Bericht von Christian Terhorst,

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1 Konduktoetrische Bestiung der Dissoziationskonstanten der Essigsäure unter Anwendung des Kohlrausch schen Quadratwurzelgesetzes und der unabhängigen Ionenwanderung sowie de Ostwald schen Verdünnungsgesetz. Bericht von Christian Terhorst,

2 Inhaltsverzeichnis 1 Aufgabenstellung 2 Theoretische Grundlagen 2.1 Messung der Leitfähigkeit 2.2 Leitfähigkeit und spezifische Leitfähigkeit 2.3 Molare Leitfähigkeit und Äquivalentleitfähigkeit 2.4 Elektrolyte und Dissoziation 2.5 Starke Elektrolyte 2.6 Schwache Elektrolyte 3 Praktischer Teil 3.1 Messwerte und die zugehörigen Diagrae 3.2 Bestiung der 0 aus den Graphiken 3.3 Bestiung der Säurekonstanten K s von Essigsäure Grafische Bestiung von (HAc) aus de OSTWALDschen Verdünnungsgesetz 3.4 Rechnerische Bestiung von (HAc) über das KOHLRAUSCHsche Gesetz der unabhängigen Ionenwanderung 3.5 Rechnerische Bestiung von (HAc) über das KOHLRAUSCHsche Gesetz der unabhängigen Ionenwanderung 4 Literatur 2

3 1 Aufgabenstellung Konduktoetrische Bestiung der Dissoziationskonstanten der Essigsäure unter Anwendung des Kohlrausch schen Quadratwurzelgesetzes, der unabhängigen Ionenwanderung und de Ostwald schen Verdünnungsgesetz. Messung der spezifischen Leitfähigkeiten von verschiedenen starken und schwachen Elektrolyten in Abhängigkeit von der Konzentration. 2 Theoretische Grundlagen 2.1 Messung der Leitfähigkeit Die Leitfähigkeit einer Lösung kann an durch den Einbau der Messzelle in einen Zweig der Wheatstone sche Brückenschaltung essen. Die Wheatstone sche Brückenschaltung, benannt nach de Physiker Charles Wheatstone, dient der einfachen und sehr präzisen Messung elektrischer Widerstände. Der zu essende Widerstand R x ( der reziproke Wert des Widerstandes ist der Leitwert ) wird it eine regelbaren R 2 und zwei festen Widerständen R 3 ; R 4 geäß der Schaltung an der Spannungsquelle angeschlossen. Bild 1: Wheatstone sche Brückenschaltung 3

4 Der Regelwiderstand R 2 wird dabei so eingestellt, dass die über das Apereeter A bestehende Verbindung zwischen P 1 und P 2, die so genannte Brücke, strolos ist (Abgleichen der Brücke). In diese Falle ist die Spannung zwischen P 1 und P 2 gleich Null und es gilt: R R x 2 R = R 3 4 bzw R R 3. x = R2 R4 In der Praxis kann der Wert von R x unittelbar an der Skala des Regelwiderstandes R 2 abgelesen werden. In der Cheie wird die WHEATSTONE-Brücke sehr häufig zur Messung des Widerstandes von Elektrolyten benutzt. U störende Einflüsse durch die infolge des Stroflusses auftretenden cheischen Veränderungen des Elektrolyten während der Messung weitgehend auszuschließen, verwendet an an Stelle von Gleichstro in der Regel Wechselstro hinreichend hoher Frequenz. Liegt die Wechselstro Frequenz i enschliche Hörbereich (zwischen 16 Hz und Hz), dann lässt sich die Brücke auch akustisch abgleichen, inde an anstelle eines Apereeters einen epfindlichen Kopfhörer verwendet. Ist die Brücke strolos, dann hört an keinen Ton ehr. 2.2 Leitfähigkeit und spezifische Leitfähigkeit Der elektrische Widerstand (OHMscher Widerstand) R eines it Stro durchflossenen Leiters ist nach de OHMschen Gesetz: U l R = = = ρ 1 I A ρ = spezifischer elektrische Widerstand in Ω * c l = Länge des Leiters in c A = Leiterquerschnitt in c 2 Die Einheit des Widerstandes ist Oh [Ω], soit besitzt die Leitfähigkeit die Diension Ω -1 oder auch Sieens [S]. Der Widerstand einer Probe nit it steigender Länge zu und it steigende Querschnitt A ab. Die Proportionalitäts-konstante ρ ist der spezifische Widerstand der Substanz. In Elektrolytlösungen tritt anstelle des Querschnitts die Fläche von Metallplatten (Elektroden), die zur Strozuführung in die Lösung eintauchen. Als Länge des Leiters wird der Plattenabstand (Elektrodenabstand) angegeben. Anstelle des spezifischen elektrischen Widerstandes wendet an seinen Kehrwert an, er 4

