4 Autoprotolyse des Wassers und pH-Wert

4.1 Das Ionenprodukt des Wassers

Reines Wasser leitet geringfügig den elektrischen Strom. In reinem Wasser müssen Ionen vorhanden sein. Diese Ionen entstehen bei der Autoprotolyse des Wassers.

Wasser reagiert als Ampholyt sowohl als Säure als auch als Base (Autoprotolyse). Dabei entstehen Oxonium- und Hydroxid-Ionen.
H2O + H2O ⥃ OH− + H3O+
S1 B2 B1 S2
Das Gleichgewicht liegt sehr stark auf Seite des Wassers.

Die Gleichgewichtskonstante K entspricht im Gleichgewicht
K =

 c(OH−) · c(H3O+) 

 c2(H2O) 
Von der Konzentration des Lösungsmittels Wasser wird angenommen, dass sie konstant ist. So kann eine neue Konstante, das Ionenprodukt des Wassers definiert werden.
KW = K · c2(H2O) = c(OH−) · c(H3O+)

Das Ionenprodukt des Wassers ist das Produkt der Konzentrationen der Oxonium-Ionen und der Hydroxid-Ionen im Gleichgewicht und die Gleichgewichtskonstante Für die Autoprotolyse in wässrigen Lösungen gilt KW = c(OH−) · c(H3O+) = 10-14 mol2 . L-2      bei 25 °C


Aufgaben
1. KW hängt ausschließlich von der Temperatur ab und beträgt bei θ = 25 °C für alle wässrigen Lösungen 10-14 mol2 . L-2. Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentrationen der Oxonium- und der Hydroxid-Ionen in reinem Wasser.





2. Die Oxonium-Ionen und Hydroxid-Ionen-Konzentrationen sind voneinander abhängig. Ausgehend vom Ionenprodukt des Wassers berechnen Sie die Stoffmengenkonzentrationen der Oxonium- und der Hydroxid-Ionen. Zeigen Sie welcher Zusammnenhang besteht zwischen den Stoffmengenkonzentrationen der Oxonium- und Hydroxid-Ionen in wässrigen Lösungen besteht.





3. Formulieren Sie die Autoprotolyse von Schwefelsäure und berechnen Sie die Konzentration von Hydrogensulfat in reiner Schwefelsäure. Das Ionenprodukt der Schwefelsäure beträgt 10-4 mol2 · L-2. 

4.2 pH, pOH und pKW-Werte

Der pH-Wert entspricht dem negativen dekadischen Logarithmus des Zahlenwertes der Oxonium-Ionenkonzentration. Er ist sowohl ein Maß für die Konzentration der Oxonium-Ionen als auch für den sauren oder basischen Charakter einer wässrigen Lösung.

pH = -log(

 c(H3O+) 

 mol . L-1 
)          c(H3O+) = 10-pH mol . L-1

Auf die gleiche Weise sind pOH-Wert und der pKW-Wert definiert.
pOH = -log(

 c(OH−) 

 mol . L-1 
)
         c(OH−) = 10-pOH mol . L-1

pKW = -log(

 KW  

 mol2 . L-2 
)
         KW = 10-pKw mol2 . L-2

pH und pOH sind veränderlich. In der Summe ergeben Sie aufgrund des Autoprotolysegleichgewichts des Wassers bei einer Temperatur von θ = 25°C für alle wässrigen Lösungen 14.
pKW = pH + pOH = 14


Aufgaben
1. Ausgehend vom Ionenprodukt des Wassers, zeigen Sie welche Beziehung zwischen pH und pOH besteht.






2. Der pH von Blut beträgt beim gesunden Menschen 7,4. Berechnen Sie die Konzentrationen der Oxonium- und Hydroxid-Ionen. 






4.3 pH-Skala für wässrige Lösungen

Neutrale, saure und basische Lösungen
Neutral c(OH−) = c(H3O+)
c(H3O+) = 10-7 pH = 7
c(OH−) = 10-7 pOH = 7
Sauer c(OH−) < c(H3O+)
c(H3O+) > 10-7 pH < 7
c(OH−) < 10-7 pOH > 7
Basisch c(OH−) > c(H3O+)
c(H3O+) < 10-7 pH > 7
c(OH−) > 10-7 pOH < 7


pH-Skala
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0
pKW 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14 14

 c(H3O+) 

mol·L-1
1 0,1 0,01 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14

 c(OH−) 

mol·L-1
10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 0,01 0,1 1

 KW 

mol2·L-2
10-14 10-14 10-14 10-14 10-14 10-14 10-14 10-14 10-14 10-14 10-14 10-14 10-14 10-14 10-14
Lösung ⇚ zunehmend sauer ⇚ neutral ⇛ zunehmend basisch ⇛

Aufgaben
1. Vervollständigen Sie folgende Tabelle mit Werten oder Bereichen für die entsprechenden Größen und geben Sie an ob die Lösungen neutral, sauer oder basisch sind. 
pH pOH c(H3O+) c(OH-) Lösung
12,5



12,5


0,0045 mol/L
−0,2



< 5,5


basisch


0,012 mol/L
14,2



neutral


10−9,5 mol/L


































2. Berechnen Sie den pH-Wert von reinem Wasser bei 10°C und bei 80°C. (pKW(10 °C) = 14,53; KW(80 °C) = 2,5 · 10-13 mol2 · L-2)     


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