Uebungsblatt 9_Lsg

Tutorium zur „Allgemeinen Chemie“
Aufgabenblatt IX Lösungen
15.12.2006
1a.
Geben Sie die Definitionen für Brønsted-Säuren und -Basen an.
Säure = Protonendonator
Base = Protonenakzeptor
1b.
Erläutern Sie den Begriff „korrespondierendes Säure-Base-Paar“ an einem real
existierenden Beispiel!
HCl + H2O
H3O+ + Cl-
jeweils korrespondierende Säure/Base-Paare
1c.
Berechnen Sie den pH-Wert einer 1.0 M HCl-Lösung und einer 1.0 M
Essigsäure-Lösung (pKS = 4.75)!
1.0 M HCl: starke Säure, d.h. pH = - lg c(HCl) = 0
1.0 M HOAc: schwache Säure, d.h. pH = ½ (pKS – lg c) = ½ (4.75 – 0) = 2.375
1d.
Was für Lösungen bezeichnet man als Puffersysteme? Geben Sie zwei
Beispiele für Puffer!
Puffer: Lösung aus schwacher Säure (oder Base) und Salz der schwachen Säure
(oder Base)
Beispiele: HOAC/NaOAc, NaH2PO4/Na2HPO4 etc.
1e.
Wie hoch ist der pH-Wert eines Puffersystems bei gleicher Konzentration der
beiden Pufferkomponenten?
cSalz = cSäure → pH = pKS
2.
Welche Konzentration von NH4Cl führt zu einer Lösung von pH = 5.20?
(pKS(NH4+) = 9.25)
pH = ½ (pKS – lg c) Ù lg c = pKS – 2 pH
d.h. lg c = 9.25 – 2 · 5.20 = - 1.15
Ù c = 0.0708 mol/l
3.
Der pH-Wert einer Lösung von NaX [cNaX = 0.15 mol/l] ist 9.77. Wie groß ist
die Säurekonstante KS der schwachen Säure HX?
pOH = 14 – pH = 4.23
pKB = 2 pOH + lg c = 2 · 4.23 + lg(0.15) = 7.636
d.h. pKS = 14 – pKB = 6.364
KS = 10-6.364 = 4.33 · 10-7 (schwache Säure!)
4.
Welches Verhältnis der Komponenten ist notwendig, um mit Cyansäure HOCN
und NaOCN einen Puffer von pH = 3.50 herzustellen? (pKS von HOCN = 2.92)
c
c
c
(pH − pKS )
−
−
−
pH = pK S + lg OCN ⇔ lg OCN = pH − pK S ⇔ OCN = 10
c HOCN
c HOCN
c HOCN
c
−
0.53
⇔ OCN = 10
= 3.8
c HOCN
Eine Säure HX ist bei co(HX) = 0.15 mol/l zu 1.2% dissoziiert. Wieviel % sind
bei co(HX) = 0.030 mol/l dissoziiert?
Die Säure ist nur schwach dissoziiert, d.h. für den Protolysegrad α gilt:
5.
α=
KS
mol
2
2
−5 mol
⇔ K S = α c = (0.012) ⋅ 0.15
= 2.16 ⋅ 10
c
l
l
Für eine Konzentration von 0.030 mol/l gilt dann:
2.16 ⋅ 10
α=
0.03
−5 mol
l = 0.027 → 2.7%
mol
l
Bei Zugabe von NH3 zu einer wässrigen Lösung von CuSO4 bildet sich der
Komplex [Cu(NH3)4]2+. Geben Sie die Teilgleichgewichte wieder. Formulieren
Sie die Brutto-Stabilitätskonstante für den Komplex. Wie hängt diese mit den
individuellen Stabilitätskonstanten der Komplexierungsschritte zusammen?
6a.
[Cu(NH3)]
K1 =
[Cu(NH3)]2+ + NH3
[Cu(NH3)2]2+
K2
[Cu(NH3)3]2+ + NH3
[Cu(NH3)4]2+
K4
Cu
2+
+ NH3
K=
6b.
2+
c[Cu(NH
3 )4 ]
2+
c Cu 2+ ⋅ c 4 NH 3
c[Cu(NH )]2+
3
cCu 2+ ⋅ c NH3
analog
= K1 ⋅ K 2 ⋅ K 3 ⋅ K 4
Erläutern Sie stichpunktartig den Begriff „Chelat-Effekt“. Warum sind
Chelatkomplexe allgemein thermodynamisch sehr stabil?
Höhere thermodynamische Stabilität von Komplexen mit mehrzähnigen
Liganden im Vergleich zu entsprechenden Komplexen mit einzähnigen
Liganden.
Grund: positive Reaktionsentropie: Erhöhung der Teilchenzahl:
L
L) +6L
→ M( L
M(L)6 + 3 L
3
Häufig auch energetisch günstiger.
6c.
Geben Sie je zwei Beispiele für einen zweizähnigen Chelat-Liganden und einen
makrocyclischen Liganden.
Vgl. Lehrbuch
7.
1 Liter einer wässrigen Lösung enthält 0.5 mol CN- Ionen und 0.1 mol des
Komplex-Anions [Ni(CN)4]2-
K=
c[ Ni (CN )
c Ni 2+ ⋅ c
2−
4]
4
= 10 22 mol −4 l 4
CN −
Lässt sich durch Zugabe von 0.1 mol Na2S zu dieser Lösung NiS ausfällen?
(pKL von NiS = 21)
K=
c[Ni(CN)
c Ni 2+
⇒ c Ni 2+ =
4]
2−
4
⋅ c CN
−
= 10 22 mol − 4 l 4
c[Ni(CN)
4]
2−
4
K ⋅ c CN
−
=
0.1
= 1.6 ⋅10 − 22 mol l −1
4
10 ⋅ (0.5)
22
K L = c Ni 2+ ⋅ c S2− = 10 − 21 mol 2 l − 2
c S2− = 0.1mol l −1
10 − 21
d.h. c Ni 2+ =
= 10 − 20 mol l −1
0.1
⇒ Nickel fällt nicht aus!
(Grenzkonzentration bei der Ni ausfällt)