5 heißt spezifische Leitfähigkeitκ: l κ = 2 ρ Wenn der Widerstand in Oh [Ω] und die Länge in Metern [] ausgedrückt wird, erhält an für die spezifische Leitfähigkeit [S -1 ], häufig wird auch [S c -1 ] angegeben. Nach Anwendung von Gleichung 1 entsteht daraus: 1l κ = 3 R A die Gleichung wird durch Einführung des Leitwertes ( der Konduktanz ) G = 1/R zu l Κ = G 4 ugefort. A Die elektrische Leitfähigkeit wird in Gefäßen it fest angeordneten Leiterplatten (Leitfähigkeitsesszellen) geessen. Dabei sind Fläche und Abstand der Platten konstant und ergeben die Zellkonstante C (Widerstandskapazität) der Zelle: l C = 5 A Die Zellkonstante wird bei handelsüblichen Messzellen angegeben oder it Kalibrierungslösung bestit. Hierzu wird die verwendete Messzelle it einer Lösung bekannter spezifischer Leitfähigkeit kalibriert und die Zellkonstante C berechnet. Aus den Gleichungen 1 bis 5 wird schließlich l Κ = C = G C 6 R Die elektrische Leitfähigkeit ist ugekehrt proportional de elektrischen Widerstand des Elektrolyten. 2.3 Molare Leitfähigkeit und Äquivalentleitfähigkeit Wegen der unterschiedlichen Konzentrationsabhängigkeit der elektrischen Leitfähigkeit bei verschiedenen Elektrolytlösungen ist es zweckäßig, für den Vergleich des Leitverögens verschiedener Elektrolyte die elektrische Leitfähigkeit auf die olare Konzentration c zu beziehen. Wir erhalten dann die olare Leitfähigkeit : 5

6 κ = 7 c Die olare Leitfähigkeit wird eist in S c 2 ol -1 angegeben. Außerde ist die elektrische Leitfähigkeit von der Ladungszahl z e der Ionen abhängig. Bei Division der olaren Leitfähigkeit durch die Ladungszahl ergibt sich die Äquivalentleitfähigkeit eq : κ eq = = 8 z z c e e 2.4 Elektrolyte und Dissoziation Der Transport des elektrischen Stroes kann einal ittels Elektronen und zu anderen ittels elektrisch geladener Materieteilchen, so genannter Ionen, erfolgen. I ersten Falle sprechen wir von Leitern 1. Klasse oder etallischen Leitern, weil die wichtigsten Vertreter dieser Art von Stroleitung die Metalle, die interetallischen Verbindungen und die Legierungen sind; i zweiten Falle von Leitern 2. Klasse oder Ionenleitern. Stoffe, in denen der Strotransport durch Ionen erfolgt, werden als Elektrolyte bezeichnet. Sie können sich dabei i festen, gescholzenen oder gelösten Zustand befinden. Nach ihre Bindungszustand in der reinen Phase werden die Elektrolyte in echte und potentielle Elektrolyte unterteilt. Echte Elektrolyte liegen bereits in reine Zustand in For von Ionen vor und bilden als feste Körper Ionengitter. Hierzu gehören praktisch alle Salze, wenn an von einigen Ausnahen wie HgCl 2, Hg(CN) 2, FeF 3 oder Fe(SCN) 3 absieht, bei denen der kovalente Bindungsanteil sehr groß ist. Potentielle Elektrolyte liegen als reine Phase nicht ionogen vor und leiten den elektrischen Stro nur i gelösten Zustand, da die Bildung der Ionen erst durch Reaktion it den Löseitteln erfolgt. Ihr Bindungszustand erstreckt sich in seiner reinen Phase von der seipolaren bis zur hoöopolaren Bindung it hohe Dipoloent. Zu ihnen gehören fast alle sogenannten schwachen Elektrolyte und viele Starke Säuren. In eine polaren Lösungsittel gelöst, liegt der Elektrolyt teilweise oder vollständig in For voneinander getrennter Ionen it positiver und negativer Ladung vor. Die Bildung frei beweglicher Ionen unter de Einfluss eines Lösungsittels bezeichnet an als elektrolytische Dissoziation. Nach ihre Dissoziationsverhalten, unterscheidet an starke und schwache Elektrolyte. 6

