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Anorganische Chemieübung...

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Veranstaltung 14ws - 02088

Allgemeine und Anorganische Chemie

Übung 9

Thema: Puffersysteme und Titrationen

Aufgabe 9.1 Welchen pH-Wert hat ein Puffer, der 0,2 molar an Ammoniak und 0,4 molar an Ammoniumchlorid ist (KB = 1,76 · 10-5 mol/L, pKB = 4,76).

Aufgabe 9.2 Eine Pufferlösung aus 0,100 mol CH3COOH und 0,100 mol CH3COONa in 1,00 L Wasser hat einen pHWert von 4,76 (KS = 1,76 · 10-5 mol/L). a) Wie ändert sich der pH-Wert, wenn 0,001 mol/L HCl hinzukommen? b) Wie groß wäre der Effekt, wenn die Essigsäure nicht gepuffert wäre?

Aufgabe 9.3 Die zweite Dissoziationsstufe der Phosphorsäure hat einen pKS-Wert von 7,21. Welches Verhältnis der molaren Konzentrationen von primärem Phosphat (H2PO4-) zu sekundärem Phosphat (HPO42-) muss man wählen, um einen pH von genau 7,00 zu erreichen?

Aufgabe 9.4 Im Blut spielt der Kohlensäure/Hydrogencarbonat-Puffer eine große Rolle (pKS (CO2/HCO3-) = 6,1 bei 37°C). Für die Summe der Konzentrationen im Blut gilt: c(CO2) + c(HCO3-) = 24 · 10-3 mol/L. a) In welchem Konzentrationsverhältnis sind CO2 und HCO3- im Blut vorhanden, wenn der pH-Wert 7,4 beträgt? b) Bei starker Muskelaktivität wird Milchsäure (pKS = 3,86) erzeugt. Wie ändert sich der pH-Wert des Blutes, wenn 6 mmol Milchsäure in 6 L Blut aufgenommen werden? c) Welcher pH-Wert ergibt sich, wenn eine gleiche Milchsäurekonzentration in Wasser vorliegt?

Aufgabe 9.5 Man berechne den pH-Wert einer Lösung, die durch Zusammengeben von 500 ml HCl der Konzentration 0,1 mol/L und 1500 ml NaOH der Konzentration 0,05 mol/L erhalten wird.

Aufgabe 9.6 Ein Säure-Base-Indikator verhält sich in seinem Umschlagbereich wie ein Puffergemisch. Warum stört diese Pufferwirkung nicht bei der Messung von pH-Werten?

Aufgabe 9.7 Eine Anleitung zur experimentellen Untersuchung des Estergleichgewichts enthält folgende Arbeitsschritte (pKS von Essigsäure = 4,76): Zur Ermittlung des im Gleichgewichtszustand noch vorhandenen Essigsäureanteils soll ein Teil der erhaltenen Lösung mit NaOH-Maßlösung titriert werden. Als Indikator wird dabei Methylorange (Umschlagsbereich pH = 3,1 – 4,4) vorgeschrieben. a) Begründen Sie, warum hier die Verwendung von Methylorange nicht sinnvoll ist. Kennen Sie einen geeigneteren Indikator? b) Welcher Anteil der in der untersuchten Lösung vorliegenden Essigsäure ist tatsächlich in Acetat überführt, wenn der Farbumschlag von Methylorange erfolgt ist?

Aufgabe 9.8 Ein unbekannter Student unbekannten Alters nimmt eine unbekannte Menge einer unbekannten Säure, verdünnt mit einer unbekannten Menge an Wasser und titriert mit Natronlauge einer unbekannten Konzentration. Nach einer Laugenzugabe von 10,00 ml wird ein pH-Wert von 4,65 gemessen. Er setzt die Titration fort und stellt fest, dass der Äquivalenzpunkt (mit unbekanntem pH-Wert!) nach einer Zugabe von 22,22 ml NaOH erreicht ist. Wie groß ist der pKS-Wert der Säure?

  pH 

=pKs =14–pKb =9,24 =8,94

+log(c(A) /c(HA)) +log(c(CNH3)/c(NH4Cl)) +log(0,2M /0,4M)

HendersonHasselbalch

 

  a) Die starke Säure HCl protoniert das CH3COONa zu CH3COOH und NaCl. Da aber das entstandene CH3COOH in einem Gleichgewicht zum CH3COONa steht,wird sich ein Teil der Wirkung selbst ausgleichen. Alles in allem wird der pHWert zwar sinken, aber die Wirkung wird gepuffert, also abgeschwächt.  KonzentrationSäure/Base vorher nachher 0,1/0,1 0,101/0,099  pH=pKs+log(0,099/0,101)=4,75    b) pH=log[H3O+ ]  HCl: 0,001mol/L HAc: sqrt([HAc]*KS) =0,0013mol/L  ⇒ [H3O+ ] =0,0023mol/L ⇒ pH =2,64  

  pH 7 ⇒  

=pKslog(c(A)/c(HA)) =7,21–log("Verhältnis") "Verhältnis"=100,21=1,62

 a)

 b) ⇒ ⇒ ⇒ ⇒ 

 ⇒  c)

pH 7,4 ⇒ ⇒



=pKs+log(c(A )/c(HA)) =6,1+log([HCO3 ]/[CO2]) [HCO3]/[CO2] =101,3 =20 =20*[H2CO3]=20*[CO2] [HCO3]

Vorher: [CO2]+[HCO3 ] [CO2]+20*[CO2] 21[CO2] [CO2] [HCO3]

= = = = =

[Gesamt]=24mmol/L 24mmol/L 24mmol 1,143mmol/L 22,857mmol/L

Nachher: [CO2] [HCO3]

= =

1,143+1mmol/L 22,8571mmol/L

pH

pH

=

pKs+log(21,857/2,143)

=

=

½*(pKslog([Milchsäure]/[Wasser]=1)

= =

2,143mmol/L 21,857mmol/L

7,1 =

3,43

  HCl + NaOH → NaCl + H2O 0,05mol 0,075mol 0 0,025mol 0,05 0,05  pH=14–pOH=14+log[OH ]=14+log(0,0125mol/L)=12,1  

!!!2L!!!

  WeildieKonzentrationdesIndikatorsehrgeringist.  

  a) Bei Ausgleich der Konzentration zwischen CH3COOH und NaOH ensteht eine Pufferlösung (siehe Aufgabe 9.2). Zu diesem Zeitpunkt ist der pH gleich dem pKs = 4,76. Jetzt wird weiter NaOH hinzugegeben, bis alle Essigsäure tirtriert wurde. Dabei steigt der pH noch weiter und liegt deshalb ausserhalbdesBereichesvonMethylorange. 

 b)  ⇒  

NaOHreinkippen,pHsteigt⇒UmschlagbeipH=4,4 4,4=4,76+lg([Acetat]/[Essigsäure]) [Acetat]/[Essigsäure]=0,436

  pH

=

pKs

+

lg([A]/[HA])

 WirbetrachtendenPunkt,andem10mlNaOHdrinsind:  4,67 = pKs + lg([A]/[HA])  Da insgesamt 22,22 ml NaOH benötigt werden, kennt man das Verhältnis aus [A] / [HA] zu diesem Zeitpunkt:  [A]/[HA] = 10/22,2210  ⇒ pKs = 4,74 (Essigsäure)...