Berechnung des pH-Wertes von Säuren und Basen: Unterschied zwischen den Versionen
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Jede Base besitzt analog dazu einen pK<sub>b</sub>-Wert, der die Fähigkeit zur deprotonisierung angibt. | Jede Base besitzt analog dazu einen pK<sub>b</sub>-Wert, der die Fähigkeit zur deprotonisierung angibt. | ||
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| + | # III) Man berechnet c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes | ||
| + | # IV) Man zieht die Definition des pH-Wertes heran und berechnet diesen<br /> | ||
| + | Bei Mittelstarken Säuren/Basen gibt es zusätzlich noch einen Teilschritt mehr! | ||
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'''II Fallunterscheidung) ''' <br />Ammoniumchloridlösung hat einen pK<sub>s</sub>-Wert von 9.24 und ist somit eine schwache Säure. Bei schwachen Säuren wird angenommen, dass sie fast überhaupt nicht protonisieren: | '''II Fallunterscheidung) ''' <br />Ammoniumchloridlösung hat einen pK<sub>s</sub>-Wert von 9.24 und ist somit eine schwache Säure. Bei schwachen Säuren wird angenommen, dass sie fast überhaupt nicht protonisieren: | ||
| − | c(HA) = c<sub>0</sub>(HA)<br /> | + | c(HA) = c<sub>0</sub>(HA)<br />st |
im Beispiel also: c(NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) = c<sub>0</sub>(NH<sub>4</sub><sup>+</sup>)<br /> | im Beispiel also: c(NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) = c<sub>0</sub>(NH<sub>4</sub><sup>+</sup>)<br /> | ||
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'''IV Definition des pH-Wertes heranziehen) '''<br /> | '''IV Definition des pH-Wertes heranziehen) '''<br /> | ||
pH = -lg { c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) } | pH = -lg { c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) } | ||
| + | <br />'''Analog zu diesem Schema für eine Säure berechnet man den pH-Wert einer schwachen Base!<br /><br /> | ||
| + | === Berechnung bei mitelstarken Säuren / Basen === | ||
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| + | '''I Protolyseschema) '''<br />Beispiel: Ameisensäure<br /> | ||
| + | HCOOH + H<sub>2</sub>O <-> H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + HCOO<sup>-</sup> | ||
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| + | '''II Fallunterscheidung) '''<br />Ameisensäure hat einen pK<sub>s</sub>-Wert von 3.77 und ist eine mittelstarke Säure. Für mittelstarke Säuren (Basen) kann keine Vereinfachung angewandt werden! | ||
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| + | '''III Überlegungen zu den Anfangskonzentrationen und den Konzentrationen im Gleichgewicht) '''<br /> | ||
| + | c<sub>0</sub>: Anfangskonzentration der Ameisensäure<br /> | ||
| + | c: Konzentration der Oxoniumionen im Gleichgewicht | ||
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| + | | '''Anfangs''' || c<sub>0</sub> || 0 || 0 | ||
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| + | | '''Im Gleichgewicht''' || c<sub>0</sub>-c || c || c | ||
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| + | '''IV Anwendung des Massenwirkungsgesetzes) '''<br />K<sub>s</sub> = c² / (c<sub>0</sub> - c)<br /> | ||
| + | Durch Umformungen mit Hilfe der pQ-Formel / der Mitternachtsformel erhält man einen Wert für c und somit eine Oxoniumkonzentration im Gleichgewicht.<br /><br /> | ||
| + | '''V Definition des pH-Wertes heranziehen) '''<br />pH = -lg { c } | ||
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Version vom 10. April 2010, 10:45 Uhr
Jede Säure besitzt einen bestimmten pKs-Wert, der ihre Stärke angibt. Die Stärke einer Säure kann auch als Fähigkeit zur Protonisierung bezeichnet werden. Jede Base besitzt analog dazu einen pKb-Wert, der die Fähigkeit zur deprotonisierung angibt.