7 Für einen 1-1-wertigen Elektrolyten ist die Äquivalentleitfähigkeit gleich der olaren Leitfähigkeit, für einen 2-2-wertigen Elektrolyten ist sie nur halb so groß. Dait die olare Leitfähigkeit eines Elektrolyten unabhängig von der Konzentration ist, uss κ proportional zur Konzentration sein. Experientell findet an jedoch einen anderen Zusaenhang, folglich hängt die olare Leitfähigkeit eines Elektrolyten von der Konzentration ab. Einer der Gründe hierfür ist, dass die Zahl der Ionen in der Lösung nicht proportional zur Konzentration des Elektrolyten sein uss. Ein zweiter Grund ist, dass Ionen in Lösung sehr stark iteinander Wechselwirken, so dass die Leitfähigkeit einer Lösung auch nicht proportional zur Zahl der vorhandenen Ionen sein uss. Elektrolyte können in zwei Klassen eingeteilt werden. Bei starken Elektrolyten nit die olare Leitfähigkeit nur leicht ab, wenn die Konzentration erhöht wird. Für einen schwachen Elektrolyten ist die Abhängigkeit viel stärker. Seine olare Leitfähigkeit nit schon bei kleinen Konzentrationen sehr stark ab und geht bei den ittleren Konzentrationen bis auf sehr kleine Werte zurück. 2.5 Starke Elektrolyte Starke Elektrolyte sind in Lösung praktisch vollständig dissoziiert. Zu ihnen gehören alle echten Elektrolyte und viele potentielle Elektrolyte, die wie z.b. HCl in wässriger Lösung nahezu vollständig dissoziieren (alle starken Säuren und Basen). Bei starken Elektrolyten nähert sich die Äquivalentleitfähigkeit it zunehender Verdünnung bereits i Bereich essbarer Konzentrationen eine Grenzwert, der Grenzleitfähigkeit (Äquivalentleitfähigkeit bei unendlicher Verdünnung). Insgesat ändert sich die Äquivalentleitfähigkeit it der Konzentrationsabnahe nur gering. Ursache für die Abnahe der Äquivalentleitfähigkeit der starken Elektrolyte bei steigender Konzentration ist die Ionenbeweglichkeit. Nach der Theorie von DEBYE und HÜCKEL verursacht höhere Ionenkonzentration in den Lösungen starker Elektrolyte die Herabsetzung der relativen Perittivität (relative Dielektrizitätskonstante des Lösungsittels. Die Folge ist, dass nun die gegenseitige Behinderung der Ionen zunit, was zur Einschränkung der Ionenbeweglichkeit führt. Mit zunehender Verdünnung wird der Ionenabstand größer, die elektrostatischen Wechselwirkungen nehen ab. In den ideal verdünnten Lösungen besteht dann keine gegenseitige Beeinflussung ehr, d. h. die Ionen haben ihre größtögliche Beweglichkeit. 7

