Übungsblatt „Säure-Base

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(Lösung)
Aufgaben Berechnungen zum Ansetzen von Lösungen :
Molare Masse: M = m/n (g/mol)
Dichte:
ρ = m/V (g/ml = g/cm3)
Konzentration: c = n/V (mol/l)
β = m/V (g/ml)
ω = m(Komponente)/100 g(Lsg) = Massenanteil (Gew.-%)
wenn die Dichte dieser Lösung ≈ 1 g/ml ist => ω = m(Komponente)/100 ml(Lsg)
ν
= V(Komponente)/100 ml(Lsg) = Volumenanteil (Vol.-%)
Berechnen Sie die Einwaagen bzw. Mischvolumina zum Ansetzen folgender Stammlösungen. Es
sollen jeweils 100 ml Lösung hergestellt werden.
a) Ein 80 mg/l Phosphatstandard aus Natriumdihydrogenphosphat-Dihydrat.
1.
2.
3.
gegeben: n (NaH2PO4∙2H2O) = n (PO43-)
M (NaH2PO4∙2H2O) = 156 g/mol
M (PO43-)
= 95 g/mol
3? Masse von PO4 in 100 ml Lösung:
80 mg → 1000 ml
x mg → 100 ml
? Masse von NaH2PO4 in 100 ml Lösung:
8 mg → 95 g/mol (M (PO43-))
y mg → 156 g/mol M ((NaH2PO4∙2H2O))
=> x = m (PO43-) = 8 mg
=> y = m (NaH2PO4) = 13,14 mg
=> Man löst 13,14 mg NaH2PO4∙2H2O in 100 ml Wasser.
b) 13%-ige Salpetersäure aus 33%-iger Salpetersäure und Wasser.
Hier handelt sich um so genannte Gewichtsprozente (Gew.-%) oder Massenanteile:
1.
Mischungskreuz:
höher konzentrierte
gegeben:
Lösung
geringer konz. Lösung
Endkonzentration
33
Gew.-%
Massenanteil
0 Gew.-%
Massenanteil
13 Gew.-%
Massenanteil
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33
13
13
0
20
gesamt:
Ergebnis: Man mischt
13
und
20
33 Portionen
Teilportionen
Teilportionen
33
0
Gew.-%-ige Lösung
Gew.-%-ige Lösung
2. Bei der Umrechnung von Massen auf Volumina (und umgekehrt) sollte man die Dichte
der Lösungen berücksichtigen: ρ (H2O) = 1 g/ml (oder g/cm3)
ρ (33 Gew.-% HNO3) ≈ 1,207 g/ml *
ρ (13 Gew.-% HNO3) ≈ 1,073 g/ml *
* Daten aus LabTools/Merck
3.
? Masse der 13 Gew.-% Lsg.: m = ρ · V = 1,073 g/ml · 100ml = 107,3 g
4.
g
? Masse einer Teilportion: 107,3 g / 33 (Summe der Teilportionen; siehe Mischkreuz) = 3,25
5.
? Masse von 33 Gew.-% HNO3 und H2O in der Mischung:
m(HNO3) = Masse einer Teilportion · Anzahl der Teilportionen von 33 Gew.-% Lösung
= 3,25 g · 13 = 42,25 g
m(H2O) = Masse einer Teilportion · Anzahl der Teilportionen von 0 Gew.-% Lösung
= 3,25 g · 20 = 65,00 g
6.
? Volumen von 33 Gew.-% HNO3 und H2O in der Mischung:
V=m/ρ
V(HNO3) = 42,25 g / 1,207 g/ml = 35 ml
V(H2O) = 65 g / 1 g/ml = 65 ml
=> Man mischt 35 ml HNO3 (33 Gew.-%) mit 65 ml Wasser.
c) 60%-ige Ameisensäure aus 98%-iger und 10%-iger Ameisensäure (AS).
1.
Mischungskreuz:
höher konzentrierte
gegeben:
Lösung
geringer konz. Lösung
Endkonzentration
98
98 Gew.-%
10 Gew.-%
60 Gew.-%
Massenanteil
Massenanteil
Massenanteil
50
60
10
gesamt:
38
88 Portionen
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Ergebnis: Man mischt
50
und
38
Teilportionen 98
Teilportionen 10
Gew.-%-ige Lösung
Gew.-%-ige Lösung
2. Bei der Umrechnung von Massen auf Volumina (und umgekehrt) sollte man die Dichte
der Lösungen berücksichtigen: ρ (98 Gew.-% AS) ≈ 1,22 g/ml (oder g/cm3)
ρ (60 Gew.-% AS) ≈ 1,13 g/ml*
ρ (10 Gew.-% AS) ≈ 1,03 g/ml*
* Daten aus LabTools/Merck
3.
? Masse der 60 Gew.-% Lsg.: m = ρ ∙ V = 1,13 g/ml · 100ml = 113 g
4.
g
? Masse einer Teilportion: 113 g / 88 (Summe der Teilportionen; siehe Mischkreuz) = 1,284
5.
? Masse von 98 Gew.-% und 10 Gew.-% AS und H2O in der Mischung:
m (98 Gew.-% AS) = Masse einer Teilportion · Anzahl der Teilportionen von
98 Gew.-% Lösung = 1,284 g · 50 = 64,2 g
m (10 Gew.-% AS) = Masse einer Teilportion · Anzahl der Teilportionen von
