Gibt man Säuren oder Laugen in Wasser zeigen sie typische Eigenschaften. Genaue Definitionen zu den Begriffen Säure und Base/Lauge gibt ein entsprechender Artikel im Netchemie Chemie Lexikon. Um die Konzentration an Säure oder Base bzw. an Oxoniumionen (H3O+) oder Hydroxidionen (OH-) in einer Lösung anzugeben verwendet man den pH-Wert. Die Konzentrationen der gelösten Ionen sind in der Lösung sehr klein, weshalb man sie nicht einfach als Konzentration (mol/l) angibt sondern in pH Werten. Die pH Skala umfasst 14 Stellen von 0 bis 14.
Neutrale Lösungen haben einen pH Wert von 7 und enthalten gleich viele Oxoniumionen und Hydroxidionen. Alkalische Lösungen haben einen pH Wert über 7 und enthalten anteilig mehr Hydroxidionen als Oxoniumionen. Saure Lösungen haben einen pH Wert unter 7 und enthalten anteilig mehr Oxoniumionen als Hydroxidionen.
Allgemein lässt sich sagen: Je kleiner der pH Wert ist, desto saurer ist eine Lösung. Je höher ein pH Wert ist, desto alkalischer ist eine Lösung.
Der pH Wert ändert sich durch Änderung der Konzentration. Gibt man Säure in eine wässrige Lösung steigt der saure Charakter der Lösung (die Oxioniumionenkonzentration) und der pH Wert sinkt. Gibt man Lauge zu der Lösung erhöht sich der basische Charakter der Lösung (die Hydroxidionenkonzentration) und der pH Wert steigt. Ist die Anzahl der Hydroxidionen und Oxoniumionen in der Lösung gleich liegt der pH Wert genau bei 7. Gibt man zu einer stark sauren Lösung mit dem pH Wert 0 den Faktor 10 an Wasser hinzu steigt der pH Wert auf 1. Erhöht man diese Lösung um den Faktor 10 an Wasser erhöht sich der pH Wert auf 2. Gleiches gilt natürlich auch für alkalische Lösungen, deren pH Wert durch Zugabe des neutralen Wassers, sinkt.
[Bild 1]
Der pH Wert ist nicht willkürlich auf die Werte 0-14 festgelegt. Er ergibt sich aus der Autoprotolyse des Wassers.
Autoprotolyse des Wassers
Protolyse bedeutet Protonenübertragung. Nach der Säure/Base Definition von Bröndstedt/Lowry sind Säuren Protonenspender und Basen Protonenempfänger. Säuren geben also Protonen ab und Basen nehmen Protonen auf. Diese Regeln gelten für verschiedenste Moleküle und Ionen. Das Wassermolekül gehört dabei zur Klasse der Ampholyte. Ampholyte sind Ionen oder Moleküle die sowohl als Säure als auch als Base fungieren können. Ein Beispiel: Chloridionen können nur als Base, also als Protonenempfänger fungieren. Sie haben kein Proton, dass sie abgegeben könnten. Chlorwasserstoff kann nur als Säure, also als Protonenspender fungieren. Es kann kein weiteres Proton aufnehmen.
Wasser kann als Säure fungieren. Es kann ein Proton abgeben. Zurück bleibt ein Hydroxidion (OH-)
H2O -> H+ + OH-
Wasser kann als Base fungieren. Es kann ein Proton aufnehmen. Es bildet sich ein Oxoniumion (H3O+)
H2O + H+ -> H3O+
Diese angedeuteten Protonenübergänge sind natürlich formaler natur. In Wirklichkeit gibt es keine freien Protonen in Wasserlösungen. Die Wassermoleküle reagieren untereinander oder mit zugegebenen Stoffen, die Protonen abspalten können.
[Bild 2]
Protonen wandern von einem Wassermolekül zum anderen. Die positive Ladung und die formal negative Ladung des Sauerstoffatoms ziehen sich an.
[Bild 3]
Hydroxidionen wandern, indem die negative Ladung eines Hydroxidions sich an die formal positiven Wasserstoffanteile des Wassers lagert. Der Wechsel eines Protons von einem auf ein anderes Molekül erfolgt innerhalb von 0,00000000000013 Sekunden, also unglaublich schnell. Doch nun zurück zur Autoprotolyse. Auf Grund seiner Eigenschaft als Ampholyt kann Wasser nicht nur Protonen in Wechselwirkung mit anderen Stoffen aufnehmen oder abgeben. Auch untereinander reagieren die Wassermoleküle unter Wechsel von Protonen. Daher spricht man auch von einer Autoprotolyse des Wassers. H20(l) + H2O(l) <--> H3O+(aq) + OH-(aq)
Die Reaktion des Wassers kann in beide Richtungen verlaufen ist also eine Gleichgewichtsreaktion. Wasser zerfällt also in Hydroxidionen und Oxoniumionen, die untereinander wieder Wasser bilden. Das Gleichgewicht liegt bei normaler Temperatur (25°C) und normalem Druck sehr weit auf der linken Seite. (siehe Artikel chem. Gleichgewicht) In einem Glas Wasser sind also überwiegend Wassermoleküle vorhanden. Ein sehr geringer Teil der Wassermoleküle liegt als Hydroxidion und Oxoniumion vor. Daher ist destilliertes Wasser auch in geringem Maße leitfähig für elektrischen Strom.
Das Ionenprodukt des Wassers (KW)
Wie eben schon erwähnt handelt es sich bei der Autoprotolyse des Wassers um eine Gleichgewichtsreaktion. Für Gleichgewichtsreaktionen lässt sich mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes eine Konstante für die Reaktion ermitteln. Ein Artikel im Netchemie Lexikon widmet sich dem Thema. Stellt man das Massenwirkungsgesetz für die Wasserautoprotolyse 2 H2O(l) <--> H3O+(aq) + OH-(aq) auf, erhält man folgende Gleichung:
Aus der Gleichung ergibt sich rechnerisch der Wert K= 10-15,74.
Konzentrationen (c) werden allgemein immer in der Einheit Mol pro Liter (mol/l) angegeben. Ein Mol Wasser hat die Masse von 18 g. Dies lässt sich über das Relativgewicht der Sauerstoff- und Wasserstoffanteile errechnen. In Wasser lässt sich Gramm in Mililiter bzw. Liter umrechnen. Ein mol Wasser entspricht also 18 ml. Rechnet man auf 1000ml Liter hoch ergibt sich, dass in einem Liter Wasser 55,5 mol Wassermoleküle enthalten sind. In Teilchen umgerechnet enthält ein Liter Wasser somit ca. 33300000000000000000000000 Wassermoleküle.
[Bild 4]
Da der überwiegende Teil der Wasserteilchen als Molekül vorliegt wird der Wert als konstant angesehen und mit in die Konstante eingerechnet.
[Bild 5]
Die neue Konstante, die man auch das Ionenprodukt des Wassers genannt wird, beschreibt die Ionenkonzentrationen von Hydroxidionen und Oxoniumionen in Wasser.
