Kapitel 17: Weitere Aspekt. wässriger Gleichgew. Einfluss gleicher Ionen: Gleichioniger Zusatz, Verschiebung des Gleichgewichtes nach Le-Châtelier.

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1 Ache2 Kapitel 17: Weitere Aspekt. wässriger Gleichgew. Einfluss gleicher Ionen: Gleichioniger Zusatz, Verschiebung des Gleichgewichtes nach Le-Châtelier. Bsp. ph berechnen einer mol/l salpetriger Säure (KS = 4.5 E -4 ) und 0.1 mol/l Kaliumnitrit (KNO 2 ) Gepufferte Lösungen: Vorhandensein eines schwachen konjugierten Säure-Basen-Paares. Durch Zugabe von Säure/ Base verschiebt sich das ph Gleichgewicht nur wenig. Der ph hängt ab von: Säurestärke der schwachen Säure, und dem Verhältnis des konjugierten Säure/Base-Paars ([HX]/[X - ]) Berechnung des ph-wertes eines Puffers: (Henderson-Hasselbalch-Gleichung) Bsp. ph berechnen eines Puffers: 0.12 mol/l Milchsäure und 0.1 mol/l Natriumacetat. K S (Milchsäure) = 1.4E -4 1/6

2 Pufferkapazität: Menge an Säure/Base die ein Puffer aufnehmen kann, bevor sich der ph wesentlich verändert. Um an einem bestimmten ph-wert zu puffern, muss ein Puffer gewählt werden, dessen pk S -Wert in der Nähe des gewünschten ph-wertes liegt. Pufferbereich eines Puffers: ±1 ph um den pk S Zugabe von starken Säuren/ Basen zu Puffern: Puffer: schwache Säure HX, und konjugierte Base X - Zugabe einer starken Säure: Zugegebenen H+ Ionen werden vollständig von X - verbraucht, c(hx) steigt Zugabe einer starken Base: OH- Ionen werden von HX verbraucht, c(x - ) steigt Berechnen des ph s: Bsp. Puffer: 0.3 mol/l Essigsäure, 0.3 mol/l Natriumacetat auf 1 L), ph = 4.74 a) ph gesucht nach Zugabe von 0.02 mol NaOH b) ph gesucht wenn man 0.02 mol NaOH zu einem Liter reinem Wasser (Volumenänderung vernachlässigen) 2/6

3 Blutpuffer: ph-wert des Blutes: Puffergleichung: H + (aq) + HCO 3 - (aq) H 2 CO 3 (aq) H 2 O(l) + CO 2(g) pks1 (H 2 CO 3 ) = 6.1 (Abweichung zum ph = ungefähr 1.3 ph Einheiten, einhalten des ph s durch unterschiedliche Konzentrationen): Konzentration an HCO 3 - = mol/l Konzentration an H 2 CO 3 = mol/l ph: pk S + log(c(hco - 3 / H 2 CO 3 ) = log(0.024/0.0012) = 7.4 Säure/ Base-Titrationen: 1) Starke Säure, starke Base: Start-pH: Abhängig von der Messlösung EP: Ungefähr ph 7.00 (ph-wert des reinen Wassers) End-pH: Abhängig vom Titrationsmittel Indikator: Umschlagsbereich um den ph-wert des EP (Zwischen ph 4-10) 3/6

4 2) Schwache Säure, starke Base: Start-pH: Abhängig von der Messlösung Pufferbereich: Um den pk S -Wert der Säure EP: >ph 7.00 (Anion des gebildeten Salzes ist eine schwache Base) End-pH: Abhängig vom Titrationsmittel Unterschiede zu Titrationskurve von starken Säure/Base: Lösung einer schwachen Säure hat einen höheren Anfangs-pH ph-änderung bei schwachen Säuren ist schwächer (Pufferungen) ph-wert am EP ist bei schwachen Säuren > ph 7.0 Je grösser der pk S -Wert der Säure (schwächere Säure), desto kleiner der EP- Sprung Fällungsgleichgewichte: Gesättigte Lösung: Gleichgewicht zwischen Lösung und ungelöstem Feststoff. Löslichkeitsprodukt: Löslichkeit: Bsp. CaF 2, KL = 3.9E -11 mol 3 /L 3, L(CaF 2 ) =? 4/6

5 Löslichkeitsbeeinflussung: Gleichioniger-Zusatz, ph (Anion basisch, steigt Löslichkeit steigt bei sinkendem ph), Komplexbildung (Kationen können komplexiert werden (z.b. mit Lewis-Basen, Ammoniak, Cyanid ), Löslichkeit steigt) Amphoterie: Einige Metalloxide, Hydroxide, die in neutralem Wasser unlöslich sind, sind sowohl in stark sauren, basischen Lösungen löslich. Dabei können sie selber als Base/ Säure reagieren: amphotere Oxide. (z.b. Al(OH) 3, Cr(OH) 3, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2 ) Ionenfischen: Salz fällt aus, wenn das Produkt der Ionenkonzentrationen grösser als das Löslichkeitsprodukt wird. Q > K L, Niederschlag fällt aus, bis Q = K L Q = K L, Gleichgewicht (gesättigte Lösung) Q < K L, Feststoff löst sich auf, bis Q = K L Qualitative Metallanalyse: Welches Metall? Quantitative Metallanalyse: Wie viel Metall? (z.b. durch Ionenfischen, Ausnützen der verschiedenen Löslichkeiten der Sulfid-Verbindungen) 5/6

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