-Homogene Gelichgewichte -Heterogene Gleichgewichte. Homogen: Die im Gleichgewicht stehenden Substanzen liegen in der gleichen Phase vor

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1 Heterogene Gleichgewichte Man unterscheidet: -Homogene Gelichgewichte -Heterogene Gleichgewichte Homogen: Die im Gleichgewicht stehenden Substanzen liegen in der gleichen Phase vor Heterogen: Die sich im Gleichgewicht befindenden Substanzen liegen in verschiedenen Phasen vor ( z. B. fest/gasförmig) Konzentration von einem reinen Feststoff oder einer reinen Flüssigkeit ist konstant ( bei p, T = const) c(feststoff ) oder c(flüssigkeit) werden in Kc einbezogen Beisp. CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) c(caco 3 )=const; c(cao)=const => Kc=c(CO 2 )

2 2. Beisp: 3 Fe(s) + 4 H 2 O Fe 3 O 4 (s) + 4 H 2 (g) Kc = c(fe 3 O 4 ) x c 4 (H 2 ) c(fe) x c 4 (H 2 o) => Kc= c 4 (H 2 ) c 4 (H 2 o) Gasgleichgewichte Der Partialdruck eines Gases A (p(a)) ist proportional zu seiner Stoffmengenkonzentration c(a) p(a) = x(a) * p p(a) =Partialdruck von A p =Gesamtdruck x(a) =Stoffmengenanteil (Molenbruch) bei Gasgleichgewichten kann das MWG daher auch mit Partialdrücken formuliert werden die Gleichgewichtskonstante Kp hat einen anderen Zahlenwert und Dimensionen

3 Allgemeine Formulierung, wenn alle beteiligten Stoffe Gase sind: Für aa(g) + ee(g) xx(g) + zz(g) gilt: Kp= p x (X) * p z (Z) p a (A) * p e (E) Konkretes Beispiel: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Kp= p 2 (NH 3 ) P(N 2 ) * p3(h 2 )

4 Kp und Kc können ineinander umgerechnet werden! Unter Annahme des idealen Gasgesetzes gilt: pv =n*r*t => p =n/v* R*T => p=c*r*t p x (X) = c x (X)*(RT) x p z (Z) = c z (Z)*(RT) z p a (A) = c a (A)*(RT) a p e (E) = c e (E)*(RT) e diese Ausdrücke in den allgemeinen Ansatz von Kp einsetzen Kp= c x (X)*(RT) x * c z (Z)*(RT) z c a (A)*(RT)a x * c e (E)*(RT) e c x (X) * c z (Z) = *(RT) x+z-a-e c a (A) * c e (E) =Kc => Kp = Kc*(RT) x+z-a-e =Kc*RT n n= x+z-(a+e) = (Summe Molzahlen Produkte- Summe Molzahlen Edukte)

5 Beispiele für den Zusammenhang Kp/Kc 1. PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) n = Σn(Produkte) Σn(Edukte) = 2-1 n = 1 => Kp = Kc*RT 2. CO(g) + Cl 2 (g) COCl 2 (g) n =1 2 = -1 Kp = Kc*RT -1 = Kc/RT 3. H 2 (g) + J 2 (g) 2 HJ(g) n =2 2 = 0 Kp = Kc*RT 0 = Kc Beispiele 1. 2SO 3 (g) 2SO 2 (g) + O 2 (g) gegeben: Kc = 0,0271 mol/l (T =1100K) gesucht : Kp bei dieser Temperatur

6 n =3 2 = 1 Kp = Kc*RT Kp= 0,0271 mol/l * 8,3143J/mol*K *1100K =0,0271 l-1 *8,3143J =248 J/l = 248 Nm/l = 248 Nm 3 /m 2 *l = 248 Pa*m 3 /l 1m=10 3 dm 3 =10 3 l Kp = 248*10 3 Pa*l/l Kp = 248 kpa 2. N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Gegeben : Kp=1,46*10-9 kpa -2 ( T=500 C) Gesucht: Kc bei dieser Temperatur Rechnung: n =2 4 = -2 Kp = Kc*RT n =>