[Bild 6]
Bei einer Umgebungstemperatur von 25°C und normalem Druck beträgt der Wert für das Ionenprodukt 1,008 * 10-14 mol2/l2. In reinem Wasser sind die Konzentrationen von Hydroxidionen und Oxoniumionen genau gleich. Durch das Ziehen der Quadratwurzel erhält man das Ionenprodukt für eine Ionensorte.
[Bild 7]
10-7 mol/l Hydroxidionen enthalten 10-7 * 6 * 1023 Teilchen 60000000000000000 Hydroxidionen oder Oxoniumionen sind demnach in 33300000000000000000000000 Teilchen Wasser (entspr. 1 Liter) enthalten. Auf ein Hydroxidion oder Oxoniumion kommen demnach in einem Liter Wasser 555000000 (555 Millionen) Wasserteilchen. Diese Zahlendimensionen machen vielleicht klar, wieso es sinnvoll ist für die Ionenkonzentrationen von Hydroxidionen und Oxoniumionen einen einfachen Wert zu benutzen, mit dem sich saure oder alkalische Verhältnisse in wässriger Lösung leicht beschreiben können.
Der pH- und pOH-Wert
Aus dem Ionenprodukt des Wassers ergibt sich der pH Wert. Der Name pH stammt vom Ausdruck "potentia hydrogennii", was so viel wie Protonenkonzentration bedeutet. Dazu muss noch einmal auf das Gleichgewicht zwischen Hydroxidionen und Oxoniumionen in wässriger Lösung hingewiesen werden.
[Bild 8]
Für den Gleichgewichtszustand ergeben sich für H3O+ und OH- die gleichen Werte (10-7 mol/l). Dieser Zustand kann als neutral bezeichnet werden, da beide Ionen in gleicher Konzentration vorhanden sind. Um diesen Umstand in einfacheren Zahlenwerten darzustellen anstatt in Potenzen verwendet man den negativen dekadischen Logarithmus (10er Logarithmus) des KW Wertes für die Hydroxidionenkonzentration oder Oxoniumionenkonzentration. Praktisch verwendet man den Logarithmusbefehl des Taschenrechners, um aus dem Ionenprodukt den pH oder den pOH Wert zu erzeugen. (-log c(OH-))
KW = c(H3O+) * c(OH-) = 10-14 mol/l
lg [c(H3O+)] + lg [c(OH-)] = -14 l * (-1)
-lg [c(H3O+)] + -lg [c(OH-)] = 14
c(H3O+) = 10-7 mol/l = pH 7
c(OH-) = 10-7 mol/l = pOH 7
Für die neutrale Wasserlösung gilt also ein pH Wert bzw. ein pOH Wert von 7. Was für das Ionenprodukt des Wassers gilt verwendet man auch für wässrige Lösungen. Erhöht man die Konzentration an Oxoniumionen einer wässrigen Lösung erhöht sich deren Wert während der Wert der Hydroxidionen im Verhältnis im gleichen Maß sinkt. In Logarithmuswerten angegeben sinkt der pH Wert einer sauren Lösung, während der pOH Wert in gleichem Maße ansteigt.
pH + pOH = 14
c(H3O+) = pH 6
c(OH-) = pOH 8
pH 6 + pOH 8 = 14
Ein pH Wert unter 7 zeigt einen Oxoniumionenüberschuss in der Lösung und so eine saure Lösung an: c(H3O+) > c(OH-)
Ein pH Wert über 7 zeigt einen Oxoniumionenmangel im Vergleich zu Hydroxidionen und so eine alkalische Lösung an: c(H3O+) < c(OH-)
Gegenwert zum pH Wert ist der pOH Wert. Zusammen ergeben beide immer den Wert 14. Da die Konzentrationen an OH- und H3O+ immer insgesamt zur Konstanten führen könnte man auch den pOH Wert zum Beschreiben von sauren und alkalischen wässrigen Lösungen verwenden. 1909 wurde der pH Wert als Konventionen von dem dänischen Chemiker Sören Sörensen zur Bestimmung von sauren und alkalischen Lösungen festgelegt. Rückwirkend lässt sich aus dem pH Wert oder pOH Wert auch wieder die Konzentrationen an Hydroxidionen bzw. Oxoniumionen errechnen.
C(H3O+) = 10-pH mol/l
C(OH-) = 10-pOH mol/l
Eine saure Lösung mit einem pH Wert von 5 enthält eine Oxoniumionenkonzentration von 10-5 mol/l. Eine Lösung mit einem pH Wert 10 enthält nur noch 10-10 mol/l Oxoniumionen. Diese alkalische Lösung hat einen pOH Wert von 4, enthält also 10-4 mol/l Hydroxidionen.
[Bild 9]
Die Tabelle zeigt die Abhängigkeit zwischen Teilchenkonzentration und pH bzw. pOH Wert. Niedrige pH Werte sind zunehmend acidisch, hohe pH Werte zunehmend alkalisch. Eine Erniedrigung des pH Wertes um eine Einheit bedeutet eine Verzehnfachung der Ionenkonzentration. Der pH Wert 0 entspricht einer 1 molaren Oxoniumionenkonzentration (6*1023 Teilchen). Der pH Wert 14 entspricht einem pOH Wert von 0 und demnach einer 1 molaren Hydroxidionenkonzentration (6*1023 Teilchen). Werte über 1 mol/l werden vom pH Wert nicht mehr erfasst. Ein pH Wert von -3 entspräche einem Oxoniumionenwert von 1000 mol/l. Nimmt man Chlorwasserstoff als Beispiel würde das bedeuten, dass 36 kg Chlorwasserstoff in einem Liter Wasser gelöst wären, was praktisch unmöglich ist.
Beispiel: Berechnung der Ionenkonzentration und des pH und pOH Wertes einer 0,02 molaren (0,02 mol/l) Salzsäure
Chlorwasserstoff ist eine starke Säure, die ihre Protonen vollständig abgibt. Die Säurekonzentration entspricht der Oxoniumionenkonzentration. Die Menge an Oxoniumionen aus der Autoprotolyse ist dagegen so gering, dass sie vernachlässigt werden kann.
HCl + H2O <-> H3O+ + Cl-
1. Ionenkonzentration
C(H3O+) = c(HCl) = 0,02 mol/l = 2*10-2 mol/l
[Bild 10]
2. pH Wert
pH = -log c(H3O+) = -log (2*10-2) = -log (0,02) = 1,69
2. pOH Wert
pOH = 14 - pH = 14 - 1,7 = 12,3
Beispiel: Berechnung der Ionenkonzentration und des pH Wertes einer 0,6 molaren Kalilauge
Kalilauge dissoziiert vollständig im Wasser. Die Hydroxidionenkonzentration entspricht der Laugenkonzentration.
