Übung 2, WS 2012/2013

Übung 2, WS 2012/2013
Mittwoch, 18. Dezember 2013 um 17:00 Uhr im Hörsaal 46-220
Stoff: Chemische Reaktionen, Chemisches Gleichgewicht, Chemische Elemente
Die bearbeiteten Übungsblätter können zu Beginn der Übung im Hörsaal 46-220 abgegeben werden.
An den Tagen vor der Übung steht ein Karton im Gang vor dem Sekretariat 54-681, der ebenfalls für
die Abgabe von Übungsblättern vorgesehen ist.
Wegen der Mehrarbeit bei der Durchsicht können wir keine einzelnen Blätter mehr annehmen.
Bitte behalten Sie jeweils eine Kopie für sich.
2a) Formulieren Sie Reaktionsgleichungen für
- die Säure-Base-Reaktion zwischen Salzsäure (HCl) und Calciumcarbonat (CaCO 3 ). (Hinweis, der in
der Klausur nicht erteilt würde: Betrachten Sie das Carbonat-Anion CO 3 2- als Base, die zwei Protonen
aufnehmen kann und dabei in Kohlensäure übergeht).
CaCO 3 + 2 HCl CaCl 2 + H 2 CO 3
Alternative: Kohlensäure mit der Formel H 2 CO 3 zerfällt leicht in Wasser und Kohlendioxid, deshalb
können wir auch gleich schreiben: CaCO 3 + 2 HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2
- die Säure-Base-Reaktion zwischen Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) und Aluminiumhydroxid (Erschließen Sie
die Formel für Aluminiumhydroxid aus der Stellung des Aluminiums im Periodensystem und Ihrer
Kenntnis des Hydroxid-Anions).
3 H 2 SO 4 + 2 Al(OH) 3 Al 2 (SO 4 ) 3 + 6 H 2 O
- die Redoxreaktion von Kaliumpermanganat (KMnO 4 ) mit Schwefeldioxid (erschließen Sie die Formel
aus dem Namen) in saurer Lösung. Bestimmen Sie die Oxidationsstufe des Schwefels im
Schwefeldioxid und gehen Sie von einer Oxidation zur maximalen Oxidationsstufe aus, die sich aus
der Stellung des Schwefels im Periodensystem ergibt. Geben Sie Oxidationsstufen aller an der
Reaktion beteiligten Atome an.
Reduktion von Mn(VII) zu Mn(II): KMnO 4 + 5 e - + 8 H + K + + Mn 2+ + 4 H 2 O (Gleichung 1)
Oxidation von Schwefeldioxid: SO 2 + 2 H 2 O H 2 SO 4 + 2 H + + 2 e - (Gleichung 2)
Weil für die Reduktion von einem Permanganat-Anion zu Mn 2+ fünf Elektronen benötigt und bei der
Oxidation von einem Molekül Schwefeldioxid nur zwei Elektronen abgegeben werden, müssen beide
Teilgleichungen auf das kleinste gemeinsame Vielfache (10) umgerechnet werden. Dies wird durch
Multiplikation der ersten Reaktionsgleichung mit zwei und der zweiten Gleichung mit fünf erreicht.
2 Gleichung 1 + 5 Gleichung 2:
2 KMnO 4 + 10 e - + 16 H + + 5 SO 2 + 10 H 2 O 2 K + + 2 Mn 2+ + 8 H 2 O + 5 H 2 SO 4 + 10 H + + 10 e -
Wir ziehen auf beiden Seiten der Gleichung ab: 10 e - , 10 H + , 8 H 2 O und erhalten das Ergebnis:
2 KMnO 4 + 6 H + + 5 SO 2 + 2 H 2 O 2 K + + 2 Mn 2+ + 5 H 2 SO 4
Die Oxidationsstufen:
+I: alle beteiligten Wasserstoff- und Kaliumatome

-II: alle beteiligten Sauerstoffatome
Mangan: +VII im Permanganat und +II im Mn 2+ (nach der Reduktion)
Schwefel: +IV im Schwefeldioxid und +VI in der Schwefelsäure (nach der Oxidation)
- Die Redoxreaktion von Kaliumdichromat (K 2 Cr 2 O 7 ) mit Schwefeldioxid in saurer Lösung. Gehen Sie
davon aus, dass das Chrom von seiner maximalen Oxidationsstufe, die Sie anhand der Formel
ermitteln und anhand der Stellung des Chroms im Periodensystem bestätigen können, zur
Oxidationsstufe +III reduziert wird. Geben Sie Oxidationsstufen aller an der Reaktion beteiligten
Atome an.