8 Wir können für einen vollständig dissoziierten Elektrolyten den Grad der Wechselwirkungen zwischen Ionen aus de Verhältnis f = 9 A ev beurteilen. f A ist der Leitfähigkeitskoeffizient, er ist bei unendlicher Verdünnung (c 0) gleich 1. Für die Abhängigkeit der Äquivalentleitfähigkeit starker Elektrolyte von der Konzentration hat KOHLRAUSCH epirisch einen Zusaenhang gefunden (KOHLRAUSCHsches Quadratwurzelgesetz): o = k c 10a bzw. o = k c 10b eq eq Die Konstante k ist stoffabhängig, sie wird von den Ladungszahlen der Ionen beeinflusst. Trägt an die Äquivalentleitfähigkeit in Abhängigkeit von der Quadratwurzel der Konzentration auf, erhält an i Gültigkeitsbereich der KOHLRAUSCHENschen Quadratwurzelgesetz (c < 10-2 ol L -1 ) Geraden. Aus de Anstieg der Geraden wird die Konstante k erittelt. Sie ist für Elektrolyte it gleichen Ladungszahlen von Kation und Anion gleich, die Geraden verlaufen parallel. Mit zunehender Ladungszahl nit auch k zu, erkennbar a steileren Anstieg der Geraden. Wir können it de Leitfähigkeitskoeffizienten aus Gl. (8) die Konzentrationsabhängigkeit der elektrischen Leitfähigkeit [s. Gl. (8)] bei vollständig dissoziierten starken Elektrolyten eindeutig beschreiben: Κ = f A ze c 11 Die elektrische Leitfähigkeit starker Elektrolyte wird in Abhängigkeit von der Ionenkonzentration durch den Leitfähigkeitskoeffizienten und die Ladungszahl beeinflusst. Bei Vergleichen der Grenzleitfähigkeiten von Lösungen verschiedener Salze stellte KOHLRAUSCH fest, dass die Unterschiede in den Werten 0 bei Salzen, die das gleiche Kation oder das gleiche Anion besitzen, nicht vo Charakter dieses geeinsaen Ions abhängen. Dies ist aus Tabelle (1) zu ersehen, in der die Werte der olaren Grenzleitfähigkeit einiger Salze angegeben sind; sie sind nach ihre geeinsaen Kation (in den Spalten) und nach ihre geeinsaen Anion (in den Zeilen) angeordnet. 8

9 Molare Grenzleitfähigkeit einiger Salze bei 291 K [Ω -1 c 2 ol -1 ] [1] nach BRICKA: 15. Auflage 1982, Tab. 7.2, Seite 561 K + Na + Li + Tl + Cl - 130,1 109,0 98,9 131,5 - NO 3 126,5 105,3 95,2 127,5 - IO 3 98,5 77,4 67,4 F - 111,3 90,1 112,5 Tabelle 1: Molare Grenzleitfähigkeit einiger Salze Die Differenz der 0 -Werte beträgt bei Kaliu- und Natriusalzen it geeinsaen Anionen ungefähr 21, bei Natriu- und Lithiusalzen 10, bei Lithiu- und Thalliusalzen 32; ähnlich beträgt die Differenz der 0 -Werte die den Chloriden und Nitraten it gleichen Kationen 3,6, bei Nitraten und Iodaten 28 und bei Iodaten und Fluoriden 13. KOHLRAUSCH folgerte AUS DIESEM Sachverhalt; dass bei Grenzverdünnung die olare Grenzleitfähigkeit eines Elektrolyten durch die Sue der olaren Grenzleitfähigkeit der betreffenden Ionen gegeben ist, die den elektrischen Stro unabhängig voneinander transportieren. Diese Beziehung wird als das KOHLRAUSCHsche Gesetz von der unabhängigen Ionenwanderung bezeichnet. Es kann allgeein geschrieben werden: 0 = ν + λ ν - λ Hierbei bezeichnen ν + und ν - die Zahl der Kationen bzw. Anionen pro Foreleinheit des Elektrolyten. Beispiel für einen Elektrolyt: K z+ ν+a z- ν- ν + K z+ + ν - A z- Die Wertigkeiten werden i folgenden it z + und z - bezeichnet. 2.6 Schwache Elektrolyte Bei den schwachen Elektrolyten wird die Konzentrationsabhängigkeit der Äquivalentleitfähigkeit von Dissoziationsgrad α beeinflusst. Der Dissoziationsgrad ist so definiert, dass i Gleichgewicht für eine Konzentration c der Säure HA gilt: [H + ] = α c 0 13 [A - ] = α c 0 14 [HA] = (1-α) c