KOH + H2O <-> K+ + OH- + H2O
C(OH-)= 0,6 mol/l = 6*10-1 mol/l
pOH = -log (6*10-1) = -log 0,6 = 0,22
pH = 14 - 0,22 = 13,78
pH = ca. 14 (weitere Beispiele und Übungsaufgaben befinden sich am Ende des Artikels)
Mit Hilfe des pH Wertes kann man wie in den Beispielen zu sehen bestimmt werden wie viele typische Ionen sich in einer wässrigen Lösung einer Säure oder Lauge befinden. Schwefelsäure, Salzsäure oder Königswasser werden gemeinhin immer glorifiziert als besonders gefährlich, also sehr ätzend beschrieben. Aber enthält eine stark konzentrierte Essigsäurelösung nicht ebenso viele Oxoniumionen? Die Stärke einer Säure muss unabhängig vom pH Wert sein. Man beschreibt die Stärke einer Säure mit Hilfe der Säurenkonstanten; die Stärke einer Base mit Hilfe der Basenkonstante.
Säuren- und Basenkonstante
Manche Säuren geben ihre Protonen leicht und vollständig ab. Manche Säuren geben ihr Proton nur vereinzelt ab. Salzsäure ist ein Beispiel für eine starke Säure, die ihre Protonen in Wasser vollkommen abgibt. Bei der Berechnung des pH Wertes konnte ihre Konzentration daher mit der Oxoniumionenkonzentration gleich gesetzt werden. Auch Schwefelsäure gibt eines ihrer Protonen vollständig ab, was sie zu einer starken Säure macht. Würden alle Säuren ihre Protonen vollständig abgeben würden sie je nach Konzentration die gleiche Stärke besitzen. Doch viele Säuren geben ihre Protonen unvollständig in einem Gleichgewicht mit dem Wasser ab. Essigsäure ist ein Beispiel für eine Säure, die in Wasser nur teilweise dissoziiert. Wie ermittelt man die Stärke von Säuren und Basen? Wieder wird dazu das Massenwirkungsgesetz verwendet. Bezugsbase ist bei der Berechnung einer Säurekonstanten oder Basenkonstanten immer Wasser. Für die Reaktion
HA + H2O <-> H3O+ + A- (A = beliebiges Säurerestanion) gilt: K=Produkte/ Edukte
[Bild 11]
Wie schon beim Ionenprodukt des Wassers kann das Wasser bei wässrigen Lösungen mit in die Konstante eingefügt werden.
[Bild 12]
Die Gleichung ergibt das Ionenprodukt einer sauren wässrigen Lösung - die Säurekonstante (Ks). Schaut man sich die Gleichung an erkennt man, dass sie das Verhältnis von Oxoniumionen und Säurerestionen zur Ausgangssäure beschreibt. Die Säurekonstante wird auch Dissoziationskonstante genannt. Ein hoher Wert der Konstanten zeigt einen hohen Protolysegrad der Säure an, also eine starke Säure, die ihre Protonen überwiegend abgibt. Ein kleiner Wert der Konstanten zeigt einen niedrigen Protolysegrad der Säure an, also eine schwache Säure die ihre Protonen wenig abgibt. Um nicht ständig mit Potenzwerten zu arbeiten gibt man auch die Säuren/- Basenkonstante als dekadischen Logarithmus an: pKs = -log Ks
Eine Säure ist umso stärker, je höher ihre Säurekonstante ist (je kleiner ihr pKs Wert ist). Starke Säuren protolysieren vollständig in Wasser, schwache Säuren protolysieren nur wenig in Wasser.
In der Literatur wird der pKs Wert auch manchmal als pKa (a = acid) angegeben. Was für die Säurestärke gilt lässt sich über das Massenwirkungsgesetz ebenso für die Basenstärke von Bröndstedtbasen errechnen. Die Teilschritte sind analog zur Säurenkonstante und werden hier nicht noch einmal erwähnt.
B + H2O <-> OH- + BH+
(B = beliebige Bröndstedtbase)
KB = c(OH-) * (BH+) / c(B)
pKB = -log KB
Je stärker eine Base ist, desto größer ist der Wert ihrer Basenkonstante (je kleiner ist ihr pKB Wert). Starke Basen nehmen leicht Protonen auf, schwache Basen nehmen nur wenig Protonen auf.
Starke Säuren und Basen haben einen pks Wert kleiner oder gleich 1,5 ; Mittelstarke Säuren und Basen haben einen pKs Wert zwischen 1,5 und 4,75 ; Schwache Säuren und Basen haben einen pKs Wert größer als oder gleich 4,75
[Bild 13]
Säuren- und Basenkonstanten korrespondieren miteinander, wie schon das Ionenprodukt des Wassers. Gemeinsam ergeben die Werte einer Säure und ihrer zugehörigen Base den pK Wert 14. Das Ionenprodukt des Wassers kann als Spezialfall der Säurenkonstante anzusehen, bei der statt der Base Wasser die korrespondierende Base OH- verwendet wurde. Beispiel Methansäure:
[Bild 14]
pKS (3,75) + pKB (10,25) = pKW = 14
Ks * KB = KW = 10-14 mol2/l2
Betrachtet man die Vorgänge, die dahinter stehen kommt man darauf, dass eine Säure durch eine Base neutralisiert wird und so nur noch Oxoniumionen und Hydroxidionen aus der Ionengleichung des Wassers eine Rolle spielen. Im Methansäurebeispiel ergeben eine Lösung Methansäure und eine gleichmolare Lösung mit Methylationen eine "neutrale" Lösung. Genaueres dazu folgt im Bereich über Pufferlösungen. Aus der Säuren- und Basenkonstante lässt sich somit das Gegenstück und auch der pH Wert errechnen.
pH Wert Berechnung
Säuren und Basen unterscheiden sich in ihrer Stärke Protonen aufzunehmen oder abzugeben. Daraus ergeben sich Vereinfachungen in der pH Wert Berechnung.
Starke Säuren
Bei starken Säuren (wie Perchlorsäure, Chlorwasserstoff oder Schwefelsäure) kann der pH Wert wie in obigem Beispiel schon beschrieben durch gleichsetzen der H3O+ Konzentration mit der Konzentration der Säure (die ja alle Protonen abgegeben hat) berechnet werden.
c(H3O+) = c(HCl) = 0,02 mol/l
pH = - log 0,02 = 1,69
Vereinfacht logarithmiert man zur Berechnung starker Säuren die Konzentration der Säure. Das positivierte Ergebnis entspricht dem pH Wert.
Schwache Säuren
Essigsäure oder Fluorwasserstoff geben in wässriger Lösung ihre Protonen nicht vollständig ab. Sie befinden sich in der Tabelle der Säurestärken in der Mitte. Mit Hilfe ihres Ks Wertes und der Säurekonstantengleichung kann man den pH Wert für verschiedene Konzentrationen berechnen. pH Wert einer 0,1 molaren Fluorwasserstofflösung:
Aus der Tabelle für Säurestärken entnimmt man den pKs Wert für Fluorwasserstoff (pKs = 3,14). Der pKs Wert ist der negativ dekadische Logarithmus des Ks Wertes. Er muss also in seinem Vorzeichen geändert und potenziert werden. Man erhält dabei einen Ks Wert von 7,2 * 10-4. Die Reaktion von Fluorwasserstoff in Wasser verläuft nach dem bekannten Schema.