Reduktion von Cr(VI) zu Cr(III): K 2 Cr 2 O 7 + 6 e - + 14 H + 2 K + + 2 Cr 3+ + 7 H 2 O (Gleichung 1)
Oxidation von Schwefeldioxid: SO 2 + 2 H 2 O H 2 SO 4 + 2 H + + 2 e - (Gleichung 2)
Weil für die Reduktion von einem Dichromat-Anion zu zwei Cr 3+ - Ionen sechs Elektronen benötigt
und bei der Oxidation von einem Molekül Schwefeldioxid nur zwei Elektronen abgegeben werden,
muss die zweite Teilgleichungen auf sechs Elektronen als das kleinste gemeinsame Vielfache
umgerechnet werden. Dies wird durch Multiplikation der zweiten Gleichung mit drei erreicht.
Gleichung 1 + 3 Gleichung 2:
K 2 Cr 2 O 7 + 6 e - + 14 H + + 3 SO 2 + 6 H 2 O 2 K + + 2 Cr 3+ + 7 H 2 O + 3 H 2 SO 4 + 6 H + + 6 e -
Wir ziehen auf beiden Seiten der Gleichung ab: 6 e - , 6 H + , 6 H 2 O und erhalten das Ergebnis:
K 2 Cr 2 O 7 + 8 H + + 3 SO 2 2 K + + 2 Cr 3+ + H 2 O + 3 H 2 SO 4
Die Oxidationsstufen:
+I: alle beteiligten Wasserstoff- und Kaliumatome
-II: alle beteiligten Sauerstoffatome
Chrom: +VI im Dichromat und +III im Cr 3+ (nach der Reduktion)
Schwefel: +IV im Schwefeldioxid und +VI in der Schwefelsäure (nach der Oxidation)
2b) Definieren Sie die Begriffe Enthalpie, Entropie und Freie Enthalpie und beschreiben Sie den
Zusammenhang zwischen diesen drei Größen anhand der Fundamentalgleichung der Thermodynamik.
Enthalpie: Die Reaktionswärme bei konstantem Druck
Entropie: Ein Maß für die Unordnung im betrachteten System
Freie Enthalpie: Der als Arbeit nutzbare Anteil der bei einer Reaktion freigesetzten Energie
Formulieren Sie Reaktionsgleichungen für Vorgänge, in deren Verlauf die Enthalpie stark abnimmt.
Nennen Sie konkrete Beispiele für Vorgänge, in deren Verlauf die Entropie stark zunimmt.
Stark negative Reaktionsenthalpie:
2 Mg + O 2 2 MgO (Magnesiumbrand)
C + O 2 CO 2
(Kohlenstaubexplosion)
2 H 2 + O 2 2 H 2 O (Knallgasexplosion)
CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O (Grubengas-Explosion)
3 HN 3 NH 3 + 4 N 2 (Explosion der Stickstoffwasserstoffsäure)
Cl 2 + H 2 2 HCl
(Chlorknallgas-Explosion)
2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 (Explosion von Wasserstoffperoxid)
NH 4 NO 3 N 2 O + 2 H 2 O (Ammoniumnitrat-Explosion)

Beispiele für Entropiezunahme:
Lösen von Kaliumchlorid (oder von anderen Salzen) in Wasser. (Dabei wird das geordnete Ionengitter
abgebaut und die Ionen bewegen sich regellos in der entstehenden Lösung).
Zersetzung von Ammoniumhydrogencarbonat: NH 4 HCO 3 NH 3 + CO 2 + H 2 O
Aus einem festen, kristallinen Material entstehen gasförmige Reaktionsprodukte.
Die Entropie nimmt zu, wenn
- kristalline Substanzen durch Schmelzen oder Lösen verflüssigt werden
- Gase freigesetzt werden
- die Teilchenzahl zunimmt
2c) Geben Sie Reaktionsgleichungen für die Reaktion von Kupfer mit Luftsauerstoff zu Kupfer(II)oxid
(ΔH° = -157 kJ/mol) und für die Umsetzung von Kupfer(II)oxid mit Wasserstoff zu Kupfer (ΔH° = -129
kJ/mol) an.
Ordnen Sie den Reaktanden Oxidationsstufen zu.
