MINT üben

Säure-Base-Reaktionen

Vom Glasreiniger bis zum Kalorimeter — erst den Ansatz finden, dann rechnen.

Dein Fortschritt:
0 / 0 Aufgaben
2

Aufgabenblock — AFB II

Zehn mehrschrittige Aufgaben aus Labor und Alltag — Titrationen, Verdünnungen, schwache Säuren und Basen, Puffer und ein Blick zurück in Kapitel 1 und 2. Drei gestufte Tipps helfen beim Ansatz.

A1
Schwefelsäure titrieren
AFB II

\(10{,}0\,\mathrm{mL}\) verdünnte Schwefelsäure werden mit Natronlauge (\(c=0{,}100\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\)) titriert; bis zum Farbumschlag werden \(12{,}60\,\mathrm{mL}\) verbraucht: \(\ce{H2SO4 + 2 NaOH}\) \(\ce{-> Na2SO4 + 2 H2O}\).

a) Berechnen Sie die verbrauchte Stoffmenge \(n(\ce{OH-})\) in mmol. b) Berechnen Sie \(c(\ce{H2SO4})\).

mmol
mol/L
Ansatz: \(n=c\cdot V\) mit \(V\) in L (oder: mmol = mol/L · mL). Schwefelsäure ist zweiprotonig — die Stoffmengen am Äquivalenzpunkt sind nicht gleich.
Rechenweg: \(n(\ce{OH-})=0{,}100\cdot12{,}60\,\mathrm{mmol}\); \(n(\ce{H2SO4})=\tfrac12\,n(\ce{OH-})\); dann durch \(10{,}0\,\mathrm{mL}\) teilen.
Lösung: a) \(1{,}26\,\mathrm{mmol}\) b) \(0{,}0630\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\)
Vollständige Lösung
a) \(n(\ce{OH-})=0{,}100\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\cdot12{,}60\,\mathrm{mL}=1{,}26\,\mathrm{mmol}\). b) Jedes \(\ce{H2SO4}\) gibt zwei Protonen ab: \(n(\ce{H2SO4})=0{,}630\,\mathrm{mmol}\); \(c=\dfrac{0{,}630\,\mathrm{mmol}}{10{,}0\,\mathrm{mL}}=0{,}0630\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\). Wer mit der Formel für einprotonige Säuren rechnet, erhält den doppelten, falschen Wert \(0{,}126\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\).
A2
Verdünnen einer starken Säure
AFB II

Eine Salzsäure hat den pH-Wert \(1{,}0\). Ein Schüler pipettiert \(10{,}0\,\mathrm{mL}\) davon in einen Messkolben und füllt mit Wasser auf \(1{,}00\,\mathrm{L}\) auf. Eine zweite Probe (\(50{,}0\,\mathrm{mL}\), pH \(2{,}0\)) soll auf pH \(3{,}0\) gebracht werden.

a) Berechnen Sie den pH-Wert der Lösung im Messkolben. b) Berechnen Sie, wie viel Wasser zur zweiten Probe gegeben werden muss.

mL
Ansatz: Starke Säure: \(c(\ce{H3O+})=c_0\). Beim Verdünnen bleibt die Stoffmenge \(n(\ce{H3O+})\) gleich; ein Zehntel der Konzentration heißt pH \(+1\).
Rechenweg: a) Verdünnungsfaktor \(1000:10=100\) → \(c\) sinkt von \(10^{-1}\) auf \(10^{-3}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\). b) pH \(2\to3\): Faktor 10 → Endvolumen \(500\,\mathrm{mL}\).
Lösung: a) pH \(3{,}0\) b) \(450\,\mathrm{mL}\) Wasser
Vollständige Lösung
a) \(c_1\cdot V_1=c_2\cdot V_2\): \(c_2=\dfrac{0{,}10\cdot10{,}0}{1000}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}=1{,}0\cdot10^{-3}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\) → pH \(3{,}0\). b) \(c\) muss von \(10^{-2}\) auf \(10^{-3}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\) sinken, also Gesamtvolumen \(10\cdot50{,}0\,\mathrm{mL}=500\,\mathrm{mL}\); zuzugeben sind \(500-50=450\,\mathrm{mL}\) Wasser (nicht \(500\,\mathrm{mL}\)!).
A3
Essigsäure: pH und Protolysegrad
AFB II

Eine Essigsäure-Lösung wird mit \(c_0=0{,}50\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\) angesetzt (\(\mathrm{p}K_S=4{,}75\)).

a) Berechnen Sie den pH-Wert. b) Berechnen Sie den Protolysegrad \(\alpha\) in Prozent.

%
Ansatz: Essigsäure ist schwach: Näherungsformel \(\mathrm{pH}=\tfrac12\,(\mathrm{p}K_S-\lg c_0)\). Für \(\alpha\) brauchen Sie \(c(\ce{A-})=c(\ce{H3O+})\).
Rechenweg: \(\mathrm{pH}=\tfrac12\,(4{,}75+0{,}30)\); \(c(\ce{H3O+})=10^{-\mathrm{pH}}\); \(\alpha=c(\ce{H3O+}):c_0\).
Lösung: a) pH \(2{,}53\) b) \(\alpha\approx0{,}60\,\%\)
Vollständige Lösung
a) \(\mathrm{pH}=\tfrac12\,(4{,}75-\lg0{,}50)=\tfrac12\,(4{,}75+0{,}301)\approx2{,}53\). b) \(c(\ce{H3O+})=10^{-2{,}53}\approx2{,}98\cdot10^{-3}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\); \(\alpha=\dfrac{2{,}98\cdot10^{-3}}{0{,}50}\approx0{,}60\,\%\). Nur etwa jedes 170. Essigsäuremolekül ist protolysiert — die Näherung \(c(\ce{HA})\approx c_0\) ist damit gerechtfertigt.