10 Wenn an die Abweichung der Aktivitätskoeffizienten von eins vernachlässigt, so gilt für die Säurekonstante K S α 0 κ S = 16, 1 α wobei für den Dissoziationsgrad gilt 2 c 1 κ 4 2 = S c α c κ S Die Äquivalentleitfähigkeit ist de Dissoziationsgrad proportional. ev = k α 18 (k = Proportionalitätskonstante) Mit zunehender Verdünnung nehen Dissoziationsgrad und Äquivalentleitfähigkeit zu, es werden die Grenzwerte der unendlichen Verdünnung angestrebt: li = li k α ev c 0 α 1 ev = k 19 Soit ist die Proportionalitätskonstante in Gleichung 13 die Grenzleitfähigkeit. Wir verändern Gleichung 13 zu: ev ev = α oder α = 20 In verdünnten Lösungen schwacher Elektrolyte ist der Dissoziationsgrad gleich de Quotienten aus Äquivalentleitfähigkeit und Grenzleitfähigkeit. Wird die it Gleichung 15 gefundene Beziehung in Gleichung 8 eingesetzt, so erhalten wir: κ = z e c α 21 Es uss aber berücksichtigt werden, dass auch in Lösungen schwacher Elektrolyte bei höheren Konzentrationen elektrostatische Wechselwirkungen auftreten. Nur die sehr schwachen Elektrolyte bilden so wenige Ionen, dass bei höherer Elektrolytkonzentration in den Lösungen die gegenseitige Beeinflussung und Behinderung der Ionenbeweglichkeit noch nicht wirksa wird ( f 1). Durch Einbeziehung des Leitfähigkeitskoeffizienten in Gleichung A 16 wird: = ze c α f A κ 22 10

11 Wenn an die olare Leitfähigkeit eines hypothetischen, vollständig dissozierten Elektrolyten it bezeichnet, dann beträgt seine tatsächliche olare Leitfähigkeit, wenn ein Bruchteil α der Moleküle in Ionen dissoziiert = α 23 Für sehr kleine Konzentrationen kann an auch durch die Grenzleitfähigkeit 0 ersetzen = α 0 24 Man kann die Forel für die Gleichgewichtskonstante K 16 uforen und in Gleichung 24 einsetzen, dann erhält an das OSTWALDsche Verdünnungsgesetz: 1 1 = 0 + κ S c 0 ( ) Praktischer Teil 3.1 Messwerte und die zugehörigen Diagrae Dest. Wasser: k= 7,55 µs/c NaCl: c [ol/l] c ½ [ (ol/l) ½ ] k [ S/c ] eq [ Sc²/ol ] 1/ eq [(Sc²/ol) -1 ] 0,010 0,100 1, , ,020 0,141 2, , ,025 0,158 2,81 112,4 0, ,050 0,224 5,56 111,2 0, ,100 0,316 10,74 107,4 0,00931 Tabelle 2: Die Leitfähigkeit von NaCl in Abhängigkeit von der Konzentration c. eq[ Sc²/ol ] y = -32,973x + 117,99 R 2 = 0, ,05 0,1 0,15 0,2 0,25 0,3 0,35 c½ [ (ol/l)½ ] Diagra 1: Die Wurzel der Konzentration in Abhängigkeit von der Äquivalentleitfähigkeit. 11