Welchen Wert, der experimentell nicht leicht zugänglich ist, kann man aus den gegebenen Tabellenwerten
errechnen? (Achtung, dieser Wert wird gebraucht für die Beantwortung der anschließenden
Frage).
Cu + 1/2 O2 → CuO; (ΔH° = -157 kJ/mol)
CuO + H2 → Cu + H2O; (ΔH° = -129 kJ/mol).
Die Reaktionen können hintereinander ausgeführt werden, in beiden Fällen wird Energie frei.
Der Gesamtvorgang kann durch Addition der beiden Gleichungen wie folgt formuliert werden:
Cu + 1/2 O2 + CuO + H2 → CuO + Cu + H2O; (ΔH° = -157-129 kJ/mol = -286 kJ/mol). Auf beiden Seiten
der Gleichung treten Cu und CuO auf und können daher gestrichen werden:
1/2 O2 + H2 → H2O; (ΔH° = -286 kJ/mol).
Oxidationsstufen:
0 für die Elemente Cu, O 2 , H 2
+I für Wasserstoff im Wasser
+II für Kupfer im Kupfer(II)oxid CuO
-II für Sauerstoff im Wasser und im Kupfer(II)oxid
Vergleichen Sie die molare Bildungsenthalpie von Kupfersulfat (CuSO 4 ; -771 kJ/mol) und Kupfersulfat-
.
Pentahydrat (CuSO 4 5H 2 O; -2280 kJ/mol) und bestimmen Sie die Hydratationsenthalpie von
Kupfersulfat. (Das ist die Enthalpieänderung bei der Koordination von fünf Mol Kristallwasser an ein
Mol Kupfersulfat).
-2280 – (-771) – 5(-286) = -79; die Hydratationsenthalpie von Kupfersulfat beträgt -79 kJ/mol.
2d) Lebende Organismen, also z.B. das Holz heutiger Bäume, enthalten unabhängig von der Art des
Lebewesens so viel 14 C, dass sich im Mittel eine Aktivität A 0 = 15,3 min -1 je Gramm Kohlenstoff ergibt.
In einer Höhle wurden Reste von Holzkohle gefunden, die aufgrund ihres Gehaltes an 14 C noch eine
Aktivität A=12,5 min -1 aufwiesen. Berechnen Sie das Alter der Holzkohle, wenn die Halbwertszeit von
14 C bei 5736 Jahren liegt.
Geg.:
A 0 = 15,3 min –1 pro 1 g Kohlenstoff
A t = 12,5 min –1
T 1/2 = 5736 a
Gewusst wie: Die Zerfallskinetik wird durch die Gleichung A t = A 0 e -t beschrieben.

A t ist die Anzahl der Atome zum Zeitpunkt t, A 0 ist die Zahl der Atome am Anfang der Zerfallsreaktion.
1.Schritt: Zerfallskonstante
A T1/2 = ½ A 0 = A 0 e -T1/2
Logarithmieren, umformen: ln 0.5 + ln A 0 = ln A 0 - T 1/2
ln2
ln2
4
1
; ( 1,20810
a )
T 5763a
1
2
2.Schritt: Alter t
A
A
t
0
e
t
A
A
0
t
e
t
/ ln
1
A 1 A0
5763a 15,3min
ln t;
t ln
; t ln
1
A A ln2 12,5min
0
t
Das Alter der Holzkohle beträgt 1672,64a
t
1672,64a
2e) Essigsäure hat eine Dissoziationskonstante K S = 1.78 10 -5 mol/L. Die Basendissoziationskonstante
für Ammoniak hat den gleichen Zahlenwert. Wir wollen diese Übereinstimmung für eine
vergleichende Betrachtung nutzen.
Gleich hier wollen wir den Zahlenwert in die logarithmische Darstellung übertragen:
pK S (HAc) = -log 1.78 10 -5 = 4.75
pK B (NH 3 ) = -log 1.78 10 -5 = 4.75
Stellen Sie die Reaktionsgleichungen auf, welche die basische Reaktion von Ammoniak in Wasser und
die saure Reaktion von Essigsäure in Wasser beschreiben.
NH 3 + H 2 O ⇋ NH 4 + + OH -
HAc ⇋ H + + Ac -
Formulieren Sie für beide Gleichgewichtsreaktionen das Massenwirkungsgesetz.
