Hey könnte jemand mir bei dieser Chemie Aufgabe helfen?
Der pH-Wert einer wässrigen Natriumacetat-Lösung mit einer Konzentration von 4 mol L-1 beträgt
9,68 (pKg = 9,25). Zu einem Liter dieser Lösung werden 98 g reine (100 %-ige) Schwefelsäure
hinzugegeben. Wie groß ist der pH-Wert der entstehenden Lösung?
Atommassen: S: 32 u; H: 1 u; O: 16 u
2 Antworten
Wir haben also vier Mol Natriumacetat und ein Mol Schwefelsäure in derselben Lösung. Jedes Molekül H₂SO₄ frißt zwei Acetate:
H₂SO₄ + 2 CH₃CO₂¯ ⟶ SO₄²¯ + 2 CH₃COOH
und bildet daraus zwei Moleküle Essigsäure.
Also haben wir von den anfänglich vier Mol Acetat zwei zu Essigsäure konvertiert, und zwei bleiben übrig. Letztlich bekommen wir also eine Lösung mit gleich viel Acetat wie Essigsäure, also einen symmetrischen Puffer, also pH=pKₐ=4.75.
Ein paar Fragen könnten sich noch auftun:
- Warum steht der pH der Natriumacetatlösung da? Keine Ahnung.
- Gegeben ist die Basenkonstante des Acetats, die müssen wir selber in die Säurekonstante umrechnen (14−).
- Woher wissen wir, daß die Schwefelsäure beide Protonen abgibt und nicht nur eines (→Hydrogensulfat HSO₄¯)? Das HSO₄¯ ist eine mittelstarke Säure (pK₂≈2), daher ist es bei pH≫2 vollständig deprotoniert.
- Warum sind die Lösungen so abartig hoch konzentriert? Keine Ahnung. Da funktionieren die Gleichungen ohne Aktivitätskoeffizienten nicht mehr gut.
Die Reaktionsgleichung hatte einen Tippfehler, richtig lautet sie
H₂SO₄ + 2 CH₃CO₂¯ ⟶ SO₄²¯ + 2 CH₃COOH
Irgendwie ist der Zweier vor dem Acetat beim Tippen verlorengegangen, beim Rechnen habe ich ihn richtig berücksichtigt („jedes H₂SO₄ frißt zwei Acetate“). Ich bessere es in der Antwort natürlich aus.
Jaa versteh achso Dankeschön, aber woher weiß man das ? Also woher weiß ich, dann Schwefelsäure die zwei acetate ,,frisst", Man erkennt das anhand der Reaktionsgleichung aber kann man das noch anders feststellen? Evtl. Weil sie meinten dass h2so4 2 Protonig ist, deshalb? Ich versuche die Aufgabe zu verstehen aber fällt mir doch bisschen schwierig haha! Dankeschön
Ich habe das in der Antwort kurz angedeutet: Die Schwefelsäure ist zweibasig, sie kann also theoretisch auf zwei Arten mit dem Acetat reagieren (sie kann ein oder zwei H⁺ abgeben):
H₂SO₄ + CH₃CO₂¯ ⟶ HSO₄¯ + CH₃COOH
H₂SO₄ + 2 CH₃CO₂¯ ⟶ SO₄²¯ + 2 CH₃COOH
Beide Reaktionen könnten im Prinzip ablaufen, und tun das auch unter unterschiedlichen Bedingungen:
- HSO₄¯ ist nur bei pH⪅2 stabil, bei höherem pH gibt es sein H⁺ ab. Das sieht man darin, daß der zweite pKₐ der H₂SO₄ (also genau die Protolyse von HSO₄¯) einen Wert von ≈2 hat.
- Umgekehrt ist SO₄²¯ bei pH⪆2 stabil, aus mehr oder minder denselben Gründen, nur verkehrt herum gesehen.
Beim Lösen Deiner Aufgabe weißt Du den pH-Wert der Lösung am Ende noch nicht, also mußt Du schätzen: Wenn Du einen pH>2 erwartest, dann wählst Du das 1:2-Verhältnis zwischen H₂SO₄ und CH₃CO₂¯, sonst 1:1. Da ich bei solchen Sachen Erfahrung habe, habe ich es gleich richtig gemacht, aber wenn ich mich fürs Falsche entschieden hätte, dann hätte ich es am Ende gemerkt, weil das Resultat nicht zur Annahme pH⪅2 paßt. Hier die falsche Rechnung:
H₂SO₄ + CH₃CO₂¯ ⟶ HSO₄¯ + CH₃COOH
Jedes Molekül H₂SO₄ frißt ein Acetat und konvertiert es zu Essigsäure; drei Mol Acetat bleiben übrig. Jetzt haben wir einen unsymmetrischen Essigsäure/Acetat-Puffer, und weiter geht es mit Henderson–Hasselbalch
pH = pKₐ + lg (Acetat/Essigsäure) = 4.75 + lg(3⁄1) = 5.22
Und dieses Resultat kann nicht stimmen, weil bei pH≈5 kein HSO₄¯ in der Lösung herumschwimmen kann.
Wenn wir die Aufgabenstellung so modifizieren, daß einen Liter 2-molarer H₂SO₄ mit 1 mol festem CH₃CO₂¯ umsetzen, dann gibt das ein Mol Essigsäure + HSO₄¯ plus ein Mol unverbrauchte H₂SO₄, und die Lösung hat ziemlich genau pH=2.
Achso nein, das ist der pKa von Natriumacetat. Aber Danke dir! Ich verstehe nur nicht woher man dann weiß dass der pKa= 4,75 ist?
Um den pH-Wert der entstehenden Lösung zu berechnen, müssen wir zunächst den pH-Wert der Natriumacetat-Lösung und dann die Wirkung der zugegebenen Schwefelsäure berücksichtigen.
1. Berechnen des pH-Werts der Natriumacetat-Lösung:
Wir wissen, dass der pKb-Wert für Natriumacetat 9,25 beträgt.
Da der pH-Wert gegeben ist (9,68), ist die Lösung basisch. Wir können den pOH-Wert berechnen: pOH = 14 - pH = 14 - 9,68 = 4,32.
Dann verwenden wir die Gleichung pOH = pKb + log([Acetat]/[Essigsäure]) (für eine schwache Base), um [Acetat]/[Essigsäure] zu berechnen.
9,25 = -log(Kb) + log([Acetat]/[Essigsäure])
Da [Acetat] und [Essigsäure] in derselben Konzentration vorliegen und sich daher kürzen, können wir vereinfachen:
9,25 = -log(Kb)
Kb = 10^(-9,25)
Da wir Kb kennen, können wir jetzt [Acetat]/[Essigsäure] berechnen.
2. Berechnen des pH-Werts nach Zugabe von Schwefelsäure:
Die zugegebene Schwefelsäure wird vollständig in Wasser dissoziieren und zur Lösung H3O+ hinzufügen.
Die Konzentration von H3O+ wird durch die Dissoziation von Schwefelsäure bestimmt:
H2SO4 -> 2H+ + SO4^2-
Die Konzentration von H3O+ beträgt daher 2 * (98 g / 98 g/mol) mol/L.
Verwenden Sie dann die Gleichung pH = -log([H3O+]) um den pH-Wert zu berechnen.
Ich hoffe, das hilft dir bei der Lösung der Aufgabe! Wenn du weitere Fragen hast, lass es mich wissen.
Hey, ich verstehe nicht wie man bei der Reaktionsgleichung auf 2 CH₃COOH , also warum die 2 vorne? Ohne 2 ist die Gleichung doch auch stöchiometrisch ausgeglichen? Danke dir