Ph Wert berechnen ohne Taschenrechner?
Hallo,
folgende Aufgabe:
25 g Natriumhydrogensulfit werden in 500 mL 0.1 molarer Natriumsulfitlösung gelöst. Wie groß ist der pH Wert dieser Lösung?
Ks1 = 1,23 × 10^(-2) Ks2=6,61 × 10^(-8)
A) pH = 7.86
B) pH= 6.80
C)pH= 6.50
D)pH=4.55
E)pH=3.75
Die Rechnung muss ohne Taschenrechner lösbar sein.
Ich danke für jede Hilfe.
1 Antwort
Du hast in Deiner Suppe n=cV=50 mmol Na₂SO₃, dazu kommen 25 g NaHSO₃, das hat eine molare Masse von ≈ 100 g/mol, also sind es ca. ¼ mol bzw. 250 mmol. Wir haben also einen Hydrogensulfit/Sulfit-Puffer mit deutlichem (fünffachem) Überschuß an Hydrogensulfit, also wird der pH ein merkliches Stück unter dem pKₐ-Wert bleiben. Wenn man weiß, daß der Zehnerlogarithmus von 5 ungefähr 0.7 ist, dann kann man auch sagen, daß pH≈pKₐ−0.7 betragen wird.
Die relevante Säurekonstante ist K₂=6⋅10¯⁸, also ist der pKₐ etwas über 7. Wir erwarten einen einen pH ungefähr 0.7 Einheiten darunter, also ≈6.5
Du brauchst diejenige, die die Protolyse von Hydrogensulfit zu Sulfit beschreibt, also die zweite Dissoziationsstufe der schwefligen Säure (die erste beschreibt ja das Gleichgewicht zwischen SO₂ und HSO₃¯).
Warum muss man den Log von 5 bilden ? Wie kommt man drauf?
Weil wir geschätzt haben, daß das Konzentrationsverhältnis Hydrogensulfit zu Sulfit ungefähr 5 ist, und in der Henderson–Hasselbalch-Gleichung taucht dieses Verhältnis im Logarithmus auf.
Daß lg(5)≈0.7 ist, kann man wissen oder auch nicht. Man sollte aber wissen, daß log(2)≈0.3 ist (das kommt dauernd irgendwo vor), und da 5 ein bißchen größer als 2⋅2 ist, muß lg(5) ein bißchen größer als 0.3+0.3 sein.
Sorry wenn das alles komisch klingt, aber so muß man halt herumnudeln, wenn aus irgendeinem Grund Taschenrechner nicht zugelassen sind.
woher weis ich was die relevante säurekonstante ist?