Ph Wert berechnen ohne Taschenrechner?
Hallo,
folgende Aufgabe:
25 g Natriumhydrogensulfit werden in 500 mL 0.1 molarer Natriumsulfitlösung gelöst. Wie groß ist der pH Wert dieser Lösung?
Ks1 = 1,23 × 10^(-2) Ks2=6,61 × 10^(-8)
A) pH = 7.86
B) pH= 6.80
C)pH= 6.50
D)pH=4.55
E)pH=3.75
Die Rechnung muss ohne Taschenrechner lösbar sein.
Ich danke für jede Hilfe.
1 Antwort
Du hast in Deiner Suppe n=cV=50 mmol Na₂SO₃, dazu kommen 25 g NaHSO₃, das hat eine molare Masse von ≈ 100 g/mol, also sind es ca. ¼ mol bzw. 250 mmol. Wir haben also einen Hydrogensulfit/Sulfit-Puffer mit deutlichem (fünffachem) Überschuß an Hydrogensulfit, also wird der pH ein merkliches Stück unter dem pKₐ-Wert bleiben. Wenn man weiß, daß der Zehnerlogarithmus von 5 ungefähr 0.7 ist, dann kann man auch sagen, daß pH≈pKₐ−0.7 betragen wird.
Die relevante Säurekonstante ist K₂=6⋅10¯⁸, also ist der pKₐ etwas über 7. Wir erwarten einen einen pH ungefähr 0.7 Einheiten darunter, also ≈6.5
Weil wir geschätzt haben, daß das Konzentrationsverhältnis Hydrogensulfit zu Sulfit ungefähr 5 ist, und in der Henderson–Hasselbalch-Gleichung taucht dieses Verhältnis im Logarithmus auf.
Daß lg(5)≈0.7 ist, kann man wissen oder auch nicht. Man sollte aber wissen, daß log(2)≈0.3 ist (das kommt dauernd irgendwo vor), und da 5 ein bißchen größer als 2⋅2 ist, muß lg(5) ein bißchen größer als 0.3+0.3 sein.
Sorry wenn das alles komisch klingt, aber so muß man halt herumnudeln, wenn aus irgendeinem Grund Taschenrechner nicht zugelassen sind.
Du brauchst diejenige, die die Protolyse von Hydrogensulfit zu Sulfit beschreibt, also die zweite Dissoziationsstufe der schwefligen Säure (die erste beschreibt ja das Gleichgewicht zwischen SO₂ und HSO₃¯).
Warum muss man den Log von 5 bilden ? Wie kommt man drauf?