10 Gew.-% Lösung = 1,284 g · 38 = 48,79 g
6.
? Volumen von 98 Gew.-% und 10 Gew.-% AS in der Mischung:
V=m/ρ
V(98 Gew.-% AS) = 64,2 g / 1,22 g/ml = 52,62 ml
V(10 Gew.-% AS) = 48,79 g / 1,03 g/ml = 47,38 ml
=> Man mischt 52,62 ml 98 Gew.-% CHOOH mit 47,38 ml 10 Gew.-% CHOOH.
d) 0,5M Salzsäure aus rauchender Salzsäure (37%).
1.
? Molarität einer 37 Gew.-% HCl:
37 Gew.-% => 37 g HCl in 100 g Lösung
M (HCl) = 36,46 g/mol
n (HCl) = m / M = 37 g / 36,46 g/mol = 1,015 mol
ρ (37 Gew.-% HCl) ≈ 1,183 g/ml (oder g/cm3) *
V (HCl) = m / ρ = 100 g / 1,183 g/ml = 84,53 ml
1,015 mol
x mol
in
in
84,53 ml Lösung
1000 ml Lösung
=> x = c (HCl) = 12 mol/l *
* Sowohl die Dichte als auch die molare Konzentration der 37 Gew.-% HCl ist im LabTool/Merck
zu finden.
2.
? Stoffmenge von 0,5M HCl in 100 ml Lösung:
0,5 mol → 1000 ml
x mol → 100 ml
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=> x = n (HCl) = 0,05 mol
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3.
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? in wieviel ml 37 Gew.-% HCl sind 0,05 mol HCl:
12 mol → 1000 ml (siehe Punkt 1.)
0,05 mol → y ml
=> y = V (37 Gew.-%HCl) = 4,17 ml
=> Man mischt 4,17 ml HCl mit 95,83 ml Wasser.
e) Ein 60 mg/l Eisenstandard aus Eisen(III)nitrat-Nonahydrat.
1.
gegeben: Fe(NO3)3∙9H2O → Fe3+ + 3NO3- + 9H2O
D.h. dass aus 1 Mol Fe(NO3)3∙9H2O geht 1 Mol Fe3+ in die Lösung
n (Fe(NO3)3∙9H2O) = n (Fe3+)
M (Fe(NO3)3∙9H2O)
= 404 g/mol
M (Fe3+)
= 55,85 g/mol
2.
? Masse von Fe3+ in 100 ml Lösung:
60 mg → 1000 ml
x mg → 100 ml
=> x = m (Fe3+) = 6 mg
? Masse von Fe(NO3)3·9H2O in 100 ml Lösung:
6 mg → 55,85 g/mol (M (Fe3+))
y mg → 404 g/mol
(M (Fe(NO3)3∙9H2O))
=> y = m (Fe(NO3)3·9H2O) = 43,4 mg
3.
=> Man löst 43,4 mg Fe(NO3)3∙9H2O in 100 ml Wasser.
f) Ein 50 mg/l Nitratstandard aus Eisen(III)nitrat-Nonahydrat.
1.
gegeben: Fe(NO3)3∙9H2O → Fe3+ + 3NO3- + 9H2O
D.h. dass aus 1 Mol Fe(NO3)3∙9H2O gehen 3 Mol NO3- in die Lösung
n (Fe(NO3)3∙9H2O) = 1/3 n (NO3-)
M (Fe(NO3)3∙9H2O)
= 404 g/mol
M (NO3 )
= 62 g/mol
2.
? Masse von NO3- in 100 ml Lösung:
50 mg → 1000 ml
x mg → 100 ml
3.
=> x = 5 mg
? Masse von (FeNO3)3·9H2O in 100 ml Lösung:
5 mg → 186 g/mol (3 · M (NO3-)
y mg → 404 g/mol (M (Fe(NO3)3∙9H2O))
=> y = 10,86 mg
=> Man löst 10,86 mg Fe(NO3)3∙9H2O in 100 ml Wasser.
g) Eine 0,1M Chlorid-Lösung aus Magnesiumchlorid.
1.
? Stoffmenge von Cl- in 100 ml Lösung:
0,1 mol Cl → 1000 ml
x mol Cl → 100 ml
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=> x = n (Cl-) = 0,01 mol
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2.
? Stoffmenge von MgCl2 in 100 ml Lösung:
MgCl2 → Mg2+ + 2ClD.h. dass aus 1 Mol MgCl2 gehen 2 Mol Cl- in die Lösung
n (MgCl2) = ½ n(Cl-) = 0,01 mol/2 = 0,005 mol
3.
? Masse von MgCl2 in 100 ml Lösung:
M (MgCl2) = 95,2 g/mol
m (MgCl2) = M (MgCl2) · n (MgCl2) = 95,2 g/mol · 0,005 mol = 0,476g
=> Man löst 0,476 g MgCl2 in 100 ml Wasser.
Aufgaben Säure-Base-Titration:
SB-1: pH-Wert einer NaOH-Lösung
Welchen pH-Wert hat eine Lösung von 0,0005 mol/l NaOH?
STARKE BASE!!!
c(OH-) = 0,0005 mol/l = 5  10-4 mol/l
pOH = -log(c(OH-)) = 3,3
pH = 14 – pOH = 10,7
SB-2: pH-Wert einer Essigsäurelösung
Berechnen Sie den pH-Wert einer Essigsäurelösung (HAc) der Konzentration 0,1 mol l-1.
Die Säurekonstante der Essigsäure (für die Dissoziation: HAc  H+ + Ac- ) beträgt KS =
1,8∙10-5 mol l-1.
SCHWACHE SÄURE!!!
Ks 
c( H  )  c( Ac  )
 1,8  10 5
c( HAc )
mol
l
c2( H  )
 Ks 
 1,8  10 5