HF + H2O <-> H3O+ + F-
Daraus ergibt sich die Gleichung für die Säurenkonstante
[Bild 15]
Bekannt in dieser Gleichung ist die Säurekonstante Ks und die Anfangskonzentration an Fluorwasserstoff c(HF) = 0,1 mol/l. Da die Säure nicht vollständig dissoziiert lässt sich aus c(HF) nicht auf die Oxoniumionenkonzentration schließen. Allerdings lässt sich sagen, dass die Konzentration an Fluoridionen gleich der Konzentration an Oxoniumionen ist, denn in dem Maße in dem Fluorwasserstoff Protonen abgibt bilden sich Fluoridionen. Die gegebene Anfangskonzentration (c0) an HF vermindert sich allerdings dabei um den Wert c.
[Bild 16]
Im Vergleich zur Anfangskonzentration c0 ist der Verbrauch, also das c im Nenner sehr klein. Vereinfachend lässt man daher das c im Nenner weg und geht lediglich von c0 aus. Nun lässt sich nach c umstellen und die Wurzel ziehen. Da c auch der Konzentration an H3O+ entspricht kann sie damit errechnet werden.
[Bild 17]
Aus der Oxoniumionenkonzentration kann durch logarithmieren der pH Wert ermittelt werden.
-log (8,48*10-3) = pH
pH = 2,07
Vereinfacht lässt sich zur Errechnung schwacher Säuren die Formel pH=pKs-log0/2 verwenden.
Mittelstarke Säuren
Für mittelstarke Säuren gilt ebenfalls, dass sie ihre Protonen in Wasser nicht vollständig abgeben. Der Verbrauch der Ausgangskonzentration c0 kann aber nicht vernachlässigt werden. Ein Beispiel ist 0,1 molare Salpetersäure mit dem pKs Wert von -1,32 (Ks= 20,89)
HNO3 + H2O <-> H3O+ + NO3-
Die unbekannten Werte der Gleichung werden mit X gekennzeichnet, da sie den gleichen Wert haben. Löst man die Gleichung mit 3 unbekannten zur p/q Formel auf erhält man einen Wert, der der Oxoniumionenkonzentration der Lösung entspricht. Zur Erinnerung für alle, die sich nicht mehr an die p/q Formel erinnern hier noch einmal das Muster für die Formel:
c(H3O+) = 0,1
- log 0,1 = pH
pH = 1
Vereinfacht lässt sich zur Errechnung mittelstarker Säuren diese Formel verwenden:
[Bild 20]
c(H3O+) = X1,2
Mehrprotonige Säuren
Viele Säuren geben in Wasser mehr, als nur ein Proton ab. Zwar gehört die zweiprotonige Schwefelsäure zu den starken Säuren. Die zweiprotonige Kohlensäure gehört jedoch zu den schwachen Säuren, die dreiprotonige Phosphorsäure nur zu den mittelstarken Säuren. Mehrprotonige Säuren protolysieren in mehreren Schritten. Jedem Schritt kann eine Konstante zugeordnet werden, die durch die Indexbezeichnung (Ks1, Ks2,...) zugeordnet werden kann. Nehmen wir die Schwefelsäure (c=0,1 mol/l) als Beispiel:
1. Protolyseschritt
[Bild 21]
Schwefelsäure hat einen pKs Wert von -3, gehört also zu den sehr starken Säuren. Die Protolyse zu Hydrogensulfat (HSO4-) verläuft vollständig. H2SO4 + H2O -> HSO4- + H3O+ Die Konzentration an Schwefelsäure ist in diesem Schritt gleich der Konzentration an Oxoniumionen, also 0,1 mol/l.
2. Protolyseschritt
[Bild 22]
Das Hydrogensulfation aus dem ersten Protolyseschritt gibt ein weiteres Proton ab. Die Protolyse verläuft allerdings nicht vollständig, sondern nur teilweise in einem Gleichgewicht. Das Hydrogensulfation ist eine mittelstarke Säure mit dem pKs Wert 1,92 (Ks=0,012) HSO4- + H2O <-> SO42- + H3O+ Mit der Formel für mittelstarke Säure lässt sich die Oxoniumionenkonzentration der zweiten Stufe berechnen:
[Bild 23]
Es ergibt sich eine Oxoniumionenkonzentration von 0,01 mol/l aus dem zweiten Protolyseschritt und dadurch insgesamt eine Oxoniumionenkonzentration von 0,11 mol/l. Die Konzentration des ersten Protolyseschritts und des zweiten Protolyseschritts werden zusammengezählt und ergeben logarithmiert den pH Wert der Lösung. Gerade im Schulunterricht wird hier oft vereinfacht, weil die Konzentration durch den zweiten Protolyseschritt nur unwesentlich zum ersten ist. Es kann auch angenommen werden, dass es sich bei beiden Protolyseschritten um eine starke Säure handelt. In diesem Fall berechnet man die doppelte Anfangskonzentration. Doch Vorsicht! Nicht alle mehrprotonige Säuren sind starke Säuren!
Basen
pH Werte von Basen werden ebenso, wie bei pH Werte bei Säuren berechnet. Starke Basen wie das Hydroxidion liegen vollständig dissoziiert in Wasser vor. Die Konzentration an OH- Ionen kann also mit der Konzentration der zugegebenen Lauge gleich gesetzt werden. Im Beispiel mit 0,0005 molarer Natronlauge ergibt sich:
c(OH-) = c(NaOH) = 0,0005 mol/l
Der negativ dekadische Logarithmus der Ionenkonzentration für Hydroxidionen ist der pOH Wert. In diesem Fall 3,3.
-log c(OH-) = pOH
-log 0,0005 = 3,3
Aus dem pOH Wert kann man den pH Wert errechnen, da beide zusammen das negativ dekadisch logarithmierte Ionenprodukt des Wassers ergeben.
pOH + pH = pKW
pKw - pOH = pH
14 - 3,3 = 10,7
Eine 0,0005 molare Natronlauge hat einen pH Wert von 10,7, was 2*10-11 Oxoniumionen entspricht. pOH Werte mittelstarker Basen und schwacher Basen werden nach obigen Formeln ermittelt. Aus dem pOH Wert schließt man danach auf den pH Wert.