K B =
c(NH 4 + ) c(OH - )
c(NH 3 )
K S = c(H+ ) c(Ac - )
c(HAc)
Gehen Sie von einem Liter einer Lösung aus, die 0.5 mol Essigsäure bzw. 0.5 mol Ammoniak enthält.
Schreiben Sie in Zeile 1 der folgenden Tabelle die Anfangswerte für die in der Aufgabenstellung
angegebenen Lösungen.
Nehmen Sie für Zeile 2 an, das zur Essigsäure 30 mL Sodalösung (Na 2 CO 3 ; 0.25 mol/L) und zur
Ammoniaklösung 30 mL verdünnte Schwefelsäure (0.25 mol/L) zugefügt wurden.
Die Reaktionsgleichungen lauten:
2 HAc + Na 2 CO 3 → 2 NaAc + H 2 O + CO 2
Beachten Sie bitte: Es wurde kein Gleichgewichtspfeil geschrieben, weil die zunächst gebildete
Kohlensäure in Wasser und Kohlendioxid zerfällt. Durch das Entweichen des gasförmigen

Kohlendioxids wird das Gleichgewicht auf die rechte Seite der Reaktionsgleichung verschoben. Eine
Rückreaktion ist nicht möglich, weil das Gas die Lösung verlässt, in die Luft entweicht und dort durch
Diffusion auf ca. 0.03 – 0.04 Volumenprozent verdünnt wird.
2 NH 3 + H 2 SO 4 ⇋ (NH 4 ) 2 SO 4
Schwefelsäure reagiert mit Ammoniak unter Bildung von Ammoniumsulfat, das aus Ammonium-
Ionen (NH 4 + ) und Sulfat-Ionen (SO 4 2- ) besteht.
In beiden Fällen reagiert daher ein Mol der zugesetzten Base (Natriumcarbonat) oder Säure
(Schwefelsäure) mit zwei Mol der gelösten Säure (Essigsäure) oder Base (Ammoniak). Dabei werden
entsprechend auch zwei Mol der korrespondierenden Base (Acetat aus Essigsäure) oder Säure
(Ammonium aus Ammoniak) gebildet. Gleichzeitig verringert sich die Stoffmenge der Säure
(Essigsäure) oder Base (Ammoniak) um zwei Millimol pro Millimol zugesetzter (Base
(Natriumcarbonat) oder Säure (Schwefelsäure).
Für die Zeilen 3 und 4 gilt das gleiche, vergleichen Sie bitte die Zahlen in Blau in der Tabelle.
Zeile 3: Weitere 70 mL Sodalösung bzw. verdünnte Schwefelsäure (insgesamt jetzt je 100 mL)
Zeile 4: Weitere 400 mL der jeweiligen Lösung zugefügt
In Zeile 5 wird der Äquivalenzpunkt erreicht:
Zeile 5: Weitere 500 mL der jeweiligen Lösung zugefügt
Wir können nicht nach Henderson/Hasselbalch verfahren, weil die Konzentration der Säure
(Essigsäure) oder Base (Ammoniak) durch vollständige Neutralisation auf Null abgesunken ist.
Natürlich reagiert eine sehr kleine Menge Base (Acetat) oder Säure (Ammonium) mit Wasser zu
Essigsäure oder Ammoniak, in die Näherung nach Henderson/Hasselbalch setzen wir aber
Anfangskonzentrationen ein. Das wäre hier die Null, für welche diese Näherung kein brauchbares
Ergebnis liefert.
Wir müssen daher umdenken: Die vollständig neutralisierte Essigsäure verhält sich wie eine wässrige
Lösung von Natriumacetat und dieses ist eine schwache Base. Wir können sogar den pK S -Wert für
diese Base leicht errechnen, denn es gilt: pK S + pK B = 14
Für das korrespondierende Säure/Base-Paar HAc/Ac - bedeutet dies: pK B (Ac - ) = 14 - pK S (HAc) = 9.25.
Für das korrespondierende Säure/Base-Paar NH 4 + /NH 3 „ „ : pK S (NH 4 + ) = 14 – pK B (NH 3 ) = 9.25.