c( H )  c( Ac )
c( HAc )
c( H  )  K s  c( HAc )  1,8  10 5
mol
l
mol
l
 0 ,1 moll  1,34  10 3
mol
l
pH   log c( H  )   log ( 1,34  10 3 )  2,87
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SB-3: Titrationskurve einer schwachen Säure
Skizzieren Sie die Titrationskurve einer schwachen Säure und erklären Sie
die Bereiche.
SB-4: pH-Wert einer Pufferlösung (Henderson-Hasselbach-Gleichung)
Berechnen Sie den pH-Wert einer Pufferlösung, die durch Lösen von 2 g wasserfreiem
Natriumacetat in 200 ml einer Essigsäurelösung der Konzentration 0,1 mol/l hergestellt
wurde. (Die dadurch bedingte geringfügige Volumenvergrößerung soll bei
der
Berechnungen unberücksichtigt bleiben; KS (HAc) = 1,810-5 mol/l)
S = HAc
B = Ac-
cS = 0,1 mol/l
cB =
2g
 0,122 mol
L
g
82,01 mol 0,2 L
pH = pKS + log
cB
cS
=
pKS = -log KS = 4,74
pH = 4,74 + log
0,122
0,1
 4,83 Bei einer Verdünnung keine pH-Änderung!!!
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SB-5: Säure-Base-Titration
0,123 g
verunreinigte
Neutralisation
unbekannter
unter
Soda
(=Natriumcarbonat)
Verdrängung
Konzentration. 10 mL
des
dieser
erfordern
Kohlendioxids
Schwefelsäure
zur
18,4 mL
vollständigen
Schwefelsäure
neutralisieren
12,0 mL
Natronlauge der Konzentration c(NaOH) 0,1 mol/L.
Geben Sie alle Reaktionsgleichungen an und berechnen Sie den Massenanteil des
Natriumcarbonats in der verunreinigten Soda.
Na2CO3 + H2SO4
2 NaOH + H2SO4
CO2 + Na2SO4 + H2O
Na2SO4 +2 H2O
Titerbestimmung:
nTiter(H2SO4) = ½ n(NaOH)
nTiter(H2SO4) = ½ c(NaOH)V(NaOH) = ½0,1
c H 2 SO4 
mol
L
0,012 L = 0,610-3 mol
nH 2 SO4  0 ,6  10 3 mol

