Berechnung des pH-Wertes von Säuren und Basen: Unterschied zwischen den Versionen
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'''I Protolyseschema) '''<br />Beispiel: Salzsäure<br /> | '''I Protolyseschema) '''<br />Beispiel: Salzsäure<br /> | ||
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'''II Fallunterscheidung) ''' <br />Salzsäure hat einen pK<sub>s</sub>-Wert von -3 und ist somit eine starke Säure. Bei starken Säuren wird angenommen, dass sie vollständig protonisieren: | '''II Fallunterscheidung) ''' <br />Salzsäure hat einen pK<sub>s</sub>-Wert von -3 und ist somit eine starke Säure. Bei starken Säuren wird angenommen, dass sie vollständig protonisieren: | ||
| − | c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) = c<sub>0</sub>(HA) | + | c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) = c<sub>0</sub>(HA)<br /> |
| − | + | im Beispiel also: c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) = c<sub>0</sub>(HCl)<br /> | |
| − | '''III Anwendung des Massenwirkungsgesetzes) ''' <br />K<sub>s</sub> = c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) * c(A<sup>-</sup>) / c<sub>0</sub>(HA) <br /> = c<sup>2</sup>(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) / c<sub>0</sub>(HCl) | + | <br /> |
| + | '''III Anwendung des Massenwirkungsgesetzes) ''' <br />K<sub>s</sub> = c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) * c(A<sup>-</sup>) / c<sub>0</sub>(HA) <br /> = c<sup>2</sup>(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) / c<sub>0</sub>(HCl)<br /> | ||
Daraus folgt: c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) = √[K<sub>s</sub> * c<sub>0</sub>(HCl)] | Daraus folgt: c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) = √[K<sub>s</sub> * c<sub>0</sub>(HCl)] | ||
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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>) } | ||
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| + | '''Analog zum Säure-Schema berechnet man auch den pH-Wert einer starken Base. c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> muss dann nur durch c(OH<sup>-</sup>) ersetzt werden!''' | ||
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| + | === Berechnung bei schwachen Säuren / Basen === | ||
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| + | '''I Protolyseschema) '''<br />Beispiel: Ammoniumchloridlösung<br /> | ||
| + | NH<sub>4</sub><sup>+</sup> + H<sub>2</sub>O <-> H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + NH<sub>3</sub> | ||
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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: | ||
| + | c(HA) = c<sub>0</sub>(HA)<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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| + | '''III Anwendung des Masenwirkungsgesetzes) ''' <br />K<sub>s</sub> = c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) * c(A<sup>-</sup>) / c<sub>0</sub>(HA) <br /> = c<sup>2</sup>(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) / c<sub>0</sub>(NH<sub>4</sub><sup>+</sup>)<br /> | ||
| + | Daraus folgt: c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) = √[K<sub>s</sub> * c<sub>0</sub>(NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) ] | ||
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| + | '''IV Definition des pH-Wertes heranziehen) '''<br /> | ||
| + | pH = -lg { c(H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) } | ||
Version vom 7. April 2010, 12:12 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 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) |
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)
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+) }
