Berechnen Sie die Molarität einer NH3-Lösung, deren Konzentration an OH - Ionen 1,5 * 10-3 mol / l beträgt . Kb = …

Question

Aufgabe:

Berechnen Sie die Molarität einer NH3-Lösung, deren Konzentration an OH ^- Ionen 1,5 * 10^-3 mol / l beträgt .                   K_b = 1,75 * 10^-5    !

Problem/Ansatz:

Ideen :

die Reaktionsgleichung erstellen : NH3 + H20 = > NH4 + + OH-

was sind meine Nächste Schritte ?

Soll ich ph Wert bestimmen oder Gleichgewichtskonstante finden?

Wie kann man die Molarität NH3 Lösung bestimmen ?

Können Sie bitte ausführlich erklären , wie man das alles bestimmt .

Danke im Voraus!

VG ,

ilikepancakes

Answer 1

Hi, hier chemweazle,

Zu

Berechnen Sie die Molarität einer NH3-Lösung, deren Konzentration an OH - Ionen 1,5 * 10-3 mol / l beträgt .                 Kb = 1,75 * 10-5    !
Soll ich ph Wert bestimmen oder Gleichgewichtskonstante finden? Nein, das ist ja schon bekannt. Die Basenkonstante ist gegeben und die Hydroxidionenkonzentration ebenfalls.
Es ist die Einwaagekonzentration von Ammoniak gesucht

Ideen :

Die Reaktionsgleichung erstellen :

NH₃ + H₂O⇌ NH₄ ⁺ + OH^-

Diese ist richtig formuliert.
Welcher Reaktionstyp? Basenreaktion eines Amins, hier im Beispiel Ammoniak.
was sind meine Nächste Schritte ?
Die Gleichgewichtskonstante formulieren, hier ist es die Basen Konstante für Ammoniak.
$$Kb(NH_{3}) = \dfrac{[NH_{4}^{+}]\cdot [OH^{-}]}{[NH_{3 }]_{gl}} = 1,75 * 10^{-5}\cdot \frac{mol}{l}$$

Nun ist die Hydroxidionenkonzentration gleich der Konzentration der entstandenen Ammoniumionen.

[OH^-] = [NH₄ ⁺] und die Gleichgewichtskonzentration des Ammoniaks , [NH3]gl> ist auch die Einwaagekonzentration Co des Ammoniaks minus der Hydroxidionenkonzentration oder Einwaagekonzentration minus der Ammoniumionenkonzentration.

[NH₃]_gl = Co – [OH^-]

Nun ergibt sich für die Basenkonstante des Ammoniaks:
$$Kb(NH_{3}) = \dfrac{[OH^{-}]\cdot [OH^{-}]}{Co - [OH^{-}]} = \dfrac{[OH^{-}]^{2}}{Co - [OH^{-}]} $$
Nun löse man die Gleichung nach der Einwaagekonzentration des Ammoniaks, abgekürzt mit Co, auf.
$$Co - [OH^{-}] = \dfrac{[OH^{-}]^{2}}{Kb(NH_{3})}$$
$$Co = \dfrac{[OH^{-}]^{2}}{Kb(NH_{3})} + [OH^{-}]$$
$$Co = \dfrac{1,5^{2} \cdot 10^{-6}\cdot mol^{2}\cdot l}{l^{2}\cdot 1,75 * 10^{-5}\cdot mol} + 1,5\cdot 10^{-3} \cdot \frac{mol}{l}$$
$$Co = \dfrac{1,5^{2}}{1,75}\cdot 10^{-6}\cdot 10^{+5}\cdot \frac{mol}{l} = 1,286 \cdot 0,1\cdot \frac{mol}{l} + 1,5\cdot 10^{-3} \cdot \frac{mol}{l}$$
Co = (0,1286 + 0,0015) mol/l = 0,1301 mol/l

Man hätte auch näherungsweise die Gleichgewichtskonzentration des Ammoniaks [NH3]_gl = Co – [OH^-] unter Vernachlässiging der Hydroxidionenkonzentration gleich der Einwaagekonzentration setzen können.

Wie man sieht, unterscheidet sich die Einwaagekonzentration des Ammoniaks, abgk. Co, von der Gleichgewichtskonzentration [NH₃]_gl nur um 0,0015 mol/l.

Die Basenkonstante hätte man durch diese Näherung auch so formulieren können:

$$Kb(NH_{3}) = \dfrac{[OH^{-}]^{2}}{Co - [OH^{-}]} \approx \dfrac{[OH^{-}]^{2}}{Co}$$
$$Co \approx \dfrac{[OH^{-}]^{2}}{Kb(NH_{3})} = 0,1286 \cdot \frac{mol}{l}$$

Grüße chemweazle