6.5 Berechnung des pH-Wertes von Säuren und Basen (Seite 138 - 141)

a. Starke Säuren pKS = 0

Vollständige Protolyse der Säure HA:

  HA  

  +  

  H2O  

  →  

  H3O+  

  +  

  A  

Start  

c0

  55,4 M  

0*

0

Ende  

0

55,4 M

c(H3O+) = c0

c(A) = c0

* Eigentlich 10−7 M H3O+,
   für Säurekonzentration ≥ 10−4 M wird die Autoprotolyse des Wassers vernachlässigt
 

Sehr starke Säuren protolysieren in verdünnter wässeriger Lösung vollständig.
pKS ≤ 0: starke Säure; pH = −log(c(H3O+)) = −log(c0)

b. Schwache Säuren 0 < pKS < 14
























0 < pKS < 14: schwache Säure; pH = 

 1 

 2 

 pKS − 

 1 

 2 

 log(c0)

c. Starke Basen pKB = 0
Vollständige Protolyse der Base B:

  B  

  +  

  H2O  

  →  

  BH+  

  +  

  OH  

Start  

c0

  55,4 M  

0

0*

Ende  

0

55,4 M

c(BH+) = c0

c(OH) = c0

* Eigentlich 10−7 M OH,
   für Basekonzentration ≥ 10−4 M wird die Autoprotolyse des Wassers vernachlässigt


Sehr starke Basen sind in verdünnter wässeriger Lösung vollständig protoniert.
pKB ≤ 0: starke Base; pOH = −log(c(OH)) = −log(c0); pH = 14 − pOH = 14 + log(c0)

d. Schwache Basen 0 < pKB < 14






















0 < pKB < 14: schwache Base; pOH =

 1 

 2 

pKB

 1 

 2 

log(c0); pH = 14 −

 1 

 2 

pKB +

 1 

 2 

log(c0);

e. Sehr schwache Säuren und sehr schwache Basen
Teilchen welches nur einen pKS = 14 besitzt: sehr schwache Säure
Teilchen welches nur einen pKB = 14 besitzt: sehr schwache Base
In beiden Fällen wird der pH-Wert nicht beeinflusst!
Achtung:
HSO4 besitzt zwar einen pKB =14 und ist somit eine sehr schwache Base,
HSO4 besitzt aber auch einen pKS-Wert = 1,92 und hat somit sehr wohl einen Einfluss auf den pH-Wert:
die Lösung ist sauer.
NH3 besitzt zwar einen pKS = 14 und ist somit eine sehr schwache Säure,
NH3 besitzt aber auch einen pKB-Wert = 4,75 und hat somit sehr wohl einen Einfluss auf den pH-Wert:
die Lösung ist alkalisch.

f. Salze
· Kation als Säure, Anion als sehr schwache Base
Beispiele:
- Ammoniumchlorid (c = 0,025 mol/L)

  NH4Cl(s)  

    

NH4+(aq)

  +  

Cl(aq)

c0

0

0

0

c0

c0

schwache Säure
pKS = 9,25

sehr schwache Base
pKB = 14

Durch das Auflösen von Ammoniumchlorid in Wasser wird die schwache Säure NH4+ freigesetzt, welche dann eine unvollständige Protolyse eingeht:

  NH4+  

  +  

  H2O  

  ⇌  

  H3O+  

  +  

  NH3  

    pKS = 9,25

  pH =

 1 

 2 

pKS

 1 

 2 

log(c0)  = 

 1 

 2 

·9,25 −

 1 

 2 

·log(0,025) = 5,4

- Metall-Ionen
Fe3+(aq) aus den Salzen Fe(NO3)3, FeCl3 ...
Al3+(aq) aus den Salzen Al(NO3)3, AlCl3 ...
Diese Ionen sind hydratisiert (von Wassermolekülen umgeben) so dass Komplexe entstehen:

              

Für M = Fe: [Fe(H2O)6]3+ und für M = Al: [Al(H2O)6]3+
Das stark positiv geladene Metall-Ion (große Ladungsdichte) polarisiert die O-H Bindungen der Wassermoleküle des Komplexes so stark, dass es zur Abspaltung eines Protons kommen kann:
[Fe(H2O)6]3+ + H2O ⇌ H3O+ + [Fe(OH)(H2O)5]2+
Für die Ionen der Alkalimetalle Li+, Na+, K+ und der Erdalkalimetalle Mg2+, Ca2+, Ba2+ ist die kleinere Ladung in einem zu großen Volumen verteilt (geringe Ladungsdichte) um die O-H Bindung eines Wassermoleküls des Komplexes stark genug zu polarisieren, es handelt sich um sehr schwache Säuren, sie haben keinen Einfluß auf den pH-Wert, da es nicht zur Abspaltung eines Protons kommt.