 0 ,06 mol
L
V H 2 SO4 
0 ,010 L
Bestimmung Sodagehalt:
n(H2SO4) = c(H2SO4)V(H2SO4) =
0,06
mol
L
0,0184 L = 1,10410-3 mol
n (Na2CO3) = n (H2SO4)
m Na2CO3  n (Na 2 CO3 )  M (Na 2 CO3 ) 
g
 1,104  10 -3 mol  106 mol
 0 ,117 g
m (Na 2 CO3 ) 0 ,117

 0 ,9514  95 ,14 %
m (Soda)
0 ,123
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Aufgaben Redox-Titration:
R-1: Redoxgleichungen
Metallisches Zinn löst sich in konzentrierter Salpetersäure unter Bildung von Zinnstein
(SnO2) und Stickstoffdioxid auf. Bestimmen Sie für diese Redoxreaktion die
Oxidationsstufen der Edukte und Produkte und stellen Sie für diese Reaktion alle
Teilgleichungen sowie die Gesamtgleichung nach dem im Seminar vorgestellten Schema
auf.
Ox.:
Red.:
Redox:
Sn
+ 2 H2O
NO3 + 2 H+ + e4 HNO3 + Sn



SnO2 + 4H+ + 4eNO2 + H2O
4 NO2 + 2 H2O + SnO2
/ x4
R-2: Redoxgleichungen
Eine schwach saure Kaliumpermanganat-Maßlösung stand mehrere Tage an Licht. Was
kann in dieser Zeit passiert sein (mit Reaktionsgleichung)? Wie können Sie die
Kaliumpermanganat-Konzentration der Maßlösung ermitteln (Stichworte!)?
Bildung von Braunstein unter Sauerstoffentwicklung

