Übungsaufgaben zur Vorlesung Chemie für Biologen, WS 2005/2006

Themenbereiche „Säure/Base-Reaktionen und -Gleichgewichte, pH-Wert“

1. Vervollständigen Sie folgende Reaktionsgleichungen!

OH- + HSO4- → SO4

2- + H2O

2 OH- + H3PO4 → HPO42- + 2 H2O

OH- + H3PO4 → H2PO4- + H2O

2. Folgende Gleichgewichte liegen alle auf der rechten Seite. Stellen Sie eine Liste aller vorkommenden Brönsted-Säuren nach abnehmender Säurestärke auf. Machen sie dasselbe für die Brönsted-Basen.

H3O+ + H2PO4- H3PO4 + H2O

HCN + OH- CN- + H2O

H3PO4 + CN- H2PO4

- + HCN

H2O + NH2- NH3 + OH-

Säuren: H3O+ > H3PO4 > HCN > H2O > NH3Basen: NH2

- > OH- > CN- > H2PO4- > H2O

3. Folgende Gleichgewichte liegen auch alle auf der rechten Seite. Stellen Sie wie in Aufgabe 5 Listen der Brönsted-Säuren und –Basen auf.

HCO3- + OH- CO3

2- + H2O

H3CCO2H + HS- H3CCO2- + H2S

H2S + CO32-

HCO3- + HS-

HSO4- + H3CCO2

- SO42- + H3CCO2H

Säuren: HSO4

- > H3CCO2H > H2S > HCO3- > H2O

Basen: OH- > CO32- > HS- > H3CCO2

- > SO42-

4. Wie groß sind die Konzentrationen c(H+) oder c(OH-) in folgenden Lösungen, und wie ist demnach ihr pH-Wert?

0,015 mol/l HNO3

c(H+) = 0,015 mol/l; pH = -log c(H+) = 1,82

0,0003 mol/l HCl

c(H+) = 0,0003 mol/l; pH = -log c(H+) = 3,52

0,0025 mol/l Ba(OH)2

c(OH-) = 0,005 mol/l; pOH = -log c(OH-) = 2,30; pH = 14 – pOH = 11,70

0,016 mol/l Ca(OH)2

c(OH-) = 0,032 mol/l; pOH = -log c(OH-) = 1,49; pH = 14 – pOH = 12,51

5. Welchen pH-Wert haben Lösungen mit

c(H+) = 7,3 · 10-5 mol/l pH = 4,13 c(OH-) = 3,3 · 10-4 mol/l pH = 10,52

c(H+) = 0,084 mol/l pH = 1,08 c(OH-) = 0,042 mol/l pH = 12,62

c(H+) = 3,9 · 10-8 mol/l pH = 7,41

6. Wie groß sind c(H+) und c(OH-) wenn Lösungen folgende pH- oder pOH-Werte haben?

pH = 1,23 c(H+) = 0,059 mol/l; c(OH-) = Kw / c(H+) = 10-14 / 0,059 = 1,69·10-13 mol/l

pOH = 12,34 c(OH-) = 4,57·10-13 mol/l; c(H+) = Kw / c(OH-) = 0,022 mol/l

pH = 10,92 c(H+) = 1,20·10-11 mol/l; c(OH-) = Kw / c(H+) = 8,3·10-4 mol/l

pOH = 0,16 c(OH-) = 0,69 mol/l; c(H+) = Kw / c(OH-) = 1,45·10-14 mol/l

pOH = 4,32 c(OH-) = 4.8·10-5 mol/l; c(H+) = Kw / c(OH-) = 2,09·10-10 mol/l

7. Was versteht man unter einem Säure/Base-Indikator?

Ein Farbstoff, dessen Farbe sich mit dem pH-Wert ändert.

8. Erklären Sie den pKS-Wert am Beispiel einer Säure H-A.

H-A + H2O H3O+ + A-

MWG: K = [H3O+] [A-] / ([H-A] [H2O]) oder c(H3O+) c(A-) / (c(H-A) c(H2O)

Da die Konzentration des Wassers nahezu konstant bleibt, zieht man sie in die Konstante.

KS = K [H2O] = [H3O+] [A-] / [H-A]

pKS = -logKS

9. Welche pH-Wert hat eine Lösung von Ammoniumchlorid mit c(NH4Cl) = 0,3 mol/l (Salzsäure ist eine starke Säure, Ammoniak eine schwache Base, pKB (NH3) = 4,7)?

Ammoniumchlorid ist das Salz einer schwachen Base und einer starken Säure, darum reagiert es leicht sauer, da ein Teil der Ammoniumionen in Wasser zu Ammoniak und Hydroniumionen reagiert.

NH4+ + H2O H3O+ + NH3

pKs(NH4+) = 14 – pKB(NH3) = 9,3

pH = ½ (pKS –log c0(NH4Cl)) = ½ (9,3 – 0,52) = 4,39

10. Die Lösung einer schwachen Säure HX mit c0(HX) = 0,26 mol/l hat einen pH-Wert von 2,86. Wie groß ist die Säurekonstante KS?

pKS = 2 pH + log c0(HX) = 2 · 2,86 + log 0,26 = 5,13

Ks = 7,3·10-6 mol/l

11. Die Lösung einer schwachen Base B mit c0(B) = 0,44 mol/l hat einen pH-Wert von 11,12. Wie groß ist die Basenkonstante KB?

pKB = 2 pOH + log c0(B) = 2 · 2,88 + log 0,44 = 5,40

Ks = 4,0·10-6 mol/l

12. Berechnen Sie den pH-Wert und den Dissoziationsgrad a (in %) einer 0.01 M Essigsäure-Lösung (H3CCO2H). Erklären Sie, weshalb a mit zunehmender Verdünnung größer wird.

pH = ½ (pKS

– log c0) pK

S = 4.8 , c0(H3CCO2H)

= 0.01 M (Ausgangskonzentration)

pH = ½ (4.8 + 2.0) = 3.4

c(H+) = 10-3,4 mol/l = 4 · 10-4 mol/l = 0.0004 mol/l

a = c(H+)/c0(H3CCO2H) = 0.0004/0.01 = 0.04 Der Dissoziationsgrad beträgt 4 %.