· Anion als Base, Kation als sehr schwache Säure
Beispiele:
- Natriumacetat (c = 0,01 mol/L)

  CH3COONa(s)  

CH3COO(aq)

  +  

Na+(aq)

c0

0

0

0

c0

c0

schwache Base
pKB = 9,25

sehr schwache Säure
pKS = 14

Durch das Auflösen von Natriumacetat in Wasser wird die schwache Base CH3COO freigesetzt, welche dann eine unvollständige Protolyse eingeht:

  CH3COO  

  +  

  H2O  

  ⇌  

  OH  

  +  

  CH3COOH  

    pKB = 9,25


  ⇒ pH = 14 −

 1 

 2 

pKB +

 1 

 2 

log(c0) = 14 −

 1 

 2 

·9,25 +

 1 

 2 

·log(0,01) = 8,4
- Natriumoxid (c = 0,005 mol/L)

  Na2O(s)  

    

2 Na+(aq)

  +  

O2-(aq)

c0

0

0

0

2 c0

c0

sehr schwache Säure
pKS = 14

sehr starke Base
pKB = 0

Durch das Auflösen von Natriumoxid in Wasser wird die sehr starke Base O2- freigesetzt, welche dann eine vollständige Protolyse eingeht:

  O2-  

  +  

  H2O  

  →  

  2 OH  

  c0  

  55,4 M  

0

  0  

  55,4 M  

  2 c0  

  ⇒ pOH = −log(c(OH)) = −log(2 · c0)
  ⇒ pH = 14 − pOH = 14 + log(2 · c0) = 14 + log(2 · 0,005) = 12

- Cl, Br, I, NO3, ClO4 sehr schwache Basen, keinen Einfluß auf den pH-Wert

· Kation und Anion gleichwertig
Beispiele:
- Kochsalz

  NaCl(s)  

    

Na+(aq)

  +  

Cl(aq)

sehr schwache Säure

sehr schwache Base

- Ammoniumacetat

  NH4CH3COO(s)  

    

NH4+(aq)

  +  

CH3COO(aq)

pKS = 9,25: schwache Säure

pKB = 9,25: schwache Base

pKS = pKB, falls durch die Protolyse des Ammonium-Ions x Oxonium-Ionen freigesetzt werden, so werden auch x Hydroxid-Ionen durch die Protolyse des Acetat-Ions freigesetzt: die Lösung bleibt neutral.

· Ampholyte

Beispiel:
Natriumhydrogencarbonat

  NaHCO3(s)  

    

Na+(aq)

  +  

HCO3(aq)

pKS = 14: sehr schwache Säure

pKS = 10,40; pKB = 7,48

pKB < pKS: HCO3 verhält sich als Base

  HCO3  

  +  

  H2O  

  ⇌  

  OH  

  +  

  H2CO3  

Beim Lösen eines Salzes kann eine saure, neutrale oder alkalische Lösung entstehen. Entscheidend für die pH-Werte der Salzlösungen sind die Säure-Base-Raktionen der Kationen und Anionen mit den Wassermolekülen.

Aufgaben                 
1. Berechnen Sie die pH-Werte von:
a. Salzsäure 0,001 M





b. Kalilauge 0,01 M





c. Kalkwasser 0,0005 M





d. Essigsäure 0,1 M





e. Ammoniaklösung 0,1 M






2. Erklären Sie die folgenden Sachverhalte durch Anwendung der Brönsted-Säure-Base-Theorie:     
a. Eine Ammoniumchloridlösung ist sauer








b. Eine Kaliumnitratlösung ist neutral








c. Eine Natriumsulfidlösung ist alkalisch








d. Eine Natriumsulfatlösung ist fast neutral (sehr leicht alkalisch)








e. Eine Natriumhydrogencarbonatlösung ist alkalisch








3. Warum ist eine Phosphorsäure stärker sauer als eine Kaliumdihydrogenphosphatlösung gleicher Ausgangskonzentration?   















4. Erklären Sie den folgenden Sachverhalt durch Anwendung der Brönsted-Säure-Base-Theorie:     
Eine Kaliumdihydrogenphosphatlösung ist sauer während eine Kaliumhydrogenphosphatlösung alkalisch ist.

















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