Zeile 6: Nochmals 20 mL der jeweiligen Lösung zugefügt
Dimensionen:
Konzentrationen in mol/L, Stoffmengen in mol, Volumen in Liter, pH und pOH dimensionslos
n(HAc) n(Ac - ) V c(HAc) c(Ac - ) pH pOH n(NH 3 ) n(NH 4 + ) c(NH 3 ) c(NH 4 + ) pOH pH
1 0.5 1) 1 0.5 0.5 2) 0.5
2 0.485 0.015 1.03 0.47 0.015 3.24 10.76 0.485 0.015 0.47 0.015 3.24 10.76
3 0.45 0.05 1.1 0.41 0.046 3.80 10.20 0.45 0.05 0.41 0.046 3.80 10.20
4 0.25 0.25 1.5 0.167 0.167 4.75 9.25 0.25 0.25 0.167 0.167 4.75 9.25
5 0.5 3) 2 0.25 9.08 4.92 0.5 0.25 9.08 4.92
6 c(OH - ) = 0.0025 11.4 2.6 5) c(H + ) = 0.005 11.7 2.3
1)
Die Anfangskonzentration der schwachen Säure ist in guter Näherung gleich der
Konzentration im Gleichgewicht.
2)
Die Anfangskonzentration der schwachen Base ist in guter Näherung gleich der
Konzentration im Gleichgewicht.

3)
4)
5)
Die Lösung ist am Äquivalenzpunkt und enthält die vollständig neutralisierte Säure. Deshalb
können wir die Lösung behandeln, als hätten wir ein halbes Mol Natriumacetat in Wasser
gelöst. Natriumacetat ist eine schwache Base, siehe auch Bemerkung 2) .
Die Lösung ist am Äquivalenzpunkt und enthält die vollständig neutralisierte Base. Deshalb
können wir die Lösung behandeln, als hätten wir ein halbes Mol Ammoniumchlorid in Wasser
gelöst. Ammoniumchlorid ist eine schwache Säure, siehe auch Bemerkung 1) .
Denkansatz 1, siehe nachstehende Erklärung.
Schreiben Sie in Zeile 1 die Anfangswerte für die in der Aufgabenstellung angegebenen Lösungen.
Berechnungsformel für Zeile 1 (Werte in Rot): pH = ½(pK S – log c°), c° ist die Anfangskonzentration
der Säure und pOH = ½(pK B – log c°). c° ist hier die Anfangskonzentration der Base.
Nehmen Sie für Zeile 2 an, dass zur Essigsäure 30 mL Sodalösung (Na 2 CO 3 ; 0.25 mol/L) und zur
Ammoniaklösung 30 mL verdünnte Schwefelsäure (0.25 mol/L) zugefügt wurden. Berechnungsformel
für Zeilen 2 – 4 (Blau): pH = pK S + log {c(Base)/c(Säure)} (Henderson/Hasselbalch)
Berechnungsformel für Zeile 5 (Äquivalenzpunkt, Werte in Grün): pOH = ½(pK B – log c°) und pH =
½(pK S – log c°) und denken Sie daran, dass aus der schwachen Essigsäure (HAc) durch die Reaktion
mit der Sodalösung die schwache Base Natriumacetat (Na + Ac - ) wird. Ebenso wird die schwache Base
Ammoniak (NH 3 ) durch die Reaktion mit Salzsäure zur schwachen Säure Ammoniumchlorid (NH 4 + Cl - ).
Die entsprechenden Reaktionsgleichungen lauten:
Ac - + H 2 O ⇋ HAc + OH - ; NH 4 + ⇋ H + + NH 3
Beachten Sie bitte die Ähnlichkeit:
Entspricht nicht die Reaktion von Acetat mit Wasser genau der Reaktion von Ammoniak mit Wasser?
Ebenso verhält es sich mit der Reaktion von Essigsäure und der Reaktion des Ammonium-Ions in
wässriger Lösung.
Die Berechnungsformeln sind daher auch sehr ähnlich.
Die beiden Ausdrücke für das Massenwirkungsgesetz sehen aus wie folgt:
K B =
c(HAc) c(OH - )
c(Ac - )
K S = c(H+ ) c(NH 3 )
c(NH 4 + )
Vergleichen Sie bitte mit den Berechnungsformeln für Zeile 1.
Die Anwendung der Berechnungsformeln liefert den pOH für die Essigsäure/Acetat-Lösung, der in
den pH umgerechnet werden muss: pH = 14 – pOH.
Die Anwendung der Berechnungsformeln liefert den pH für die Ammoniak/Ammonium-Lösung, der
in den pOH umgerechnet werden kann: pOH = 14 – pH.
