 1 | | Warum ist der Protolysegrad a zur Charakterisierung der Säurestärke ungeeignet? |
| Aufgabe 2 | | Warum kann man die Säurestärke nicht durch Neutralisation ermitteln? |
| Aufgabe 3 | Vergleichen Sie den Protolysegrad von Essigsäure in Wasser, konzentrierter Salzsäure bzw. Ammoniak.
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| Aufgabe 4 | Der [mm] pK_{s}-Wert [/mm] für HI beträgt ca. -8. Wie groß ist der [mm] pK_{B}-Wert [/mm] für [mm] I^{-}?
[/mm]
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Hallo!
Wir sollen die Fragenn oben beantworten, problem ist, wir haben als Quelle nur einen Text, und der erklärt nicht alles so einleuchtend...
Vielleicht könntet ihr mir helfen? Wär echt nett:D
zu 1.)
Vergleicht man den Protolysegrad von verdünnter Salzsäure und verdünnter Essigsäure, fällt auf das die Essigsäure einen viel höheren Protolysegrad als die Salzsäure hat, das Essigsäure im gegensatz zur Salszäure bei der Verdünnung neue Ionen bildet! [Richtig=?]
zu 2.)
Nicht sicher, aber hat es was mit 1. zu tun? Oder evtl. das die Konzentration beachtet werden muss?
zu 3.)
okay, die Formel lautet [mm] \bruch{c(a^{-}}{c_{0}(HA)}=\alpha, [/mm] da aber kein einziges Beispiel im Text gegeben ist, kann ich das nicht wirklich nachvollziehen...
Soweit ich weiß steht HA für die Ausgangssäure, also Essigsäure;
[mm] A^{-} [/mm] für korrespondierende Base... Ich stelle erstmal die Gleichungen auf:
Essigsäure + Wasser => [mm] CH_{3}COOH [/mm] + [mm] H_{2}O [/mm] => [mm] H3O^{+} [/mm] + [mm] CH3COO^{-} [/mm] [RICHTIG?]
Essigsäure + Salzsäure => [mm] CH_{3}COOH [/mm] + HCl => [mm] CH_{3}COOCl [/mm] + [mm] H_{2} [/mm] [RICHTIG?]
Essigsäure + Ammoniak => [mm] CH_{3}COOH [/mm] + NH3 => [mm] CH_{3}COO^{-} [/mm] + [mm] NH4^{+} [/mm] [RICHTIG?]
Demnach müsste ich jetzt für jede Gleichung in die Formel [mm] \bruch{c(a^{-}}{c_{0}(HA)}=\alpha [/mm] einsetzen... Nur wo bekomm ich denn
[mm] c_{0}(HA) [/mm] bzw. [mm] c(a^{-} [/mm] her???
Zu 4.)
Mir ist aufgefallen, dass wenn man [mm] pK_{s} [/mm] und pK-{b} zusammenrechnet, kommt immer 14 raus, hat das evtl. damit was zu tun? Aber wie berechnet man dann [mm] pK_{b} [/mm] NUR für [mm] I^{-}???
[/mm]
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| Status: |
(Antwort) fertig  | | Datum: | 00:59 Fr 07.04.2006 | | Autor: | ardik |
| Aufgabe 1 | | Warum ist der Protolysegrad a zur Charakterisierung der Säurestärke ungeeignet? |
Bei der ersten Frage schwimme ich selbst ein wenig... :-(
Die Säurestärke [mm] K_s [/mm] (bzw pKs) ist ja per MWG über den Dissoziationsgrad, also den Protolysegrad definiert...
Aber ein paar Gedanken:
Naja, diese Definition bezieht sich freilich auf die Protolyse in reinem Wasser. Der Protoylsegrad ist natürlich von Störfaktoren abhängig, wie z.B. zusätzlich vorhandenen Ionen.
Starke Säuren sind generell zu praktisch 100% dissoziert, da ist also kaum eine Differenzierung über den Dissoziationsgrad möglich.
| Aufgabe 2 | | Warum kann man die Säurestärke nicht durch Neutralisation ermitteln? |
Durch Neutralisation kann man die Menge vorhandener Säuremoleküle - unabhängig von ihrer Stärek - ermitteln. Um eine bestimmte Menge einer ein-molaren Essigsäure zu neutralisieren, ist genauso viel Lauge nötig, wie zur Neutralisation einer ein-molaren Salzsäure.
| Aufgabe 3 | | Vergleichen Sie den Protolysegrad von Essigsäure in Wasser, konzentrierter Salzsäure bzw. Ammoniak. |
Prinzip von Le Chatelier, das Prinzip vom kleinsten Zwang. Eine Reaktion weicht auf die Seite aus, auf der der kleinste "Druck" besteht, sie gibt einem evtl. vorhandenen Überschuss nach. (Humm, im Chemie-Buch ist das besser / korrekter formuliert):
[mm]CH_{3}COOH + H_{2}O \leftrightarrow H_3O^{+} + CH_3COO^{-}[/mm]
In Salzsäure sind bereits reichlich [mm] $H_3O^{+}$-Ionen [/mm] vorhanden, also verschiebt sich das Dissoziations-Gleichgewicht der Essigsäure nach links (rechts "drücken" die vielen [mm] $H_3O^{+}$-Ionen [/mm] von der Salzsäure). Es sind also weniger Essigsäure-Moleküle dissoziiert, der Protolysegrad ist geringer.