Um nun den pH-Wert einer Säure/Base (mit einer gegebenen Konzentration) zu bestimmen, teilt man diese in drei Kategorien ein:
| Starke Säuren (pKs < 1.5) | Starke Basen (pKb < 1.5) |
| Mittelstarke Säuren (1.5 < pKs < 4.75) | Mittelstarke Basen (1.5 < pKb < 4.75) |
| Schwache Säuren (pKs > 4.75) | Schwache Basen (pKb > 4.75) |
Anschließend geht man in vier Teilschritten vor:
- I) Man stellt das Protolyseschema auf (Reaktion)
- II) Man führt eine Fallunterscheidung durch (wie stark ist die Säure/Base?)
- III) Man berechnet c(H3O+ mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes
- IV) Man zieht die Definition des pH-Wertes heran und berechnet diesen
Bei Mittelstarken Säuren/Basen gibt es zusätzlich noch einen Teilschritt mehr!
Berechnung bei starken Säuren / Basen
I Protolyseschema)
Beispiel: Salzsäure
HCL + H2O <-> H3O+ + Cl -
II Fallunterscheidung)
Salzsäure hat einen pKs-Wert von -3 und ist somit eine starke Säure. Bei starken Säuren wird angenommen, dass sie vollständig protonisieren:
c(H3O+) = c0(HA)
im Beispiel also: c(H3O+) = c0(HCl)
III Anwendung des Massenwirkungsgesetzes)
Ks = c(H3O+) * c(A-) / c0(HA)
= c2(H3O+) / c0(HCl)
Daraus folgt: c(H3O+) = √[Ks * c0(HCl)]
IV Definition des pH-Wertes heranziehen)
pH = -lg { c(H3O+) }
Analog zum Säure-Schema berechnet man auch den pH-Wert einer starken Base. c(H3O+ muss dann nur durch c(OH-) ersetzt werden!
Berechnung bei schwachen Säuren / Basen
I Protolyseschema)
Beispiel: Ammoniumchloridlösung
NH4+ + H2O <-> H3O+ + NH3
II Fallunterscheidung)
Ammoniumchloridlösung hat einen pKs-Wert von 9.24 und ist somit eine schwache Säure. Bei schwachen Säuren wird angenommen, dass sie fast überhaupt nicht protonisieren:
c(HA) = c0(HA)
st
im Beispiel also: c(NH4+) = c0(NH4+)
III Anwendung des Masenwirkungsgesetzes)
Ks = c(H3O+) * c(A-) / c0(HA)
= c2(H3O+) / c0(NH4+)
Daraus folgt: c(H3O+) = √[Ks * c0(NH4+) ]
IV Definition des pH-Wertes heranziehen)
pH = -lg { c(H3O+) }
Analog zu diesem Schema für eine Säure berechnet man den pH-Wert einer schwachen Base!
Berechnung bei mitelstarken Säuren / Basen
I Protolyseschema)
Beispiel: Ameisensäure
HCOOH + H2O <-> H3O+ + HCOO-
II Fallunterscheidung)
Ameisensäure hat einen pKs-Wert von 3.77 und ist eine mittelstarke Säure. Für mittelstarke Säuren (Basen) kann keine Vereinfachung angewandt werden!
III Überlegungen zu den Anfangskonzentrationen und den Konzentrationen im Gleichgewicht)
c0: Anfangskonzentration der Ameisensäure
c: Konzentration der Oxoniumionen im Gleichgewicht
| \ | c(HCOOH) | c(H3O+ | c(HCOO-) |
| Anfangs | c0 | 0 | 0 |
| Im Gleichgewicht | c0-c | c | c |
IV Anwendung des Massenwirkungsgesetzes)
Ks = c² / (c0 - c)
Durch Umformungen mit Hilfe der pQ-Formel / der Mitternachtsformel erhält man einen Wert für c und somit eine Oxoniumkonzentration im Gleichgewicht.
V Definition des pH-Wertes heranziehen)
pH = -lg { c }
