1 Frage zu Hso3

Um den pH-Wert einer Na₂SO₃-Lösung (Natriumsoffit) mit einer Konzentration von 10⁻³ mol/L zu berechnen, müssen wir die Dissoziation des Sulfit-Ions (SO₃²⁻) und die Bildung von HSO₃⁻ berücksichtigen. 1. **Dissoziation von Na₂SO₃**: Na₂SO₃ dissoziiert vollständig in Wasser: \[ \text{Na}_2\text{SO}_3 \rightarrow 2 \text{Na}^+ + \text{SO}_3^{2-} \] Die Konzentration von SO₃²⁻ ist also 10⁻³ mol/L. 2. **Reaktion von SO₃²⁻ mit Wasser**: Das Sulfit-Ion kann mit Wasser reagieren und HSO₃⁻ und OH⁻ bilden: \[ \text{SO}_3^{2-} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HSO}_3^{-} + \text{OH}^- \] 3. **Berechnung des pKₐ**: Der pKₐ-Wert für die Reaktion ist gegeben durch: \[ pK_a = pK_s - 14 = 7.2 - 14 = -6.8 \] (Hier ist pK_s der pK_w, der für die Autoprotolyse von Wasser gilt, und pK_a ist der negative Logarithmus der Säurekonstante.) 4. **Berechnung der Hydroxidionen-Konzentration**: Da die Dissoziation von SO₃²⁻ eine schwache Base ist, können wir die Gleichgewichtskonstante K_b verwenden: \[ K_b = \frac{K_w}{K_a} \] wobei \( K_w = 1.0 \times 10^{-14} \) und \( K_a = 10^{-7.2} \). Berechne \( K_a \): \[ K_a = 10^{-7.2} \approx 6.31 \times 10^{-8} \] Berechne \( K_b \): \[ K_b = \frac{1.0 \times 10^{-14}}{6.31 \times 10^{-8}} \approx 1.58 \times 10^{-7} \] 5. **Gleichgewichtsgleichung aufstellen**: Setze \( x \) als die Konzentration von OH⁻, die bei der Reaktion gebildet wird: \[ K_b = \frac{[HSO_3^-][OH^-]}{[SO_3^{2-}]} = \frac{x^2}{10^{-3} - x} \approx \frac{x^2}{10^{-3}} \] Setze \( K_b \) ein: \[ 1.58 \times 10^{-7} = \frac{x^2}{10^{-3}} \] \[ x^2 = 1.58 \times 10^{-10} \] \[ x \approx 1.26 \times 10^{-5} \text{ mol/L} \] 6. **Berechnung des pOH**: \[ pOH = -\log(1.26 \times 10^{-5}) \approx 4.80 \] 7. **Berechnung des pH**: \[ pH = 14 - pOH = 14 - 4.80 = 9.20 \] Der pH-Wert der Na₂SO₃-Lösung mit einer Konzentration von 10⁻³ mol/L beträgt also ungefähr 9.20.