pH-Wert Berechnung mithilfe von Konzentrationen

pH-Wert Berechnung mithilfe von Konzentrationen Übung

• Beschreibe die Stärke von Säuren.

  Tipps

  Was bezeichnet der $pK_{S}$-Wert?

  Lösung

  Starke Säuren wie Salzsäure oder Salpetersäure dissoziieren vollständig in wässriger Lösung. Daher wird zur pH-Berechnung nur die Konzentration der Säure verwendet. Diese kann der Konzentration an Wasserstoff-Ionen gleichgesetzt werden.

  Bei Essigsäure handelt es sich um eine schwache (organische) Säure. In einer wässrigen Lösung dissoziiert Essigsäure nur unvollständig, das bedeutet, die Konzentration an Wasserstoff-Ionen kann nicht mit der Säurekonzentration gleichgesetzt werden. Der Grad der Dissoziation kann jedoch mit Hilfe der Säurestärke $(pK_{S}-Wert)$ in die pH-Berechnung mit eingebunden werden.

• Bestimme die Formeln zur Berechnung des pH-Wertes.

  Tipps

  Die Abkürzung lg bezeichnet den dekadischen Logarithmus, auch l$og_{10}$.

  Lösung

  Der pH-Wert wird durch den negativen dekadischen Logarithmus $(-lg)$ von der Konzentration der Wasserstoff-Ionen bzw. Protonen $(c_{H^+})$ berechnet. Ist jedoch der pOH-Wert bekannt, so kann der pH-Wert über den Zusammenhang pH + pOH = 14, berechnet werden.

• Berechne den pH-Wert der starken Säuren und Basen.

  Tipps

  Beachte den Zusammenhang zwischen pH und pOH-Wert.

  Bei Schwefelsäure handelt es sich um eine mehrprotonige Säure.

  Es gibt drei Säuren und eine Base bei den Beispielen.

  Lösung

  Starke Säuren dissoziieren in wässriger Lösung vollständig. Die Konzentration der Protonen in Lösung ist also genauso groß, wie die Konzentration der eingesetzten Säure. Um den pH-Wert einer starken Säure zu berechnen, muss daher nur der negative dekadische Logarithmus der Konzentration der Säure errechnet werden.

  Bei Schwefelsäure handelt es sich um eine mehrbasige Säure, wodurch sich die einzusetzende Konzentration an Wasserstoff-Ionen zu $0.05 \frac{mol}{l}$ verdoppelt.

  Im Fall einer starken Base kann über eine analoge Formel der pOH-Wert aus der Basenkonzentration von $0.5 \frac{mol}{l}$ berechnet werden. Um den pH-Wert zu berechnen, muss dann nur noch der Zusammenhang: pH + pOH = 14 verwendet werden.

• Berechne den pH-Wert der schwachen Säure und Base.

  Tipps

  Der $pK_{B}$-Wert von Ammoniak beträgt 4,76.

  Berechne zuerst den pOH-Wert und benutze den Zusammenhang mit dem pH-Wert.

  Lösung

  Schwache Säuren bzw. Basen dissoziieren nicht vollständig. Zur Berechnung des pH-Wertes muss daher die Säure- bzw. Basenstärke miteinbezogen werden. Bei einer schwachen Säure gehen in die Berechnung des pH-Wertes also die Konzentration der Säure und der $pK_{S}$-Wert (Maß der Säurestärke) ein. (siehe Formel)

  Um den pH-Wert einer schwachen Base zu berechnen, wird als Erstes der pOH-Wert analog zum pH-Wert aus der genannten Formel errechnet. Hierbei kann die Basenstärke aus der Säurenstärke über $pK_{S} + pK_{B} = 14 $ errechnet werden. Damit hast du den pOH-Wert ermittelt. Der pH-Wert kann dann über den Zusammenhang $14 = pOH + pH$ errechnet werden.

• Erkläre Säuren und Basen richtig.

  Tipps

  Schwefelsäure ist ein Beispiel für eine mehrbasige Säure.

  Lösung

  Säuren wie Salzsäure $(HCl)$, Schwefelsäure $(H_{2}SO_{4})$ oder Salpetersäure $(HNO_{3})$ dissoziieren in wässriger Lösung vollständig in Säurerest-Ionen und Wasserstoffionen (Protonen). Schwefelsäure kann sogar mehrere Protonen abgeben und zählt daher zu den mehrbasigen Säuren.

  Säuren wie Essigsäure oder Zitronensäure dissoziieren nur unvollständig und zählen zu den schwachen Säuren.

  Basen hingegen dissoziieren in sogenannte Hydroxid-Ionen $(OH^-)$. Zu dieser Gruppe zählen Verbindungen wie Natrium- oder Kaliumhydroxid (starke Basen) bzw. Ammoniak (schwache Base). Starke Basen dissoziieren dabei wieder vollständig in Wasser und schwache Basen nur unvollständig.

• Bewerte die Aussagen zur pH-Berechnung eines Säuregemisches.

  Tipps

  Wie verhalten sich die Säuren bezüglich ihrem Maß an Dissoziation?

  Lösung

  Bei einem Säuregemisch muss die schwächere Komponente, in diesem Fall die 40 ml Essigsäure, als Verdünnung der starken Säurekomponente (Salzsäure) verstanden werden. Der Grund liegt im Dissoziationsgrad der Säuren. Eine schwache Säure wie Essigsäure dissoziiert kaum. Salzsäure ist eine starke Säure und dissoziiert nahezu vollständig. Folglich vertreibt die starke Säure die schwache Säure aus ihrem Salz, d.h., sie protoniert die Säurerest-Ionen der Essigsäure (Acetat-Ionen). Daher können die 40 ml Essigsäure analog zu einer Verdünnung mit Wasser betrachtet werden.