Vorraussagen über Protolysereaktionen mit den Konstanten
Erwähnt sei noch, dass mit Hilfe der Säure- und Basenkonstante Vorraussagen über Protolysereaktionen unterschiedlicher Säuren und Basen machen lässt. Starke Säuren protolysieren vollständig, weil die Bezugsbase ihre Protonen vollkommen aufnimmt. Die Bezugsbase ist in diesen Fällen meist das Wasser. H2SO4 + H2O -> HSO4- + H3O+ Vergleicht man die pKs Werte erkennt man, dass Schwefelsäure einen kleinen pKs Wert hat und das Wasser einen niedrigeren pKB Wert, als die Base der Schwefelsäure, das Hydrogensulfation.
[Bild 24]
Das Proton wechselt seinen Partner zur stärkeren Base. Zwischen starken Basen und starken Säuren verläuft der Übergang eher, als zwischen einer schwachen Säure und einer schwachen Base. Jeder kennt Brausepulver. Grundlage von Brausepulver ist Natriumhydrogencarbonat, dass in Wasser zu Natriumionen und Hydrogencarbonationen dissoziiert. NaHCO3 -> Na+(aq) + HCO3-(aq)
[Bild 25]
In reinem Wasser findet kaum eine Reaktion statt, da das Wasser überwiegend molekular vorliegt und eine sehr schwache Säure ist.
[Bild 26]
Die Zugabe vieler Säuren, die stärker, als die Kohlensäure sind führt zur Protolyse des Hydrogencarbonats. Nimmt man Beispielsweise Essigsäure, so stehen in der Lösung Essigsäure, Acetationen, Hydrogencarbonationen und Kohlesäure in Konkurrenz. Essigsäure ist die stärkere Säure, als Kohlensäure. Sie wird also eher die Protonen abgeben. CH3COOH -> CH3COO- + H+ Das Hydrogencarbonat und das Acetat stehen in Konkurrenz um abgegebene Protonen. Das Hydrogencarbonation ist die stärkere Base, nimmt also eher Protonen auf. HCO3- + H+ -> H2CO3
Dies ist durch die typische CO2 Bildung zu erkennen, da die gebildete Kohlensäure überwiegend in CO2 und Wasser zerfällt. Brausepulver enthält meist feste Weinsäure oder Zitronensäure und Natron, um die Reaktion erst in Wasser ablaufen zu lassen.
Puffer - Henderson/Hasselbalch Gleichung
Im Laboralltag benötigt man für einige Reaktionen einen konstanten pH Wert. Im Biolabor werden bei der Bakterienzucht konstante pH Werte benötigt. Der für den Menschen wohl wichtigste Puffer befindet sich im menschlichen Blut. Ein Puffersystem aus Hydrogencarbonat, Phosphat und Proteinen hält das menschliche Blut bei einem pH Wert von 7,4. Schon einen Abweichung von +/- 0,5 Einheiten ist lebensgefährlich. Einen pH Wert mit Säure oder Lauge auf einen bestimmten Wert einzustellen ist nicht besonders schwierig. Den Wert bei weiteren Zugabe von Säure und Lauge konstant zu halten schon. Puffer sind Lösungen, die im wörtlichen Sinne den pH Wert puffern - ihn also konstant halten. Trotz Zugabe von Säuren oder Laugen zu einer Pufferlösung bleibt der pH Wert nahezu konstant. Pufferlösungen bestehen aus hochkonzentrierten Lösungen einer schwachen Säure und ihrer korrespondierenden Base. Ein Beispiel für einen Puffer ist der Essigsäure/Acetat Puffer.
[Bild 27]
Essigsäure (Ethansäure) ist mit einem pKs Wert von 4,75 eine schwache Säure. Ihre korrespondierende Base ist das Acetation mit einem pKB Wert von 9,25. Zur Herstellung eines Essigäureacetatpuffers mischt man bestenfalls gleiche Konzentrationen Essigsäure und Natriumacetat in Wasser.
[Bild 28]
Die Essigsäure protolysiert als schwache Säure nur geringfügig. Die meisten Essigsäuremoleküle liegen in ihrer protonierten Form vor. Durch die Zugabe von Acetationen wird die schwache Protolyse von Essigsäure noch weiter geschwächt, da Protonen der Lösung vom Überschuss an Acetationen aufgenommen werden. Das Natriumacetat liegt überwiegend als Natriumionen und Acetationen vor.
CH3COOH + H2O <-> CH3COO- + H3O+
Na(CH3COO) <-> Na+ CH3COO-
Die Lösung enthält also wie in obigem Bild angedeutet Essigsäuremoleküle, Natriumionen und Acetationen. Für die Pufferwirkung sind nur die Essigsäuremoleküle und Acetatmoleküle relevant. Eine besonders gute Wirkung zeigt ein Puffer, wenn die Konzentrationen dieser beiden Ionen gleich sind.
Säure-Pufferung
Gibt man zu der Pufferlösung eine starke Säure reagiert diese mit den Acetationen des Puffers.
H3O+ + CH3COO- -> CH3COOH + H2O
Es entsteht Essigsäure, die aber wie bekannt, nur wenig zur Protolyse neigt und bis zu einem bestimmten Grad auch durch weitere freie Acetationen gehemmt wird. Der pH Wert der Lösung ändert sich nur wenig; deutlich weniger, als würde man die starke Säure in eine ungepufferte Lösung geben.
Basen-Pufferung
Gibt man zu der Pufferlösung eine starke Lauge reagiert diese mit den Essigsäuremolekülen des Puffers.
OH- + CH3COOH -> CH3COO- + H2O
Es entstehen Acetationen. Der pH Wert ändert sich nur unmerklich, da die Hydroxidionen durch die Essigsäure neutralisiert wurden. Die Zugabe von starker Lauge in eine ungepufferte Lösung hätte den pH Wert deutlich verschoben.
pH Wert Berechnung eines Puffers
Mit Hilfe der Henderson-Hasselbalch Gleichung lassen sich die Aussagen rechnerisch belegen. Zur Errechnung des pH Wertes einer Pufferlösung betrachtet man vorerst die saure Reaktion.
HA + H2O <-> H3O+ + A-
Mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes lässt sich die Säurekonstante für diese Gleichung aufstellen.
Durch Umstellen (*HA und /A-) lässt sich die H3O+ Konzentration ermitteln und diese durch den negativ dekadischen Logarithmus zum pH Wert umformen.
[Bild 32]
Nicht nur die Oxoniumionenkonzentration sondern die gesamte Gleichung kann der Einfachheit halber negativ dekadisch logarithmiert werden. Man erhält die Henderson-Hasselbalch Gleichung, mit der sich der pH Wert von Puffern errechnen lässt. Liegen bei einem Puffer HA und A- äquimolar, also in gleicher Konzentration vor kann der hintere Teil der Gleichung entfernt werden. Es gilt dann pH = pKs
Auf gleichem Wege lässt sich auch der pOH Wert einer Pufferlösung errechnet werden, wenn statt c(HA) c(B) und statt c(A-) c(BH+) verwendet wird. Zum einen lässt sich mit der Henderson-Hasselbalch Gleichung der pH Wert eines angesetzten Puffers aus den Konzentrationen der Inhaltsstoffe errechnen, zum anderen können auch pH Wert Veränderungen durch Säure- oder Laugenzugabe errechnet werden. Dazu ein Beispiel:
Zu einem Essigsäureacetatpuffer mit den Konzentrationen c(CH3COOH) = 0,1 mol/l und c(CH3COO-)= 0,1 mol/l wird Salzsäure mit der Konzentration c(HCl)= 0,01 mol/l hinzugegeben. Wie stark ändert sich der pH Wert des Puffers? Wie wäre der pH Wert der Lösung ohne Puffer?