7 Kp = Kc*(RT) -2 => Kc = Kp*(RT) 2 => Kc = 1,46*10.-9 (kpa) -2 (8,3143J/molK*773K) 2 = 1,46*10.-9 (kpa) -2 (8,3143J/mol*773) 2 = 1,46*10.-9 (kpa) -2 (6426,95J/mol) 2 = 1,46*10.-9 (kpa) -2 41,31*10 6 J 2 mol 2 mit 1kPa -1 =1/10 3 Pa Kc = 6,03*10-2 * 1/10 6 Pa 2 * J2mol-2 m 4 * N 2 *m 2 Kc = 6,03*10-2 * 1/10 6 N 2 * mol 2 m 6 Kc = 6,03*10-2 * 1/10 6 mol 2 mit 1m 3 = 10 3 dm 3 =10 3 l 10 3 l * 10 3 l Kc = 6,03* mol 2 Kc = 6,03*10-2 l 2 mol -2

8 Gleichgewichte in Lösungen ( sehr häufig sind Ionen beteiligt) => Ionengleichgewichte Bei Lösungen von Ionen wird das MWG nicht exakt erfüllt: Ladungen => interionische Wwkg => Assoziation Man muss daher mit der Aktivität rechnen ( wenn es auf Genauigkeit ankommt) Mit c darf nur bei idealen Lösungen gerechnet werden! Aktivität = wirksame Konzentration a(i) = f(i)*c(i) mit 0 < f < 1 und f = 1 => a(i)=c(i) K = Ka (thermodynamische Gleichgewichtskonstante) für aa +bb cc + dd =>Ka = a c (C ) * a d (D) a a (A) * a b (B) = Kc* f c (C ) * f d (D) f a (A) * f b (B)

9 Prinzip des kleinsten Zwanges (Le Chatelier, 1884) Ein im Gleichgewicht befindliches System ist durch folgende Gleichgewichtsbedingungen gekennzeichnte: - bestimmte Konzentrationen - bestimmter Druck - bestimmte Temperatur Ändert man diese Bedingungen, so übt man auf dieses System einen sogenannten Zwang aus Prinzip des kleinsten Zwanges: Ein im Gleichgewicht befindliches System weicht einem Zwang aus und es stellt sich ein neues Gleichgewicht ein. Konzentrationsänderungen H 2 (g) + J 2 (g) 2HJ (g) Erhöhung von [H 2 ] => System weicht aus, indem mehr HJ gebildet wird =>dabei wird H 2 verbraucht Wenn sich das Gleichgewicht wieder eingestellt hat, gilt [H 2 ]nacher > [H 2 ]vorher Man sagt: das Gleichgewicht hat sich nach rechts verschoben.

10 Zusatz von HJ => Gleichgewicht wird nach links verschoben ( unter Verbrauch von HJ und Bildung von H 2 und J 2 ) Entfernung von HJ => Gleichgewicht wird nach rechts verschoben ( unter Bildung von HJ und Verbrauch von H 2 und J 2 ) Resumée - Konzentrationserhöhung einer Substanz wirkt in die Richtung, bei der die Konentration der Substanz abnimmt. - Konznetrationserniedrigung einer Substanz wirkt in die Richtung, bei der die Konzentration der Substanz zunimmt Durch fortwährende Entfernung eines Produktes aus einem Gleichgewicht kann eine Gleichgewichtsreaktion zum vollständigen Ablauf in eine Richtung gebracht werden: z. B: CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) Reaktion verläuft vollständig von links naqch rechts, wenn CO 2 laufend entfernt wird Weiteres Beispiel: Veresterung von Carbonsäuren: Reaktion verläuft vollständig, wenn der Ester abdestilliert wird.

11 Druckänderungen - Druckerhöhung Bei Druckerhöhung weicht das System in die Richtung aus, in der der Druck kleiner wird. Bsp.: 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g) Druckerhöhung: Gleichgewicht verlagert sich nach rechts: Bei der Hinreaktion werden 3 Mol Gas verbraucht und nur 2 mol gebildet n (nachher) < n(vorher), kleinere Molzahl =kleinerer Druck - Druckerniedrigung Gleichgewicht verlagert sich nach links Technische Bedeutung Ammoniak-Synthese N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) n = -2 => Druckerhöhung verschiebt das Gleichgewicht nach rechts: Ausbeute wird erhöht.