In Ammoniak (alkalisch!) "fehlen" rechts [mm] $H_3O^{+}$-Ionen, [/mm] das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts, der Protolysegrad ist also höher.
| Aufgabe 4 | | Der [mm]pK_{s}-Wert[/mm] für HI beträgt ca. -8. Wie groß ist der [mm]pK_{B}-Wert[/mm] für [mm]I^{-}?[/mm] |
Der [mm] $pK_S$ [/mm] einer Säure und der [mm] $pK_B$ [/mm] der korrespondierenden Base addieren sich immer zu 14.
Wenn eine Säure ein $H^+$ abgibt, so ist das zurückbleibende Anion eine Base (es kann ja nun ein $H^+$ aufnehmen); diese Base nennt man die zur ursprünglichen Säure "korrespondierende" Base.
> Hallo!
> Wir sollen die Fragenn oben beantworten, problem ist, wir
> haben als Quelle nur einen Text, und der erklärt nicht
> alles so einleuchtend...
> Vielleicht könntet ihr mir helfen? Wär echt nett:D
>
> zu 1.)
>
> Vergleicht man den Protolysegrad von verdünnter Salzsäure
> und verdünnter Essigsäure, fällt auf das die Essigsäure
> einen viel höheren Protolysegrad als die Salzsäure hat, das
> Essigsäure im gegensatz zur Salszäure bei der Verdünnung
> neue Ionen bildet! [Richtig=?]
Starke Säuren (wie Salzsäure) sind (verdünnt) immer zu praktisch 100% protolysiert.
Schwache Säuren (wie Essigsäure) nur in geringem Maße.
"Neue Ionen" werden von beiden gebildet (oder von keiner, je nachdem, was man unter "neuen Ionen" versteht).
Aus $HCl + H_2O$ werden $Cl^- + H_3O^+$, aus $CH_3COOH + H_2O$ werden $CH_3COO^- + H_3O^+$.
Allgemein schreibt man auch:
$HA + H_2O [mm] \leftrightarrow A^- + H_3O^+$
Das A steht dabei für den [i]Säurerest[/i], also das, was von der Säure übrig bleibt, wenn sie ihr $H^+$ abgegeben hat.
> zu 3.)
>
> okay, die Formel lautet [/mm] [mm]\bruch{c(a^{-}}{c_{0}(HA)}=\alpha,[/mm]
> da aber kein einziges Beispiel im Text gegeben ist, kann
> ich das nicht wirklich nachvollziehen...
Ich glaube nicht, dass Du das exakt ausrechnen sollst. Dazu fehlen tatsächlich weitere Angaben (die Konzentrationen der Salzsäure bzw. der Ammoniak-Lösung - oder ist pures Ammoniak gemeint?? Wohl kaum, das ist gasförmig...)
> Essigsäure + Wasser => [mm]CH_{3}COOH[/mm] + [mm]H_{2}O[/mm] => [mm]H3O^{+}[/mm] + [mm]CH3COO^{-}[/mm] [RICHTIG?]
ja.
> Essigsäure + Salzsäure => [mm]CH_{3}COOH[/mm] + HCl => [mm]CH_{3}COOCl[/mm] + [mm]H_{2}[/mm] [RICHTIG?]
Autsch!
Du verbindest ja [mm] $CH_{3}COO^-$ [/mm] mit $Cl^-$, also zwei jeweils negative Ionen zu [mm] $CH_{3}COOCl$ [/mm] (und zwei $H^+$ zu [mm] $H_2$)!
[/mm]
"Konzentrierte Salzsäure" ist ja eine Lösung von HCl in Wasser. Darin ist HCl ja praktisch vollständig zu $H_3O^+ + Cl^-$ dissoziiert. Nunmehr gilt das von mir schon oben Ggeschriebene...
> Essigsäure + Ammoniak => [mm]CH_{3}COOH[/mm] + NH3 => [mm]CH_{3}COO^{-}[/mm] + [mm]NH4^{+}[/mm] [RICHTIG?]
Im Prinzip ja.
Auch hier gilt: Wir befinden uns in wässriger Lösung, also:
[mm] $NH_3 [/mm] + H_2O [mm] \to NH_4^+ [/mm] + OH^-$
$OH^-$-Überschuss ist gleichbedeutend mit $H_3O^+$-Mangel, entsprechend resultiert das von mir oben Geschriebene.
> Demnach müsste ich jetzt für jede Gleichung in die Formel
> [mm]\bruch{c(a^{-}}{c_{0}(HA)}=\alpha[/mm] einsetzen... Nur wo
> bekomm ich denn
> [mm]c_{0}(HA)[/mm] bzw. [mm]c(a^{-}[/mm] her???
Wie gesagt: Spar Dir die Rechnung.
> Zu 4.)
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> Mir ist aufgefallen, dass wenn man [mm]pK_{s}[/mm] und pK-{b}
> zusammenrechnet, kommt immer 14 raus, hat das evtl. damit
> was zu tun? Aber wie berechnet man dann [mm]pK_{b}[/mm] NUR für
> [mm]I^{-}???[/mm]
Ist, glaube ich, geklärt, oder?
Schöne Grüße,
ardik
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| Status: |
(Mitteilung) Reaktion unnötig  | | Datum: | 01:20 Fr 07.04.2006 | | Autor: | matux |
$MATUXTEXT(ueberfaellige_frage)
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