Da der Essigsäureacetatpuffer in diesem Beispiel gleiche Konzentrationen an Essigsäure und Acetationen enthält lässt sich nach der Henderson-Hasselbalch Gleichung vereinfacht werden. Für äquimolare Lösungen gilt dort: pH = pKs . Essigsäure hat einen pKs Wert von 4,75. Die Pufferlösung hat demnach einen pH Wert von 4,75. Gibt man zu dieser Pufferlösung die 0,01 molare Salzsäure, die als starke Säure alle Protonen abgibt, hinzu verändern sich dadurch die Konzentrationen des Puffers. Acetationen reagieren mit den Protonen der Säure und bilden Essigsäuremoleküle.
H3O+ + CH3COO- -> CH3COOH + H2O
Acetationen werden weniger und Essigsäuremoleküle nehmen zu. Da die Salzsäure als starke Säure alle Protonen abgegeben hat kann man annehmen, dass die Oxoniumionenkonzentration in der Säure gleich der Konzentration der Säure ist.
c(H3O+) = c(HCl) = 0,01 mol/l
Alle Oxoniumionen reagieren mit den Acetationen zu Essigsäure. Die Konzentration der Essigsäure nimmt also um 0,01 mol/l (c(H3O+)=c(HCl)) zu.
c(CH3COOH) + c(H3O+) = 0,1 mol/l + 0,01 mol/l = 0,11 mol/l
Dabei werden Acetationen in gleicher Menge verbraucht. Die Konzentration der Acetationen des Puffers nimmt also um 0,01 mol/l ab.
c(CH3COO-) - c(H3O+) = 0,1 mol/l - 0,01 mol/l = 0,09 mol/l
Für die neuen Konzentrationen an Essigsäure und Acetationen in der Lösung kann mit der Henderson-Hasselbalch Gleichung ein neuer pH Wert errechnet werden.
c(HA) = c(CH3COOH) = 0,11 mol/l
c(A-) = c(CH3COO-) = 0,09 mol/l
pKs = 4,75
[Bild 33]
Es ergibt einen pH Wert von 4,66. Der pH Wert ist also nur kaum merklich von 4,75 um 0,09 auf 4,66 gesunken. Ohne Anwesenheit des Puffers wäre ein Liter Wasser mit einem pH Wert von 7 durch Zugabe der Salzsäure auf einen pH Wert von 2 gesunken, was 5 pH Einheiten entspricht! Analog ließe sich die pH Wert Berechnung für die Zugabe einer Lauge berechnen. Hier nimmt nur der Wert der Säure des Puffers ab, während dessen korrespondierende Base durch Laugenzugabe zunimmt. Bei Zugabe 0,01 molare NaOH ändert sich der pH Wert des Puffers ebenfalls um 0,09 in alkalische Richtung von 4,75 auf 4,84.
Einstellen eines bestimmten pH Wertes
Durch Anpassen der Konzentrationen der Säure und korrespondierenden Base lassen sich Puffer mit bestimmten pH Werten einstellen. Diese Anpassung funktioniert im Bereich +/- einer pH Einheit vom ursprünglichen pH Wert, den der Puffer bei gleichen Konzentrationen hätte. Nehmen wir Essigsäure und Acetationen als Beispiel. Es soll ein pH Wert von 4 eingestellt werden.
[Bild 34]
Was lässt sich aus dieser Gleichung für die Fragestellung ablesen? Gegeben in dieser Gleichung ist der pH Wert von 4 und der pKs Wert der Essigsäure von 4,75. Gesucht ist der logarithmierte Betrag der Klammer, der wenn man ihn vom pKs Wert abzieht 4 ergibt. Er muss einen Wert von 0,75 haben, um auf den pH Wert von 4 zu kommen (4,75-0,75 = 4). Delogarithmiert man 0,75 erhält man den Wert 5,62, den man als Essigsäurekonzentration verwenden kann. Essigsäure und Natriumacetat in einem Verhältnis von 5,62 / 1 bilden einen Puffer mit einem pH Wert von 4.
[Bild 35]
Weitere Pufferbeispiele
Wie einleitend schon erwähnt besteht ein Puffer aus einer schwachen Säure und seiner korrespondierende Base. Der Kohlensäurepuffer und Essigsäureacetatpuffer wurden schon erwähnt. Hier einige weitere Beispiele:
Der Phosphatpuffer besteht aus Kaliumdihydrogenphosphat (KH2PO4) und Dinatriumhydrogenphosphat (Na2HPO4). Das Dihydrogenphosphation (H2PO4-) ist eine schwache Säure und Hydrogenphosphat (HPO4>sup>2-) die korrespondierende Base.
[Bild 36]
In der Lösung puffert das Hydrogenphosphation Säuren und das Dihydrogenphosphation Basen.
Säurepufferung: HPO42- + H3O+ -> H2PO4- + H2O
Basenpufferung: H2PO4- + OH- -> HPO42- + H2O
Ein äquimolarer Phosphatpuffer hat einen pH Wert von 7,21.
Der Ammoniakpuffer besteht aus einer wässrigen Lösung von Ammoniumchlorid (NH4Cl) und Ammoniak (NH3). Das Ammoniumion (NH4+) des Ammoniumchlorids ist eine schwache Säure. Ihre korrespondierende Base ist der Ammoniak (NH3).
[Bild 37]
In der Lösung puffert der Ammoniak Säuren und das Ammoniumion Basen
Säurepufferung: NH3 + H3O+ -> NH4+ + H2O
Basenpufferung: NH4+ + OH- -> NH3 + H2O
Ein äquimolarer Ammoniakpuffer hat einen pH Wert von 9,25.
Übungsaufgaben
In einer wässrigen Lösung wird eine H3O+ Konzentration von 10-10 mol/l festgestellt. Ist die Lösung sauer? Wie hoch ist die Konzentration an OH- Ionen in der Lösung?
Eine wässrige Lösung ist bei einer Oxoniumionen- oder Hydroxidionenkonzentration 10-7 mol/l neutral. Bei einer Oxoniumionenkonzentration von 10-10 mol/l ist der Wert an Oxoniumion viel geringer, als 10-7 mol/l. Es herrscht also ein Überschuss an Hydroxidionen. Die Lösung ist nicht sauer, sondern alkalisch. Aus der Gleichung für das Ionenprodukt von wässrigen Lösungen ergibt sich durch umstellen:
KW = c(H3O+) * c(OH-) = 10-14 mol/l
KW / c (H3O+) = c(OH-)
Die Konzentration kann bei gleicher Basis auch einfach durch berechnen der Differenz zum Exponent 14 errechnet werden.
