Ionenprodukt des Wassers < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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(Frage) beantwortet  | | Datum: | 19:24 Di 20.11.2012 | | Autor: | zitrone |
Guten Abend!
Ich bin sehr begriffsstutzig was das Thema angeht...Wollte daher fragen, ob jmd mir bitte die nachfolgenden Zusammenhänge erklären konnte. Hab schon über Google gesucht, aber keine anständige Antwort finden können.
1)Bei dem Massenwirkungsgesetz des Wassers heißt es, dass die Konzentration des Wassers eine Konstante ist und deshalb in das Gleichgewicht mit einbezogen werden könnte.
Frage: Wieso ist c (Wasser) eine Konstante? Das ist doch per Definition etwas gleichbleibendes...In welcher Hinsicht ist c=55,56mol/l gleichbleibend??
2) Wieso ist [mm] [H^{+}]= [OH^{-}] [/mm] + [ [mm] A^{-}]??
[/mm]
3)Wieso kann man sagen, dass bei schwachen Säuren gilt:
[mm] c_{0}(HA)-x \sim c_{0}(HA) [/mm] ??
Ich dachte, dass könnte man nur bei starken Säuren behaupten, da diese fast vollständig dissoziieren....@_@
oder denk ich grad verkehrt..?
Könnte mir bitte bitte jemand das ganze erklären?...
LG zitrone
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(Antwort) fertig  | | Datum: | 20:18 Di 20.11.2012 | | Autor: | hunadh |
> 1)Bei dem Massenwirkungsgesetz des Wassers heißt es, dass
> die Konzentration des Wassers eine Konstante ist und
> deshalb in das Gleichgewicht mit einbezogen werden
> könnte.
>
> Frage: Wieso ist c (Wasser) eine Konstante? Das ist doch
> per Definition etwas gleichbleibendes...In welcher Hinsicht
> ist c=55,56mol/l gleichbleibend??
Das ist alles eine Frage der Relation. Die Konzentration von 55,56 mol/l (errechnet sich aus der molaren Masse und der Dichte von Wasser) ist quasi-konstant. Wenn man die paar $H^+$-Ionen (ca. 0,0000001 mol/l) abzieht, ändert das an den 55,56 mol/l nichts. Die Zahl ist einfach so viel größer, dass sie als konstant angesehen werden kann.
> 2) Wieso ist [mm][H^{+}]= [OH^{-}][/mm] + [ [mm]A^{-}]??[/mm]
häh, wo soll das denn herkommen?
> 3)Wieso kann man sagen, dass bei schwachen Säuren gilt:
> [mm]c_{0}(HA)-x \sim c_{0}(HA)[/mm] ??
Auch hier gilt, dass x im Vergleich zu [mm] $c_{0}(HA)$ [/mm] so klein ist, dass die Differenz annähern die gleiche Zahl ergibt. Das ist gerade nur bei schwachen Säuren der Fall, da diese so wenig dissozizieren, dass x (die korrespondierende Base) eben sehr klein ist.
> Ich dachte, dass könnte man nur bei starken Säuren
> behaupten, da diese fast vollständig dissoziieren....@_@
> oder denk ich grad verkehrt..?
Ja, verkehrt.
Bei starken Säuren ist die Dissoziation so groß, dass keine Säure übrig bleibt, also [mm] $c_{0}(HA)= [/mm] x$
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 20:31 Di 20.11.2012 | | Autor: | zitrone |
Hallo hunadh!
Vielen Dank für die Antwort!
Ich denk mal, dass ich es jetzt etwas besser verstanden hab.
> > 2) Wieso ist [mm][H^{+}]= [OH^{-}][/mm] + [ [mm]A^{-}]??[/mm]
>
> häh, wo soll das denn herkommen?
Das kommt davon:
HA [mm] \to H3O^{+} [/mm] + [mm] A^{-}
[/mm]
H2O [mm] \to H3O^{+} [/mm] + [mm] OH^{-}
[/mm]
ist mir nicht so ganz klar...
> > 3)Wieso kann man sagen, dass bei schwachen Säuren gilt:
> > [mm]c_{0}(HA)-x \sim c_{0}(HA)[/mm] ??
>
> Auch hier gilt, dass x im Vergleich zu [mm]c_{0}(HA)[/mm] so klein
> ist, dass die Differenz annähern die gleiche Zahl ergibt.
> Das ist gerade nur bei schwachen Säuren der Fall, da diese
> so wenig dissozizieren, dass x (die korrespondierende Base)
> eben sehr klein ist.
>
> > Ich dachte, dass könnte man nur bei starken Säuren
> > behaupten, da diese fast vollständig dissoziieren....@_@
> > oder denk ich grad verkehrt..?
> Ja, verkehrt.
>
> Bei starken Säuren ist die Dissoziation so groß, dass
> keine Säure übrig bleibt, also [mm]c_{0}(HA)= x[/mm]
Kann man deshalb den pH einer schwachen Säure nicht mit [mm] -lgc(H^{+}) [/mm] rechnen, weil die Konzentration der [mm] c(H^{+}) [/mm] fast gleich der Anfangskonzentration ist?
LG zitrone
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(Antwort) fertig | | Datum: | 06:10 Mi 21.11.2012 | | Autor: | hunadh |
> > > 2) Wieso ist [mm][H^{+}]= [OH^{-}][/mm] + [ [mm]A^{-}]??[/mm]
> >
> > häh, wo soll das denn herkommen?
>
> Das kommt davon:
>
> HA [mm]\to H3O^{+}[/mm] + [mm]A^{-}[/mm]
>
> H2O [mm]\to H3O^{+}[/mm] + [mm]OH^{-}[/mm]
>
> ist mir nicht so ganz klar...
Das kannst du doch nicht einfach zusammenwürfeln. Das erste ist die Dissoziation einer Säure in Wasser und das andere die Autoprotolyse des Wassers. Sie haben übrigens bei beiden Gleichungen auf der linken Seite ein Wasseräquivalent vergessen. (Gleichungen immer ausgleichen!)
> > > 3)Wieso kann man sagen, dass bei schwachen Säuren gilt:
> > > [mm]c_{0}(HA)-x \sim c_{0}(HA)[/mm] ??
> >
> > Auch hier gilt, dass x im Vergleich zu [mm]c_{0}(HA)[/mm] so klein
> > ist, dass die Differenz annähern die gleiche Zahl ergibt.
> > Das ist gerade nur bei schwachen Säuren der Fall, da diese
> > so wenig dissozizieren, dass x (die korrespondierende Base)
> > eben sehr klein ist.
> >
> > > Ich dachte, dass könnte man nur bei starken Säuren
> > > behaupten, da diese fast vollständig dissoziieren....@_@
> > > oder denk ich grad verkehrt..?
> > Ja, verkehrt.
> >
> > Bei starken Säuren ist die Dissoziation so groß, dass
> > keine Säure übrig bleibt, also [mm]c_{0}(HA)= x[/mm]
>
>
> Kann man deshalb den pH einer schwachen Säure nicht mit
> [mm]-lgc(H^{+})[/mm] rechnen, weil die Konzentration der [mm]c(H^{+})[/mm]
> fast gleich der Anfangskonzentration ist?
Nein, wie ich oben ausgeführt habe ist nicht [mm] $c(H^{+})$ [/mm] fast gleich der Ausgangskonzentration sondern [mm]c(HA)[/mm]
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