Die Wasserkonzentration nimmt mit der Verdünnung zu. Damit muss der Anteil an dissoziierter Säure ebenfalls größer werden. Vgl. Reaktionsgleichung in Aufgabe 6.

13. Propansäure (H3C-CH2-CO2H, eine einprotonige Säure) ist bei einer Konzentration von 0,25 mol/l zu 0,72 % dissoziert. Wie ist der pH-Wert und wie groß ist die Säurekonstante?

c(H+) = c0(H3C-CH2-CO2H) · a = 0,25 mol/l · 0,0072 = 0,0018 mol / l

pH = 2,74

pKS = 2 · pH + log c0(H3C-CH2-CO2H) = 4,88

KS = 1,3 · 10-5 mol/l

14. Für Milchsäure ist KS = 1,5 · 10-4 mol/l. Wie groß ist c(H+), wenn 0,16 mol/l Milchsäure in Lösung sind? Wieviel % der Milchsäure sind in der Lösung dissoziert?

pH = ½ (pKS – log c0) = 2,31

c(H+) = 0,0049 mol/l

a = 0,031.

3,1 % der Milchsäure sind dissoziiert.

15. 0,06 mol einer schwachen Säure HX befinden sich in einem Volumen von 250 ml. Die Lösung hat einen pH-Wert von 2,89. Welchen pH-Wert hat die Lösung, nachdem, 0,03 mol festes NaX darin aufgelöst wurden? Nehmen Sie an, dass der NaX-Zusatz das Volumen der Lösung nicht signifikant ändert.

Durch die Zugabe des Salzes aus der konjugierten Base X- zu der Säure HX entsteht eine Pufferlösung. Bei c0(X-) = c0(HX) gilt pH = pKS (HX). Der pH-Wert einer solchen Pufferlösung berechnet sich dann nach der Henderson-Hasselbach-Gleichung.

c0(HX) = 0,24 mol/l; pKs = 2 pH + log c0(HX) = 5,16; c0(NaX) = 0,12 mol/l

pH = pKS – log c0(HX)/c0(NaX)

pH = 5,16 – log 0,24/0,12 = 4.86

16. Wieviel g Calciumhydroxid (Ca(OH)2, eine starke Base) muss man einwiegen, um einen Liter einer Lösung mit c(OH-) = 0,1 mol/l herzustellen? Wieviele Milliliter der Lösung benötigt man, um 20 ml Salzsäure (HCl) mit c(HCl) = 0,25 mol/l zu neutralisieren?

Beides sind starke, vollständig dissozierte Elektrolyte. Calciumhydroxid ist eine zweiwertige Base. Das heißt aus einem mol der Base entstehen beim Auflösen in Wasser 2 mol OH--Ionen. Folglich benötigt man 0,05 mol Ca(OH)2.

m(Ca(OH)2) = n(Ca(OH)2) · M(Ca(OH)2) = 0,05 mol · 74,1 g/mol = 3,705 g

Am Neutralpunkt ist n(OH-) = n(H+) und damit

c(OH-) · V(OH-) = n(OH-) = n(H+) = c(HCl) · V(HCl)

V(OH-) = c(HCl)·V(HCl) / c(OH-) = 0,25 mol/l · 0,020 l / 0,1 mol/l = 50 ml

17. Welche Stoffmengenkonzentration (mol/l) hat eine Schwefelsäurelösung (H2SO4), wenn 25 ml davon mit 32,15 ml einer Natronlaugelösung (NaOH) mit c(NaOH) = 0,6 mol/l neutralisiert werden?

Beides sind starke, vollständig dissozierte Elektrolyte. Am Neutralpunkt ist n(OH-) = n(H+). Da Schwefelsäure eine zweiprotonige Säure ist, muß ihre Konzentration nur halb so groß sein.

c(H2SO4) = c(OH-)·V(OH-) / 2 V(H2SO4) = 0,6 mol/l · 0,03215 l / 2 · 0,025 l

c(H2SO4) = 0,3858 mol/l

18. Wieviele ml Schwefelsäure mit c(H2SO4) = 0,3 mol/l werden benötigt, um 38 ml Natronlauge mit c(OH-) = 0,45 mol/l zu neutralisieren?

2 H+ + SO42- + 2 Na+ + OH- → 2 Na+ + SO4

2- + 2 H2O

Ein Molekül Schwefelsäure kann zwei Moleküle Natronlauge neutralisieren, da die Säure zweiprotonig ist. Beim Neutralpunkt gilt n(OH-) = n(H+).

c(NaOH) · V(NaOH) = n(OH-) = n(H+) = 2 c(H2SO4) · V(H2SO4)

V(H2SO4) = c(NaOH)·V(NaOH) / 2 c(H2SO4) = 0,45 mol/l · 0,038 l / 0,6 mol/l = 28,5 ml

19. Erklären Sie den Begriff "Puffer".

Ein pH-Puffer ist in der Lage, den pH-Wert einer Lösung innerhalb bestimmter Grenzen (± 1 pH-Einheit) zu stabilisieren.