Wenn c(H3O+)=...10 muss c(OH-)=...4 sein, um auf KW=...14 zu kommen.
0,2 mol Natriumhydroxidplätzchen werden in Wasser gelöst und auf einen Liter verdünnt. Wie groß ist die Konzentration an Oxoniumionen in der Lösung?
0,2 mol Hydroxidionen pro Liter befinden sich in der Lösung. (c(OH-)= 0,2 mol/l ) Als Potenz schreibt man diese Konzentration als 2*10-1.
Aus der Konzentration der Hydroxidionen ergibt sich durch umstellen des Ionenprodukts des Wassers die Konzentration der Oxoniumionen.
KW = c(H3O+) * c(OH-) = 10-14 mol/l
KW / c(OH-) = c (H3O+)
10-14 / (2*10-1) = 5*10-14 mol/l
Die Konzentration von Oxoniumionen in 0,2 molarer Natronlauge ist verschwindend gering.
In welchem Zahlenverhältnis stehen Hydroxidionen, Oxoniumionen und Wassermoleküle in einem Liter Wasser bei 25°C?
Ein Liter Wasser enthält 55,5 mol Wassermoleküle. Ein Mol entspricht 6*1023 Teilchen. Ein Liter Wasser enthält also 55,5*(6*1023) Teilchen, was folgender Zahl entspricht: 33300000000000000000000000 Wassermoleküle
Aus dem Ionenprodukt des Wassers ergibt sich, dass bei 25°C 10-7 mol/l Hydroxidionen oder Oxoniumionen im Wasser enthalten sind. Ein Liter Wasser enthält also 10-7 * (6*1023) Hydroxidionen oder Oxoniumionen, was folgender Zahl entspricht: 60000000000000000 Hydroxidionen oder Oxoniumionen 60000000000000000 Hydroxidionen oder Oxoniumionen sind demnach in 33300000000000000000000000 Teilchen Wasser enthalten. Teilt man diese Zahlenwerte erhält man das Verhältnis der Teilchen zueinander:
Wasserkonzentration / Ionenkonzentration
Auf ein Hydroxidion oder Oxoniumion kommen in einem Liter Wasser 555000000 (555 Millionen) Wasserteilchen.
Berechne die molare Konzentration von einem Liter Wasser. Ein mol Wasser wiegt ca. 18 Gramm. Ein Liter Wasser wiegt 1000 Gramm. 1000 Gramm Wasser enthalten demnach 1000/18 mol (55,5 mol). Ein Liter Wasser enthält 55,5 mol/l. Wie hoch ist der pH-Wert einer:
a) 0,5mol HCl-Lösung b) 0,193mol NaOH-Lösung c) 0,4mol H2SO4-Lösung d) 0,02mol KOH-Lösung e) 0,55mol CH3COOH f) 0,0815 mol Ammoniaklösung g) 0,0115 mol HCL Lösung h) 0,25 mol Ameisensäurelösung i) 0,1 mol Essigsäurelösung j) 0,1 mol Salzsäurelösung k) 0,1 mol HBrO3 (Ks = 1) Lösung l) 0,2 mol H2PO4-
m) 0,1 mol Schwefelsäure n)0,2 mol HPO42- o)20 mol HCl-Lösung
a) pH= 0,3 b) pH=13,28 c) (vereinfacht) pH=0,09 d) pH=12,3 e) (schwache Säure!) pH= 2,6 f) pH=12,9 g) pH=1,94 h) pH=2,18
Wie hoch sind die pOH Werte der Aufgaben a-h?
a) pOH = 13,7 b) pOH=0,72 c) pOH=13,91 d) pOH=1,7 e) pOH=11,4 f) pOH=1,1 g) pOH=12,06 h) pOH=11,82
Wie hoch ist der pH Wert von 0,1 molarer:
a) Hydrogensulfatlösung b) Phosphorsäure c) Fluorwasserstoff d) Methansäure
Welche pKs Wert hat HBrO3, wenn sie einen Ks Wert von 1 hat?
Der pKs Wert von HBrO3 ist 0
pKs = 0 = Ks = 100 = 1
Durch Einleiten von Chlorwasserstoff in Wasser wird die Oxoniumionenkonzentration der Lösung auf 2,5* 10-4 erhöht. Welchem pH Wert entspricht das?
pH = -log c(H3O+) = 3,6
Wie hoch ist die Oxoniumionenkonzentration bei einem pH Wert von 12,3?
c(H3O+) = 5,01*10-13
Warum geht der pH Wert von 0-14?
Der pH Wert ist der negative dekadische Logarithmus des Ionenprodukts des Wassers. Das Ionenprodukt des Wassers ergibt sich aus dem Massenwirkungsgesetz für Oxoniumionen und Hydroxidionen. Der Wert des Ionenprodukts liegt zwischen den Werten 10-14 und 100. Logarithmiert man negativ erhält man die pH Werte von 0-14
Was ist der Ks Wert?
Der Ks Wert ist die Säurenkonstante. Sie leitet sich aus dem Massenwirkungsgesetz für eine Säure und ihre korrespondierende Base ab. Der Wert der Säurenkonstante gibt an, wie stark eine Säure protolysiert.
Was ist der Unterschied zwischen dem pKs Wert und dem pH Wert?
Der pKs Wert ist der negativ dekadische Logarithmus der Säurekonstante. Der pH Wert ist der negativ dekadische Logarithmus des Ionenprodukts des Wassers. Der pH Wert gibt die Ionenkonzentration von Oxoniumionen in wässriger Lösung an. Der pKs Wert gibt die Protolysestärke einer Säure an.
Was ist der Unterschied zwischen dem Ks und Kw Wert?
Der Ks Wert gibt die Protolysestärke einer Säure als Quotient der Ausgangssäure c(HA) und der Endprodukte c(H3O+)*c(A-) an. Der KW Wert ist das Produkt der Ionenkonzentrationen an Oxoniumionen und Hydroxidionen in Wasser.
Wie lautet die allgemeine Gleichung für die Säurekonstante Ks?
[Bild 38]
Wie lautet die allgemeine Gleichung für die Basenkonstante KB?
[Bild 39]
Ist H2O eine Säure oder eine Base?
Wasser ist ein Ampholyt. Wasser ist ebenso Säure, wie auch Base. Wasser kann Protonen aufnehmen oder abgeben. Die protonierte Form des Wassers nennt man Oxoniumion (H3O+), die deprotonierte Form des Wassers nennt man Hydroxidion (OH-)
Warum kann man den pH Wert auch für wässrige Lösungen verwenden?