12 HCl: c [ol/l] c ½ [ (ol/l) ½ ] k [ S/c ] eq [ Sc²/ol ] 1/ eq [(Sc²/ol) -1 ] 0,010 0,100 4, , ,020 0,141 8, , ,025 0,158 12, , ,050 0,224 21, , ,100 0,316 41, ,00240 Tabelle 3: Die Leitfähigkeit von HCl in Abhängigkeit von der Konzentration c eq[ Sc²/ol ] y = -147,75x + 468,95 R 2 = 0, ,05 0,1 0,15 0,2 0,25 0,3 0,35 c½ [ (ol/l)½ ] Diagra 2: Die Wurzel der Konzentration in Abhängigkeit von der Äquivalentleitfähigkeit für HCl. Natriuacetat: c [ol/l] c ½ [ (ol/l) ½ ] k [ S/c ] eq [ Sc²/ol ] 1/ eq [(Sc²/ol) -1 ] 0,010 0,100 0,934 93,4 0, ,020 0,141 1,95 97,5 0, ,025 0,158 2, , ,050 0,224 3, , ,100 0,316 6,89 68,9 0,01451 Tabelle 4: Die Leitfähigkeit von Natriuacetat in Abhängigkeit von der Konzentration c eq[ Sc²/ol ] y = -136,6x + 110,61 R 2 = 0, ,05 0,1 0,15 0,2 0,25 0,3 0,35 c½ [ (ol/l)½ ] Diagra 3: Die Wurzel der Konzentration in Abhängigkeit von der Äquivalentleitfähigkeit für Natriuacetat. 12

13 Essigsäure: c [ol/l] c ½ [ (ol/l) ½ ] k [ S/c ] eq [ Sc²/ol ] 1/ eq [(Sc²/ol) -1 ] 0,010 0,100 0,193 19,3 0, ,020 0,141 0,303 15,15 0, ,025 0,158 0,314 12,56 0, ,050 0,224 0,397 7,94 0, ,100 0,316 0,686 6,86 0,14577 Tabelle 5: Die Leitfähigkeit von Essigsäure in Abhängigkeit von der Konzentration c eq[ Sc²/ol ] y = 2,1095x -0, ,05 0,1 0,15 0,2 0,25 0,3 0,35 c½ [ (ol/l)½ ] Diagra 4: Die Wurzel der Konzentration in Abhängigkeit von der Äquivalentleitfähigkeit für Essigsäure. 3.2 Bestiung der 0 aus den Graphiken 0 abgelesen aus den Geradengleichungen: 0 (NaCl)= 117,99 S c² ol -1 0 (HCl )= 468,95 S c² ol -1 0 (NaAc)= 110,61 S c² ol -1 0 (HAc)= Nicht aus de Diagra ablesbar, da das Kohlrausche Quadratwurzelgesetz nur für starke Elektrolyte gültig ist. HAc ist ein schwacher Elektrolyt. U 0 (HAc) zu bestien benötigt an das Gesetz der unabhängigen Ionenwanderung. 13