12 Resumée bei Gasgleichgewichten verlagert sich das Gleichgewicht bei Druckerhöhung auf die Seite kleinerer Molzahlen - bei Gasgleichgewichten verlagert sich das Gleichgewicht bei Druckerniedrigung auf die Seite größerer Molzahlen Auf Reaktionen von Gasen mit n = 0 haben Druckänderungen keinen Einfluss Gleichgewichte, bei denen nur Flüssigkeiten oder Feststoffe beteiligt sind, werden durcch Druckänderungen praktisch nicht beeinflusst Bei heterogenen Gleichgewichten vergleicht man die Molzahlen der Gase auf jeder Seite der Gleichung. Dabei gilt das oben gesagte. Bsp.: 3 Fe(s) + 4 H 2 O (g) Fe 3 O 4 (s) + 4 H 2 (g) n = 0 n links =4 n rechts = 4 kein Druckeinfluss

13 Temperaturänderung - Temperaturerhöhung (Zuführung von Wärme) Bei T-Erhöhung weicht das System in die Richtung aus, bei der Wärme verbraucht wird ( endotherme Richtung läuft ab) d. h.: Temperaturerhöhung übt einen Zwang aus, dem durch Verbrauch von Wärme ausgewichen wird. - Temperaturerniedrigung Bei T-Erniedrigung verschiebt sich das Gleichgewcht in die exotherme Richtung d. h. Temperaturerniedrigung übt einen Zwang aus, dem durch Freisetzung von Wärme ausgewichen wird Bsp: Ammoniak-Synthese ist exotherm H = -92,4 kj/mol bei Temperaturerniedrigung verschibt sich das Gleichgewicht nach rechts Hohe Ausbeuten an Ammoniak werden erzielt durch Hohen Druck Niedrige Temperatur Problem: bei niedrigen Temperaturen läuft Reaktion extrem langsam ab ( Gleichgewichtseinstellung erfolgt langsam)

14 Technik: Ammoniak-Synthese bei 500 C hohem Druck Katalysator ( Katalysator beschleunigt Gleichgewichtseinstellung, ohne die Lage des Gleichgewicht zu beeinflussen)

15 Die Eigendissoziation von H 2 O Auch reinstes Wasser zeigt eine messbare Leitfähigkeit Ursache: Ionen sind vorhanden Ursache dafür: Eigendissoziation H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - oder 2 H 2 0 H 3 O + + OH - Anwendung des MWG [Produkte] [H 3 O + ][ OH - ] K= = [Edukte] [H 2 O] 2 In reinem Wasser und verdünnten Lösungen ist [H 2 O] = const. [H 2 O] = 1000 g/18 g/mol = 55,55 mol Umformung [H 3 O + ][ OH - ] = K*[H 2 O] 2 K*[H 2 O] 2 =Kw => Kw = [H 3 O + ][ OH - ] = Ionenprodukt des Wassers

16 Bei T=25 C Kw = 1*10-14 mol 2 l -2 In reinem Wasser entstehen H 3 O + + OH - zugleichen Teilen bei c(h 3 O + ) = c(oh - ) = 10-7 mol/l Säurezugabe Basezugabe => c(h 3 O + ) > 10-7 mol/l c(oh - ) < 10-7 mol/l => c(h 3 O + ) < 10-7 mol/l c(oh - ) > 10-7 mol/l ph-/poh-wert ph = -lg c(h 3 O + ) / poh = -lg c(oh - ) mit lg Kw = pkw ergibt sich pkw = ph + poh = 14 logarithmische Form des Ionenprodukts

17 Bsp.: 1. Wässrige Lösung von NaOH Gegeben: c = 0,0005 mol/l Gesucht : ph-wert c(oh - ) = 5*10-4 mol/l poh = -lg c(oh - ) = 3,3 ph = 14-pOH = 10,7 2. Wie groß ist c(h 3 O + ) in einer wässrigen Lösung mit einem ph = 10,6? -lg c(h 3 O + )= 10,6 => c(h 3 O + ) = 10-10,6 mol/l = 2,5 * mol/l

