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[quote="Heli"]Also wenn ich von aussen einen Zwang aufbringe in Form eines alkalischen pH-Wertes, reagiert dann die Säure H2SO4 umso stärker als Säure (gibt H+ ab, die von den zugeführten OH(-) Ionen aufgenommen werden?), je mehr ich den pH-Wert erhöhe? Da ja nach meiner Reaktion bei einem pH- Wert von über 8,9 das Gleichgewicht auf der Seite des Sulfits liegt.
Und wenn ich danach den pH-Wert wieder absinke, also mehr Protonen zuführe, reagiert dann SO3(2-) wieder zu HSO3(-), also als Base?[/quote]

So in etwa...

Ich würde es anders formulieren : "[b]Wird bei einem eingestellten Gleichgewicht die , Konzentration ( besser : die Aktivität ) eines Reaktionspartners erhöht, so wird durch die damit verbundene Störung des Gleichgewichts die Reaktion ( also "Hin oder Rück" ) ausgelöst, bei der sich die vorher erhöhte Konzentration vermindert[/b]".

Denn einerseits kann man eine Konzentration auch erhöhen, ohne den betreffenden Stoff zuzuführen und andererseits bedeutet das Zuführen eines vstoffes nicht notwendiger Weise, dass sich dessen Konzentration erhöht.

Also wenn ich von aussen einen Zwang aufbringe in Form eines alkalischen pH-Wertes, reagiert dann die Säure H2SO4 umso stärker als Säure (gibt H+ ab, die von den zugeführten OH(-) Ionen aufgenommen werden?), je mehr ich den pH-Wert erhöhe? Da ja nach meiner Reaktion bei einem pH- Wert von über 8,9 das Gleichgewicht auf der Seite des Sulfits liegt.
Und wenn ich danach den pH-Wert wieder absinke, also mehr Protonen zuführe, reagiert dann SO3(2-) wieder zu HSO3(-), also als Base?

[quote="Heli"]Ja, aber ich verstehe dann nicht, wie sie sich dem pH-Wert entprechend verschieben, also in welche Richtung?[/quote]

Zur Antwort verhilft das Massenwirkungsgesetz oder das "Prinzip vom kleinsten Zwang" ( LE CHATELIER )

Ja, aber ich verstehe dann nicht, wie sie sich dem pH-Wert entprechend verschieben, also in welche Richtung?

[quote="Heli"]
Warum ist das so? Warum gibt die Säure mehr protonen ab bei steigendem pH?? Liegt es daran weil dann in der Lösung mehr OH(-) vorhanden ist, welches dann mehr Protonen aufnehmen kann? Und wenn jetzt der pH < 3 wäre, lägen schon so viele Protnen in der Lösung vor, dass die H2SO3 nicht weiter Protonen abgeben könnte?[/quote]
Wendet man den BRÖNSTED'sche Säure - Base - Definition konsequent an, dann gibt es keine "mehrprotonigen" Säuren . Denn H2SO3 ist eine Säure und das Hydrogensulfation ist eine andere Säure.

Die weiteren Fragen beantworten sich , wenn man die Protolysegleichgweichte betrachtet


[math]H_2SO_3 \ + \ H_2O \ <-> \ HSO_3^- \ + \ H_3O^+[/math]

[math]HSO_3^- \ + \ H_2O \ <-> \ SO_3^{2-} \ + \ H_3O^+[/math]

, die sich dem pH - Wert entsprechend verschieben. Dies aber nicht etwa so, als würde eine bestimmte Reaktion erst ab einem bestimmten pH - Wert einsetzen.

Hey,

ich habe mal eine Frage zu mehrprotonigen Säuren.
Wir haben gelernt, dass H2SO3 eine Säure ist, weil sie ihre Protonen abgibt. Weiterhin dass bei pH > 3 folgende Reaktion vorliegt:
H2SO3 -> HSO3(-) + H(+)
Das heißt sie gibt ein Proton ab bei steigendem pH. Bei pH > 8,9 passiert das hier:
HSO3(-) +H(+) -> SO3(2-) + 2H(+)

Warum ist das so? Warum gibt die Säure mehr protonen ab bei steigendem pH?? Liegt es daran weil dann in der Lösung mehr OH(-) vorhanden ist, welches dann mehr Protonen aufnehmen kann? Und wenn jetzt der pH < 3 wäre, lägen schon so viele Protnen in der Lösung vor, dass die H2SO3 nicht weiter Protonen abgeben könnte?

Danke für Antworten!!