4 MnO4  4 H   4 MnO2  2 H 2O  3O2
Die Konzentration kann durch Titration mit Urtitersubstanz erfolgen:
Oxalsäure
R-3: Redoxtitration
Ein technisches Produkt soll auf seinen Gehalt an Mangan(IV)oxid untersucht werden.
Dazu werden 0,185 g des Produktes mit konzentrierter Salzsäure behandelt, wobei
Chlor und Mangan(II)chlorid entsteht. Das freigesetzte Chlor wird zur iodometrischen
Bestimmung in eine Kaliumiodid-Lösung eingeleitet. Bei der anschließenden Titration
werden 40 mL Natriumthiosulfatlösung der Konzentration 0,1 mol/L verbraucht.
Berechnen Sie den Massenanteil an Mangan(IV)oxid im untersuchten technischen
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Produkt. Die Redoxreaktionen aller ablaufenden Reaktionen sind anzugeben. [M(O) =
15,999 g/mol; M(Mn) = 54,938 g/mol]
Reaktion 1:
2+
MnO2 + 2e- + 4 H3O+
Mn + 6 H2O
2 HCl + 2 H2O
Cl2 + 2e + 2 H3O
MnO2 + 2 HCl + 2 H3O+
Mn + Cl2 + 4 H2O
-
+
2+
Reaktion 2:
Cl2 + 2 e-
2 Cl
-
-
2I
I2 + 2 e
Cl2 + 2 I-
2 Cl + I2
-
Reaktion 3:
I2 + 2 e2-
-
2I
2-
-
2 S2O3
S4O6 + 2 e
I2 + 2 S2O32-
2 I + S4O6
-
2-
aus den Reaktionsgleichungen ergibt sich: n(MnO2) = 0,5n(S2O32–)
n(MnO2) = 0,5  c(S2O32–)  VTitration = 0,5  0,1 mol/L  0,04 L = 210–3mol
m(MnO2) = n(MnO2)  M(MnO2) = 210–3 mol  86,936 g/mol = 0,174 g
 der Massenanteil an MnO2 im technischen Produkt beträgt:
0,174 g / 0,185 g = 94 %
R-4: Redoxtitration
Der Gehalt an Arsenwasserstoff in einem Gasgemisch wurde folgendermaßen
bestimmt: 3,0 l der Gasmischung im Normalzustand (1 mol = 22,4 l) wurden durch ein
erhitztes Glasrohr geleitet. Das elementar abgeschiedene Arsen wurde dann in
Arsenitionen AsO33- umgewandelt und mit Iodlösung der Konzentration 0,05 mol/l
titriert. Der Verbrauch bis zum Äquivalenzpunkt betrug 30,0 ml Iodlösung. Stellen
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Sie die Redoxteilgleichungen sowie die Gesamtgleichung auf und berechnen Sie den
Volumenanteil des Arsenwasserstoff im Gasgemisch in %.
AsO33-
+
H2O

I2
2e-

2I-
+
+ I2 + H2O 
AsO33-
AsO43- +
2e-
+
2H+
AsO43- +
2I-
+
2H+
3
n( AsO3 ) 1

n( I 2 )
1
3
3
3
n( AsO3 )  n( I 2 )  c( I 2 ) V ( I 2 )  0 ,05 mol
l  30 ,0  10 l  1,5  10 mol
3
n( AsH 3 )  n( AsO3 )  1,5  10 3 mol
22,4l
x