18 Starke Elektrolyte Vollständig dissoziiert Bsp: CaCl 2 in Wasser C(CaCl 2 ) = 0,01 mol/l Keine CaCl 2 -Moleküle vorhanden, aber Ca 2+ und Cl - -Ionen C(Ca 2+ ) = 0,01 mol/l C(Cl - ) = 0,02 mol/l Schwache Elektrolyte Unvollständig dissoziiert CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + Anwendung des MWG K = [CH 3 COO - ]*[ H 3 O + ] [CH 3 COOH]*[ H 2 O] verdünnte Lösung, daher [ H 2 O] = const [CH 3 COO - ]*[ H 3 O + ] = K*[ H 2 O] = Ks [CH 3 COOH] Ks = Säuredissoziationskonstante

19 Dissoziationsgrad α α = Bruchteil der gesamten Stoffmenge des Elektrolyen, der in Ionen dissoziiert ist α = dissoz. Anteil Gesamtstoffmenge c(ch 3 COO - ) c(ch 3 COO - ) α = = c 0 (CH 3 COOH) c(ch 3 COOH) + c(ch 3 COO - ) undissoz. Anteil Ionenkonzentrationen und Dissoziationsgrade für Lösungen von Essigsäure bei 25 C Gesamtkonzentration c(ch 3 COO - )mol/l ph α (%) c 0 (CH 3 COOH) [mol/l] 1,00 0, ,37 0,426 0,100 0, ,87 1,34 0,0100 0, ,83 4,18 0, , ,90 12,6

20 Wässrige Lösungen einer schwachen Base ( OH- sind am Glg beteiligt ) NH 3 + H 2 O NH OH - K = c(nh 4 + )*c(oh - ) c(nh 3 )*c(h 2 O) Wegen c(h 2 O) = const. c(nh 4 + )*c(oh - ) c(nh 3 =K* c(h 2 O)= K B K B = Basenkonstante pk B = - lg K B K s und K B sind ein Maß für die Säure- und Basenstärke und damit für das Ausmaß der Dissoziation Je größer der Zahlenwert von K s und K B, desto stärker (dissoziiert ) sind die entsprechenden Säuren und Basen Alternativ Je kleiner der Zahlenwert von pk s und pk B, desto stärker (dissoziiert ) sind die entsprechenden Säuren und Basen

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22 Beispiele und Näherungen Schwache Säuren ph = ½ (pks- lg c 0 ) gilt umso besser, je schwächer die Säure ( strikt muss c 0 um den dissoziierten Anteil vermindert werden) Schwache Basen poh = ½ (p K B - lg c 0 ) gilt umso besser, je schwächer die Base ( strikt muss c 0 um den dissoziierten Anteil vermindert werden) 0,1 M Essigsäure ph =1/2 (4,74 lg 0,1) = ½(5,74) = 2,87 Bestimmung von Ks Wässrige Lösung mit Gesamtkonzentration an Essigsäure c 0 (CH 3 COOH)= 0,1 mol/l α = 1,34 % ( T025 C) Ks =? c 0 (CH 3 COOH)= c(ch 3 COOH) + c(ch 3 COO - ) = 0,1 mol/l c(ch 3 COO - ) α = = 0,0134 =<l c 0 (CH 3 COOH)

23 c(ch 3 COO - ) = 0,0134 * 0,1 mol/l = 0,00134 mol/l c(ch 3 COOH)= c 0 (CH 3 COOH) - c(ch 3 COO - ) = 0,1 mol/l 0,00134 mol/l = 0,09866 mol/l Gemäß Reaktionsgleichung entstehen CH 3 COO - + H 3 O + zu gleichen Teilen, daher c(h 3 O + ) =c(ch 3 COO - ) => [CH 3 COO - ]*[ H 3 O + ] [CH 3 COO - ] 2 Ks = = [CH 3 COOH] [CH 3 COOH =(0,00134 mol/l) 2 / (0,09866 mol/l) = 1,8 *10-5 mol/l pks = -lg Ks= -lg(1,8 *10-5 ) = 4,74 Bsp.: Salpetrige Säure c 0 (HNO 2 ) = 0,1 mol/l ( T =25 C) Ks=4,5*10-4 mol/l ph= ½ [ -lg (4,5*10-4 )-lg 0,1] =1/2(4lg4,5- lg0,1)=1/2(4lg4,5+1) ph = 2,17

