====== Übung 1 Saure und alkalische Lösungen im Alltag ======
===== Aufgabe 1 - Sanitärreiniger =====
[[http://www.chemieunterricht.de/dc2/citrone/c_t6.htm|{{ .:c_t_fo04.gif?nolink|Citronensäure}}]]
saure WC-Reiniger: Natriumhydrogensulfat (NaHSO4) und Citronensäure (H3Cit, Summenformel C6H8O7)
alkalische Sanitärreiniger: Natriumhypochlorit(NaClO) und Natriumchlorid (NaCl)((Natriumhypochlorit wird durch Einleiten von Chlorgas in Natronlauge gewonnen: Cl2 + 2 NaOH -> NaClO + NaCl + H2O))
==== Teilchen in der wässrigen Lösung ====
sauer: Na+, HSO4-, H3O+, H2Cit- (pKS = 3,13), daneben auch HCit2- (pKS = 4,47) und Cit3- (pKS = 5,39) ((Quelle der pKS-Werte: http://www.hamm-chemie.de/j12/j12db/srekonstanten.htm))
alkalisch: Na+, ClO-, Cl-
==== Ergänzung: Brönsted-Reaktionen ====
sauer, 1: HSO4- + H2O <--> SO42- + H3O+ (pKS = 1,92)
sauer, 2: H3Cit + H2O <--> H2Cit- + H3O+ (pKS = 3,13)
alkalisch: ClO- + H2O <--> HClO + OH- (pKS(HClO) = 7,53)
==== gemeinsamer Einsatz ====
2 H3O+ + ClO- + Cl- <--> Cl2 + 3 H2O
Sulfat und Citrate wurden in dieser Gleichung nicht berücksichtigt.
===== Aufgabe 2 - Öffnung einer Mineralwasserflasche =====
H2CO3 <--> CO2 + H2O
Diese Reaktion ist endotherm und verläuft daher bei hohen Temperaturen heftiger. Durch den dann erhöhten Gasdruck kann die Mineralwasserflasche platzen.
===== Aufgabe 3 - Entkalken =====
CaCO3 (s) + 2 CH3COOH (aq) -> Ca2+ (aq) + CO2 **(g)** + H2O + 2 CH3COO- (aq)((Hier ist es nicht sinnvoll, Gleichgewichtspfeile zu schreiben, da CO2 entweicht, dadurch wird ein nahezu vollständiger Umsatz des Eduktes, das in der geringeren Stoffmenge vorliegt, erzwungen.))
==== pH-Wert des verwendeten Essigs ====
c0 = 0,9 mol/l Ks(CH3COOH)) = 1,8 * 10^{-5} mol/l
c(H3O+) = sqrt{K_S * c_0} = sqrt{1,8 * 10^{-5} * 0,9} = 0,0040 [mol/l]
pH = -lg(c(H3O+) = 2,40
==== Restkonzentration nach dem Entkalken ====
Eingesetzt: 1 l Essigsäure mit c0 = 0,9 mol/l, also 0,9 mol Essigsäure
gemessener pH-Wert: 3,8 doubleleftright c(H3O+) = 10^{-3,8} ~=~ 0,00016 [mol/l]
aus K_S ~=~ {c(H_3O^{+}) ~*~ c(CH_3COO^{-})}/{c(CH_3COOH)} ergibt sich die Restkonzentration:
1,8 * 10^{-5} ~=~ {0,00016^2}/{c(CH_3COOH)} ~~doubleleftright~~ c(CH_3COOH) ~=~ {0,00016^2}/{1,8 * 10^{-5}} ~=~ 0,0014 [mol/l]
==== Masse an gelöstem Calciumcarbonat ====
Die Restkonzentration an Essigsäure beträgt 0,0014 mol/l, von den ursprünglich 0,9 mol Essigsäure sind also nur noch 0,0014 mol vorhanden.
Damit wurden 0,8986 mol Essigsäure verbraucht.
Nach der Reaktionsgleichung werden 2 mol Essigsäure beim Auflösen von 1 mol Calciumcarbonat umgesetzt. Demnach wurden also 0,4493 mol Calciumcarbonat gelöst.
Da Calciumcarbonat eine Molmasse von 100 g hat, wurden also 44,93 g Calciumcarbonat aufgelöst.
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