1mol 1,5  10 3 mol
 x  33,6 ml
V ( AsH 3 )
33,6  10 3 l

 100% 
 100%  1,12%
Vges
3,0l
Aufgaben Komplexometrie:
K-1:
(a) Erläutern Sie in Stichworten wie ein Komplex allgemein aufgebaut ist.
(b) Nennen Sie 2 Beispiele für anorganische Liganden!
(c) Was versteht man unter einem Chelatliganden?
(a) Komplex: allgemeine Form ZLn
Zentralatom Z: Metallkation fungiert als Lewissäure/Elektronenakzeptor
Ligand L: eigenständiges, neutrales, positiv oder negativ geladenes Molekül mit
freiem Elektronenpaar, fungiert als Lewisbase /Elektronendonor
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(b) CN-, H2O, NH3, NO2-, CO
(c) Chelat (griech. chele: Krebsschere): mehrzähniger Ligand, bildet Bindungen zum
Zentralion über mehr als ein Ligandatom aus.
K-2: Nomenklatur
(a) Benennen Sie folgende Komplexe:
[CoCl(NH3)5]Cl2
Pentaamminchlorocobalt(III)-clorid (PURPURIOSALZ)
K3[Co(NO2)6]
Kalium-hexanitrocobaltat(III) (FISCHERSALZ) (-O--NO)
[PtCl4(NH3)2]
Diammintetrachloroplatin(IV) (TRANS)
[Cr2(OH)2(NH3)9]Cl4 Nonaammindihydroxodichrom(III)-clorid
(b) Geben Sie die Formeln folgender Verbindungen:
Natrium-pentacyanonitrosylferrat(III)
Na2[Fe(CN)5NO]
Natrium-diaquatertahydroxoaluminat(III)
Na[Al(OH)4(H2O)2]
Triammintrinitrocobalt(III)
[Co(NO2)3(NH3)3]
Tetraammindicloroplatin(IV)-sulfat
[PtCl2(NH3)4]SO4
K-3: Chelatkomlexe
Geben Sie die Valenzstrichformeln folgender Verbindungen einschließlich (Partial-)
Ladungen und freier Elektronenpaare an:
(a) Ni(II)-Dimethylglyoxim-Komplex
(b) Zn(II)-EDTA-Komplex
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2O
O H
H3C
N
C
Ni
C
H3C
+N
-O
(a)
O
-
O
N
O-
-
O
O
Zn
N
N
O-
CH3
H O
-
2+
N + CH3
C
C
O
(b)
O
K-4: Komplexometrische Bestimmung von Aluminium
Der Aluminiumgehalt einer Lösung soll komplexometrisch bestimmt werden. Dazu
werden 25 ml der Probe mit 50 ml einer 0,1 molaren EDTA-Lösung versetzt und mit
Salzsäure angesäuert. Die Lösung wird gekocht und nach dem Abkühlen auf einen pH von
5-6 eingestellt. Als Indikator wird Xylenolorange verwendet. Bis zum Umschlagpunkt
werden 17,25 mL einer 0,1 molaren Zinksulfatlösung verbraucht.
(a)
Wie nennt man diese Titrationsart? Weshalb wird keine direkte Titration
des Aluminiums mit EDTA durchgeführt? Weshalb wird die Lösung gekocht?
(b)
Berechnen Sie die Konzentration des Aluminiums in g/l der unbekannten
Probe.
a) Rücktitration
Eine direkte Titration kann nicht durchgeführt werden, da die Reaktion von
Aluminium mit EDTA unter Titrationsbedingungen zu langsam verläuft.
Das Erhitzen beschleunigt die Reaktion des Aluminiums mit dem EDTA.
b)
n ges( EDTA )  c ( EDTA )  V ( EDTA )
n ges( EDTA )  0 ,1 molL  50 mL  5  10 3 mol
n Zn 2 ( EDTA )  n ( Zn 2 )  c ( Zn 2 )  V ( Zn 2 ) 
n Zn 2 ( EDTA )  0 ,1 molL  17 ,25 mL  1,725  10 3 mol
n ( Al 3 )  n
Al3 
( EDTA )  n ges( EDTA )  n Zn 2 ( EDTA ) 
n ( Al 3 )  5  10 3 mol  1,725  10 3 mol  3,275  10 3 mol
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n ( Al 3 )
3,275  10 3 mol

 0 ,131 molL
V (Pr obe )
25 mL
g
cm ( Al 3 )  cn ( Al 3 )  M ( Al 3 )  0 ,131 molL  26 ,98 molg  3,534 mol
L
cn ( Al 3 ) 
Aufgaben Löslichkeit:
L-1:
Wieviel g folgender Substanzen können maximal in 100 ml H2O gelöst werden?
(a)
Ag2S (KL = 5,5·10–51 mol3/l3)
(b)
PbSO4 (KL = 1,3·10–8 mol2/l2)
(a) Lp(Ag2S) = c(Ag+)2  c(S2–) = 4c(S2–)3 , da c(Ag+) = 2c(S2–)
c(Ag2S) = c(S2–) =
3
KL 4 = 1,1110–17 mol/l
n(Ag2S) = cV = 1,1110–17 mol/l  0,1 l = 1,1110–18 mol
m(Ag2S) = nM = 1,1110–18 mol  247,79 g/mol = 2,7610–16 g
(b) Lp(PbSO4) = c(Pb2+)  c(SO42–) = c(Pb2+)2
c(PbSO4) = c(Pb2+) = c(SO42–) =
K L = 1,1410–4 mol/l
n(PbSO4) = cV = 1,1410–4 mol/l  0,1 l = 1,1410–5 mol
m(PbSO4) = nM = 1,1410–5 mol  303,25 g/mol = 3,46 mg
L-2: Löslichkeit von Bleisulfid
Sie fällen 0,1 mol/l Pb2+ mit Sulfidionen. Berechnen Sie die Löslichkeit der Verbindung,
wenn Sie
(a)
eine äquivalente Menge S2– zugeben.
(b)
die doppelte Menge S2– einsetzen.
[KL(PbS) = 10-29mol2/l2]
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10 29 mol/l = 3,1610–15 mol/l
(a)
L=
KL =
(b)
Überschüssiges Sulfid ist ein gleichioniger Zusatz.
CÜBERSCHUSS(S2–) = 0,1 mol/l