Der pH Wert ergibt sich aus dem Ionenprodukt des Wassers und gibt die Oxoniumionenkonzentration an. Das Ionenprodukt ist eine Konstante, d.h. aus verschiedenen Verhältnissen ergeben sich immer die gleichen Werte.
Warum werden die KW, KS und KB Werte logarithmiert?
Die Konstanten KW, Ks und KB ergeben zumeist Potenzen. Zur einfacheren Darstellung der Werte verwendet man den negativ dekadischen Logarithmus.
Welche pKs Werte haben:
a) starke Säuren b) mittelstarke Säuren c) schwache Säuren
a) pKs<1,5 b) 1,5>pKs<4,7 c) pKs>4,7
Was ist ein Puffer?
Ein Puffer ist eine Lösung einer schwachen Säure mit ihrer korrespondierenden Base. Puffer halten den pH Wert der Lösung auch bei Säuren- oder Laugenzugabe relativ konstant.
Erläutere die allgemeine Herstellung eines Puffers mit dem pH Wert 7.
Man verwendet eine schwache Säure und ihre korrespondierende Base. Das Säure/Base Paar sollte nach der Henderson/Hasselbalch Gleichung einen pH Wert haben, der sich schon in der Nähe des gewünschten pH Wertes befindet, da Puffer nur um ca. 1 pH Wert um ihren Basiswert angepasst werden können. Es eignet sich für den pH Wert 7 der Phosphatpuffer, der bei gleicher Konzentration von Dihydrogenphosphationen und Hydrogenphosphationen einen pH Wert von 7,21 hat. Möchte man den pH Wert genau auf 7 einstellen betrachtet man zuerst die Henderson/Hasselbalch Gleichung.
[Bild 40]
Gegebene Wert sind hier der gesuchte pH Wert von 7 und der pKs Wert der Säure des Puffers mit 7,21. Der hintere Term der Gleichung muss 0,21 ergeben um auf einen pH Wert von 7 zu kommen. Man delogarithmiert den Wert 0,21, um den Faktor aus den Klammern zu erhalten. 1,62 ist damit die benötigte Konzentration der Dihydrogenphosphationen und 1 die benötigte Konzentration der Hydrogenphosphationen. Die Ionen müssen im Verhältnis 1,62 zu 1 gemischt werden, um einen Puffer mit dem pH Wert 7 zu ergeben.
[Bild 41]
Eine Pufferlösung, aus einem Mol Natriumacetat und einem Mol Essigsäure hat einen pKs = pH Wert von 4,75. Welchen Wert hat die Pufferlösung nach Zugabe von:
a) 0,01mol/l HCl b) 0,1 mol/l HCl c)0,01 mol/l NaOH d)0,1 mol/l KOH
Die Säuren/Laugenzugabe erhöht oder senkt den pH Wert des Puffers. Nach Zugabe der Säure/Lauge muss die veränderte Konzentration an Essigsäuremolekülen und Acetationen in der Lösung errechnet werden. Bei Säurezugabe erhöht sich die Essigsäurekonzentration in dem Maße, in dem die Acetationenkonzentration sinkt. Bei Basen erfolgt dies anders herum. Da Salzsäure und Natronlauge starke Säuren und Laugen sind kann ihre Konzentration mit der Konzentration an Oxoniumionen bzw. Hydroxidionen, die hinzugefügt werden gleich gesetzt werden. Die neuen Essigsäure/Acetationen Konzentrationen können mit der Henderson-Hasselbalch Gleichung in einen pH Wert umgewandelt werden.
[Bild 42]
a) pH=4,74 b) pH= 4,66 c) pH = 4,758 d) pH = 4,84
Welche Konzentrationen werden benötigt, um einen Ammoniak/Ammoniumchlorid -Puffer mit pH 9,50 herzustellen?
[Bild 43]
Gegebene Werte in der Henderson/Hasselbalch Gleichung sind der pH Wert (9,50) und der pKs Wert der schwachen Säure des Puffers (pKs Ammoniumion = 9,25). Um einen pH Wert von 9,5 einzustellen muss der hintere Term der Gleichung den negativen Wert -0,25 ergeben. Dazu delogarithmiert man die Zahl -0,25 und erhält den Wert 0,56 für die Konzentration der Säure. Die Konzentration der Base beträgt 1. Sie müssen also im Verhältnis 0,56 zu 1 gemischt werden, um einen pH wert von 9,50 zu ergeben.
[Bild 44]
Welchen pH Wert hat eine Pufferlösung in der 1 mol NH3 und 2 mol NH4Cl gelöst sind? Welchen pH Wert haben die Lösungen der einzelnen Stoffe?
[Bild 45]
Die Konzentration c(HA) ist in dieser Aufgabe 2 mol/l. Die Konzentration c(A-) ist 1 mol/l. der pKs Wert der schwachen Säure des Puffers (NH4+) beträgt 9,25. Eingesetzt in die Henderson/Hasselbalch Gleichung ergibt sich ein pH Wert von 8,9.
In welchem Verhältnis müssen Natriumacetat und Essigsäure gemischt werden, um einen Puffer mit einem pH Wert von 4,0 zu erstellen?
[Bild 46]
Gegebene Werte sind hier der gesuchte pH Wert von 4,0 und der pKs Wert der schwachen Essigsäure von 4,75. Um einen pH Wert von 4,0 aus der Henderson/Hasselbalch Gleichung zu erhalten muss der hintere Term der Gleichung 0,75 ergeben. Man delogarithmiert den Wert 0,75 und erhält die Konzentration an Essigsäure mit 5,62. 5,62 Anteile Essigsäure müssen mit einem Anteil Acetationen gemischt werden, um einen Essigsäureacetatpuffer mit einem pH Wert von 4 zu erhalten.
[Bild 47]
In welchem Verhältnis mischt man die Ausgangsstoffe für einen Phosphatpuffer, um den Puffer auf einen pH Wert von genau 7 einzustellen?
[Bild 48]
Gegebene Wert sind hier der gesuchte pH Wert von 7 und der pKs Wert der Säure des Puffers mit 7,21. Der hintere Term der Gleichung muss 0,21 ergeben um auf einen pH Wert von 7 zu kommen. Man delogarithmiert den Wert 0,21, um den Faktor aus den Klammern zu erhalten. 1,62 ist damit die benötigte Konzentration der Dihydrogenphosphationen und 1 die benötigte Konzentration der Hydrogenphosphationen. Die Ionen müssen im Verhältnis 1,62 zu 1 gemischt werden, um einen Puffer mit dem pH Wert 7 zu ergeben.
[Bild 49]
In welche Richtung verlaufen folgende Protolysereaktionen?
a) HSO4- + CO32- b) HCOOH + NO2- c) HCO3- + ClO- d) HF + CN- e) CO32- + NH4+ f) HSO4- + SO32-
Säuren und Basen konkurrieren in Lösung um Protonen. Die stärkere Base nimmt das Proton eher auf.
a) -> b) <- c) <- d) -> e) <- f)->