14 3.3 Bestiung der Säurekonstanten K s von Essigsäure Grafische Bestiung von (HAc) aus de OSTWALDschen Verdünnungsgesetz 1/eq [(Sc²/ol)-1] 0,16 0,14 0,12 0,1 0,08 0,06 0,04 0,02 0 y = 0,192x + 0,014 R 2 = 0, ,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6 0,7 0,8 k [ S/c ] Diagra 5: Die Leitfähigkeit k in Abhängigkeit von der reziproken Äquivalentleitfähigkeit der Essigsäure. Der Schnittpunkt it der Ordinate ist 0,014. Der Kehrwert ist dezufolge (HAc). (HAc) = 71,42 Sc 2 /ol 3.4 Rechnerische Bestiung von (HAc) über das KOHLRAUSCHsche Gesetz der unabhängigen Ionenwanderung HAc HCl NaCl NaAc H Cl Na Cl Na Ac H = + = λ + λ λ λ + λ + λ = λ + (Essigsäure)= 468,95 117, ,61 = 461,57 Sc 2 /ol λ Ac Es kaen 2 unterschiedliche Ergebnisse heraus: Nach Ostwald: 71,42 Sc 2 /ol Nach Kohlrausch: 461,57 Sc 2 /ol Literaturwert: 390,50 Sc 2 /ol Der erste Wert weicht a Meisten vo Literaturwert ab. Das liegt daran, das ein kleiner Fehler durch Kehrwertbildung sehr groß wird. Auch der Zweite Wert weicht stark vo Literaturwert ab, dies liegt wahrscheinlich an Messfehlern und anderen Fehlern bei Arbeiten. 14

15 3.5 Berechnung der Dissoziationsgrade α und der Säurekonstanten K s der Essigsäure Die Berechnung des Dissoziationsgrades erfolgt nach der Gleichung: α = eq eq c [ol/l] [Sc 2 /ol] [Sc 2 /ol] α 0,01 19,3 461,57 0, ,02 15,15 461,57 0, ,025 12,56 461,57 0, ,05 7,94 461,57 0, ,1 6,86 461,57 0,01486 Tabelle 6: Berechnung der Dissoziationsgrade Die Berechnung der Säurekonstanten erfolgt nach der Gleichung: K s 2 α c0 = 1 α pk S = -lg(k S ) eq c [ol/l] [Sc 2 /ol] [Sc 2 /ol] α Ks pks 0,01 19,3 461,57 0, , ,739 0,02 15,15 461,57 0, , ,652 0,025 12,56 461,57 0, , ,721 0,05 7,94 461,57 0, , ,822 0,1 6,86 461,57 0, , ,649 Tabelle 7: Berechnung der Ks und pks Werte Der Durchschnitt des pks Wertes liegt bei 4,7166. Der Literaturwert bei 25 C und einer Konzentration von 0,01 0,1ol/L ist 4,75. Der Fehler kot wohl durch den bereits fehlerbehafteten Wert zustande. 3.5 Berechnung der Basenkonstante K B von Acetat Die Basenkonstante K B des Acetat lässt sich über das Ionenprodukt des Wassers berechnen: pk S + pk B = pk H2O = 14 Nach pk B ugestellt: pk B = 14 - pk S pk B = 14 4,75 (Literaturwert) pk B = 9,25 Mit den K S bzw. K B - Werten lässt sich beurteilen, wie stark eine Säure bzw. eine Base ist. Je größer sie sind u so stärker ist die Säure bzw. Base. Die Säurekonstante gibt das Verhältnis von H 3 O + -Ionen und 15

16 korrespondierender Base zur undissoziierten Säure an. Je größer die Säurekonstante ist, desto höher ist die H 3 O + -Konzentration in der Lösung. Bei den Basen ist es analog, nur dass es sich auf die OH Konzentration bezieht. Das Produkt der beiden Konstanten ergibt das Ionenprodukt des Wassers. Das Ionenprodukt des Wassers beschreibt die Autoprotolyse des Wassers. 2 H 2 O H 3 O + +OH - Bei einer staken Säure liegt also noch eine geringe Konzentration an OH - Ionen vor und bei starken Basen liegt eine geringe Konzentration an H 3 O + -Ionen vor. 4 Literatur [1] Grundlagen der physikalischen Cheie R. Brdička VEB Deutscher Verlag der Wissenschaften, Berlin 15., bearbeitete Auflage 1982 [2] Physikalische Cheie Band 2 (Elektrocheie) Kurt Schwabe, 3. Auflage Akadeie-Verlag Berlin 1986 [3] Physikalische Cheie für Techniker und Ingenieure Näser/Lepe/Regen VEB Deutscher Verlag für Grundstoffindustrie Leipzig 19., unveränderte Auflage,