24 Säure-Base-Konzepte Arrhenius Konzept (H 3 O + ) Brönsted Konzept ( Protonendonator, akzeptor) Lewis-Konzept ( Elektronenakzeptor, -donator ) Allen Konzepten gemeinsam: konjugiertes, korrespondierendes Säure-Base-Paar = Paar, das durch Abgabe und Aufnahme eines Protons (Lewis: Elektron) wechselseitig ineinander überführt werden kann. Damit eine Säure als Säure wirkt, muss eine Base vorhanden sein. HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Säure 1 Base 2 Säure 2 Base 1 Gleichgewicht liegt rechts! CH 3 COOH + H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - Säure 1 Base 2 Säure 2 Base1 Gleichgewicht liegt links! Säurestärke = Tendenz, Protonen abzugeben Basestärke = Tendenz, Protonen aufzunehmen

25 Zusammenhang zwischen Ks und K B konjugierter Säure- Base-Paare HA = beliebige Säure A- = konjugierte Base Säuredissoziation HA A - + H + => Ks= c(h + )* c(a - ) c(ha) Basenreaktion c(ha) * c(oh - ) A - + H 2 O HA + OH - => K B = c(a - ) c(h + )* c(a - ) c(ha) * c(oh - ) Ks * K B = * = c(h + )* c(oh - ) c(ha) c(a - ) Ks * K B = K w =10-14 mol 2 l -2 => pks + p K B = p K w = 14

26 Darüber hinaus gilt: Je stärker eine Säure, desto schwächer ist ihre konjugierte Base ( HCl ist eine starke Säure, Cl- ist eine schwache Base) Je stärker eine Base, desto schwächer ist ihre konjugierte Säure (CH 3 COO - ist eine starke Base, CH 3 COOH ist eine schwache Säure) Beides kommt durch pks + p K B = p K w = 14 quantitativ zum Ausdruck!

27 Welchen ph-wert hat eine Lösung von 0,3 mol NH 4 Cl pro Liter? NH 4 + ist eine schwache Säure, die mit Wasser reagiert ( konjugierte Säure zu NH 3 ) NH H 2 0 NH 3 + H 3 O + ph = 1/2 (pks lg c 0 ) pks=? Es gilt: pks + pk B = 14 pk B (NH 3 ) = 4,7 => pks= 14 4,7 =9,3 ph = ½ ( 9,3- lg(0,3))= 4,9 eine Lösung von NH 4 Cl reagiert sauer Welchen phwert hat eine Lösung von 0,1 mol Natrium- Acetat pro Liter? Acetat ist eine schwache Base, die mit Wasser reagiert (konjugierte Base zu HAc) CH 3 COO - + H2O CH 3 COOH + OH - poh = 1/2 (pk B lg c 0 )

28 gesucht : pk B es gilt: pk B = 14 pks ( HAc) = 14 4,74 ( s.o.) pk B = 9,26 poh = ½( pk B lg c)= ½(9,26 + 1) = 5,13 ph = 14 5,13 = 8,87 eine Lösung von Na-Acetat reagiert basisch! Welchen phwert hat eine Lösung von 0,1 mol NaCl pro Liter? ph = 7! Na + und Cl - reagieren nicht mit Wasser! Bei den Beispielen NH 4 Cl : Na-Acetat: NaCl: Salz starker Säure und schwacher Base HCl NH 3 Salz schwacher Säure und starker Base CH 3 COOH NaOH Salz starker Säure und starker Base HCl NaOH handelt es sich um Salze unterschiedlicher Art

29 Generell gilt: Salze von starken Säuren und starken Basen beeinflussen den ph-wert nicht; ph = 7 Salze von schwachen Säuren und starken Basen reagieren alkalisch, ph > 7 Salze von starken Säuren und schwachen Basen reagieren sauer, ph < 7 Mehrprotonige Säuren Bsp: H 2 SO 4, H 3 PO 4, H 2 CO 3 - Dissoziation erfolgt schrittweise - Jeder Schritt hat eigenes Ks ( Ks 1, Ks 2 usw. ) Bsp : H 3 PO 4 1. Stufe: H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 - Ks 1 = c(h + )*c(h 2 PO 4 - ) / c(h 3 PO 4 ) = 7,5*10-3 mol/l 2. Stufe: H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2- Ks 2 = c(h + )*c(hpo 4 2- ) / c(h 2 PO 4 - ) = 6,2*10-8 mol/l 3. Stufe: H 1 PO H + + HPO 4 3- Ks 3 = c(h + )*c(hpo 4 3- ) / c(hpo 4 2- ) = 6,2*10-8 mol/l