Für die Zeile 6 sollte der Basenüberschuss ausgerechnet und daraus ein pH ermittelt werden. Nun ist
Carbonat keine sehr starke zweiwertige Base, deshalb ist eine einfache Berechnung hier nicht
realistisch. Wir wollen deshalb zwei verschiedene Denkansätze verfolgen:
Erster Denkansatz: Carbonat reagiert mit einem Äquivalent Wasser.
CO 3 2- + H 2 O ⇋ HCO 3 - + OH -
Selbst diese Reaktion läuft nicht vollständig ab, Carbonat ist eine starke, aber eben keine sehr starke
Base. Wir wollen aber von der Näherung ausgehen, dass diese Reaktion vollständig ablaufe. Dann
können wir die Stoffmenge ausrechnen und in die Tabelle eintragen. Weil Carbonat zwar im sauren
Bereich zwei Protonen aufnehmen kann, in der bereits leicht alkalischen Lösung jedoch (unserer
Näherung entsprechend) nur noch eines, ist die Stoffmenge an Carbonat, die wir über den einen Liter
für die Neutralisation der Essigsäure hinaus in die Lösung geben, gleich der Stoffmenge an Hydroxid,
die wir für die Berechnung des pOH und des pH einsetzen müssen.

Wichtig: der erste Liter Natriumcarbonatlösung wurde für die Neutralisation der Essigsäure benötigt
und ist verbraucht. Die entsprechende Menge an Carbonat wurde zersetzt und in Form von
Kohlendioxid verflüchtigt. Dieses Carbonat ist nicht mehr in der Lösung enthalten.
Nur der Carbonat-Überschuss steht für die Reaktion mit Wasser zur Verfügung, das sind hier 20 mL
verdünnte Lösung. Die Stoffmenge errechnet sich zu 0.02 L 0.25 mol/L = 0.005 mol. Da das
Lösungsvolumen nunmehr 2.02 L beträgt, ergibt sich eine Konzentration von 0.0025 mol/L. Nach
unserer Annahme reagiert dieses 1 : 1 mit Wasser und erzeugt so die gleiche Konzentration an
Hydroxid-Ionen in der Lösung. Der pOH ergibt sich also als pOH = - log 0.0025 = 2.60. Daraus ergibt
sich der pH als 14 – 2.60 = 11.40.
Zweiter Denkansatz: Wir hätten nicht die starke Base Natriumcarbonat, sondern die sehr starke Base
Bariumhydroxid verwendet, Formel Ba(OH) 2 . Dann wären alle bisherigen Berechnungen gleich. Nur
für Zeile 6 gilt in diesem Fall die vollständige Dissoziation in Ba 2+ - und OH - - Ionen. Die gleiche
Stoffmenge des Basenüberschusses produziert nun nicht 0.005 mol Hydroxid-Ionen in 2.02 Liter
Lösung, sondern doppelt so viel, nämlich 0.01 mol. Die Konzentration in 2.02 Liter Lösung beträgt
also 0.005 mol/L, der pOH wird damit zu pOH = - log 0.005 = 2.30, der pH errechnet sich zu 14 – 2.30
= 11.70.
Für den Schwefelsäure-Überschuss sollten wir die Schwefelsäure als sehr starke Säure behandeln,
auch in der zweiten Dissoziationsstufe. Auch hier diente der erste Liter für die Neutralisation, liegt als
Sulfat-Anion in der Lösung vor und hat keinen Einfluss auf den pH. Die Stoffmenge des Überschusses
beträgt ebenfalls 0.005 mol und dissoziiert unter Freisetzung von 0.01 mol Protonen in einem
Volumen von 2.02 Liter. Die Protonenkonzentration liegt daher bei 0.005 mol/L, der pH errechnet
sich zu pH = – log 0.005 = 2.30.
Berechnungsformel: pH = - log c(H + ); pOH = - log c(OH - )
2f) Das Löslichkeitsprodukt von CaCO 3 beträgt 4,8*10 -9 mol 2 /l 2 ! Wie viel mol bzw. mg CaCO 3 lösen sich
in einem Liter Wasser, wie viel in einem Liter Sodalösung (0.2 mol/L)?
Für eine vorgegebene Carbonatkonzentration von 0.2 mol/L resultiert ein einfacher Ausdruck: K L =
c(Ca 2+ ) 0.2 mol/L = 4.8*10 -9 mol 2 /l 2 .
Daher ist c(Ca 2+ ) = K L /0.2 mol/L = 2.4*10 -8 mol/L, das entspricht einer gelösten Menge von 2.4 µg pro
Liter Lösung.