Lc = KL/c(S2-) = 10-29/0,1 = 10-28 mol/L
L-3: Löslichkeit von Zinkhydroxid
Zinkionen sollen aus einer Salzlösung durch Ausfällen als Hydroxid entfernt werden.
Welcher
pH-Wert
muss
eingestellt
werden
um
eine
quantitative
Fällung
(Restkonzentration der Zinkionen in Lösung: 110-5 mol/L) von Zinkhydroxid zu
erreichen? Geben Sie hier auch die Reaktionsgleichung für die Fällung des Zink als
(KL = 3,0  10-16 mol3/L3)
Zinkhydroxid an.
Zn2+ + 2 OH- 
Zn(OH)2 
K L  c ( Zn 2 )  c ( OH  )  3,0  10 16
2
c ( OH ) 
3,0  10 16
mol 3
L3
mol 3
L3
 5 ,48  10 6
mol
L
pOH   lg c ( OH  )   lg ( 5,48  10 6
mol
L

1  10 5
mol
L
pH  pOH  14 
)  5,26
pH  14  pOH  14  5,26  8 ,74
L-4: Löslichkeit von Calciumoxalat
Mit wie viel ml Wasser darf ein Calciumoxalatniederschlag gewaschen werden, wenn
höchstens 0,2 mg Calciumoxalat in Lösung gehen dürfen? [M(C) = 12,01 g/mol; M(O) =
16,00 g/mol; M(Ca) = 40,08 g/mol]
[KL(Calciumoxalat) = 1,810-9 mol2/L2]
M(CaC2O4) = 128,1 g/mol
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n(Ca2+) = n(CaC2O4) =
m( CaC2 O4 )
0 ,2 mg
=
= 1,5610–6 mol Kl = c(Ca2+) 
g
M ( CaC2 O4 )
128,1 mol
c(C2O42–) = c(Ca2+)2 =
n( Ca 2  ) 2
V2
V=
1,56 10 
6 2
n( Ca 2  ) 2
=
KL
1,8 10 9
L = 36,8 mL
L-5: Löslichkeit von Silbersalzen
Eine Lösung enthält 0,10 mol/l Cl– und 0,01 mol/l CrO42–. Berechnen Sie ob bei der
allmählichen Zugabe von festem AgNO3 zuerst AgCl oder Ag2CrO4 ausfällt! (Annahme:
Das Volumen bleibt durch die Feststoffzugabe unverändert!;
KL(AgCl) = 1,710–10 mol2/l2; KL(Ag2CrO4) = 1,910–12 mol3/l3)
Kl(AgCl) = c(Ag+)  c(Cl–) = 1,710–10 mol2/L2
Ag+–Mindestkonzentration für AgCl-Fällung:
cAgCl(Ag+) =
K L AgCl 
 
c Cl

=
1,7 10 10
0 ,1
mol
L
= 1,710–9 mol/L
Kl(Ag2CrO4) = c(Ag+)2  c(CrO42–) = 1,910–12 mol2/L2
Ag+–Mindestkonzentration für Ag2CrO4-Fällung:
cAg2CrO4(Ag+) =
K L Ag2 CrO 4 

c CrO
2
4

=
1,9 10 12
0 ,01
mol
L
= 1,410–5 mol/L
 Es fällt zuerst AgCl aus.
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