30 Ks1 > Ks 2 > Ks 3 ( typisch für mehrprotonige Säuren): 1. Proton wird am leichtsten abgespalten, 2. Proton geht weniger leicht 3. Proton geht am schwierigsten Bsp. H 2 SO 4 1. Stufe: vollständig H 2 SO 4 H + + HSO 4-2. Stufe : unvollständig HSO 4 - H + + SO 4 2- Ks 2 = c(h + )*c(so 4 2- ) / c(hso 4 - ) = 1,3*10-2 mol/l

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32 Pufferlösungen = Lösungen, die den ph-wert konstant halten, auch wenn Säuren oder Basen in begrenzter Menge zugegeben werden. (z. B. Blut ph=7,4, Puffersystem: Hydrogencarbonat, Phosphat, Proteine ) Zusammensetzung eines Puffers Relativ hohe Konzentration einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base z. B. Essigsäure/ Acetat-Puffer ( Mischung von Essigsäure und Natrium-Acetat ) oder schwache Base und ihre konjugierte Säure z. B. Ammoniak/ Ammonium-Puffer ( Mischung aus Ammoniak und Ammoniumchlorid )

33 Allgemein gilt für Puffer die Henderson-Hasselbach- Gleichung: Für Puffer, bestehend aus Säure HA und konjugierte Base A - gilt: HA H + + A - Ks = c(h + )*c(a - ) / c(ha) c(h + ) = Ks*c(HA) / c(a - ) -lg c(h + ) = - lg [ Ks*c(HA) / c(a - )] ph = pks lg c(ha) / c(a - ) Henderson-Hasselbach-Gleichung ( in dieser Form allgemein gültig ) Anwendungen 1. ph-wert eines Puffers aus 0,1 mol/l Essigsäure und 0,1 mol/l Na-Acetat Es gilt: CH 3 COOH CH 3 COO - + H + Ks = c(h + )*c(ch 3 COO - ) / c(ch 3 COOH)

34 Im Unterschied zu reiner Essigsäure gilt: c(h + ) = c(ch 3 COO - ), c(h + )* = c(ha) / c(a - )* 1,8*10-5 mol/l Näherung: c(ch 3 COO - ) = 0,1 mol/l c(ch 3 COOH) = 0,1 mol/l c(h + ) = 0,1 / 0,1* 1,8*10-5 mol/l c(h + )* = 1,8*10-5 mol/l ph = -lg 1,8*10-5 = 4,74 2. Zugabe von 0,01 mol HCl zu 1 l dieses Gemisches = Bildung von Essigsäure aus Acetat entsprechend der HCl => c(ch 3 COOH) = 0,1 mol/l + 0,01 mol/l = 0,11 mol/l c(ch 3 COO - ) = 0,1 mol/l - 0,01 mol/l = 0,09 mol/l c(h + ) = 0,11 / 0,09* 1,8*10-5 mol/l = 22*10-6 mol/l ph = -lg (22*10-6 ) = 4,66

35 3. Zugabe von 0,01 mol NaOH zu 1 l dieses Gemisches = Bildung von Acetat aus Essigsäure entsprechend der NaOH => c(ch 3 COOH) = 0,1 mol/l - 0,01 mol/l = 0,09 mol/l c(ch 3 COO - ) = 0,1 mol/l + 0,01 mol/l = 0,11 mol/l c(h + ) = 0,09 / 0,11* 1,8*10-5 mol/l = 14,7*10-6 mol/l ph = -lg (14,7*10-6 ) = 4,83

36 Weitere Lösungsgleichgewichte Wird eine schwerlösliche Substanz in Kontakt mit Wasser gebracht, so stellt sich ein Gleichgewicht ein, bei dem die Geschwindigkeit der Auflösung und die Geschwindigkeit der Wiederabscheidung gleich groß sind = Gesättigte Lösung, solange Bodensatz Feststoff vorhanden Bsp.: festes AgCl in H 2 O AgCl(s) Ag + (aq.) + Cl - (aq) Anwendung des MWG K= c(ag + )*c(cl - ) C(AgCl) c(agcl) = const. => K*c(AgCl) = c(ag + )*c(cl - ) K*c(AgCl) = L: Lösilichkeitsprodukt L (AgCl) = c(ag + )*c(cl - )

37 Weitere Beispiele: Mg(OH) 2 (s) Mg OH - L = c(mg 2+ )*c 2 (OH - ) Bi 2 S 3 2Bi S 2- L= c 2 (Bi 3+ )*c 3 (S 2- ) Ag 3 PO 4 3 Ag + + PO 4 3- L= c 3 (Ag + )*c(po 4 3- ) Allgemein: schwerlösliche Verbindung M m X n L = c m (M + )*c n (X - ) c(m + ), c(x - ) = Konzentrationen in Lösung je größer L, desto größer c(m + ), c(x - ) und desto größer die Löslichkeit und umgekehrt; direkt vergleichbar nur bei gleichen Koeffizienten

38 Das Produkt der Ionenkonzentrationen in der Lösung, so wie im Löslichkeitsprodukt berechnet, = Ionenprodukt der Lösung Fallunterscheidung 1. Ionenprodukt = L gesättigte Lösung ( es kann nichts mehr gelöst werden) 2. Ionenprodukt < L ungesättigte Lösung ( weitere Substanz kann gelöst werden, bis Wert von L erreicht ist) 3. Ionenprodukt > L übersättigte Lösung ( es kommt zur Fällung, bis Wert von L erreicht ist)

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40 Der Zahlenwert von L ist eine quantitative Aussage über die Löslichkeit einer Verbindung Löslichkeitsprodukte lassen sich daher direkt aus Löslichkeiten berechnen Bsp: Löslichkeit von AgCl in 1 l Wasser bei 25 C beträgt: 0,00188 g Gesucht: L AgCl Stoffmenge n (AgCl) = m(agcl) / M(AgCl) = 0,00188 g/ 143 g/mol = 1,31 * 10-5 mol Bei der Auflösung von AgCl gehen Ag+ und Cl- im Verhältnis 1:1 in Lösung c(ag + ) = c(cl - ) = 1,31 * 10-5 mol/l L (AgCl) = c(ag + )*c(cl - ) = (1,31 * 10-5 mol/l) 2 o = 1,7 * mol 2 /l 2

41 Umgekehrte Rechnung Bsp: Gegeben: L CaF2 = gesucht: c (Ca 2+ ) und c(f - ) in der gesättigten Lösung CaF 2 Ca F - c(f - ) = 2c(Ca 2+ ) L CaF2 = c(ca 2+ )*c 2 (F - ) = c(ca 2+ )*(2 c(ca 2+ )) 2 = 4*c 3 (Ca 2+ ) = 3,9 * mol 3 /l 3 c(ca 2+ ) = (1/4*3,9 * mol 3 /l 3 ) 1/3 = 2,1 *10-4 mol/l c(f - ) = 2*2,1 *10-4 mol/l =4,2 *10-4 mol/l Es gehen 2,1 *10-4 mol/l CaF 2 in Lösung Bsp.: Löslichkeit von Ag 2 CrO 4 in 1l Wasser bei 25 C beträgt 7,8*10-5 mol/l Ag 2 CrO 4 2Ag + + CrO 4 2- C(CrO 4 2- ) = 2*c(Ag + ) = 2*7,8*10-5 mol/l

42 L Ag2CrO4 = c 2 (Ag + )* c(cro 4 2- ) = (2*7,8*10-5 ) 2 * 7,8*10-5 mol 3 /l 3 = 1,9*10-12 mol 3 /l 3 Wirkung gleichioniger Zusätze Gegeben: gesättigte Lösung von AgCl Zugabe von NaCl => c(cl-)-erhöhung => Fällung von AgCl Löslichkeit von AgCl wird gegenüber reinem Wasser herabgesetzt In gesättigter Lösung gilt: L (AgCl) = c(ag + )*c(cl - ) => c(ag + ) = L (AgCl ) / /c(cl - ) c(ag + ) = 1,7 * mol 2 /l 2 /1,31 * 10-5 mol/l=1,31 * 10-5 mol/l Zugabe von 0,1 mol NaCl c(ag + ) = 1,7 * mol 2 /l 2 /0,1 mol/l=1,7 * 10-9 mol/l Löslichkeit wird um den Faktor herabgesetzt

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