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pH-Konzept

Der pH-Wert (Potentia hydrogenii) ist ein Maß für die Protonenkonzentration einer Lösung. Der Bezugspunkt für diesen Wert bildet das Wasser. Wasser betreibt in einem geringen Maße eine sogenannte Autoprotolyse.

Wasser ist ein Ampholyt, ein Stoff, der sowohl als Base als auch als Säure reagieren kann. Somit kann es mit sich selbst in geringen Maßen in Form einer Protolyse reagieren.

H2O + H2O <-> H3O+ + OH-

Video: pH-Konzept

pH-Wert ist ein wichtiges Mittel in der Säure-Base-Konzeption. Hier lernen Sie die Herleitung und Anwendung.

Autoprotolyse

H2O <->  H+ + OH-
Kw = [H+][OH-]

oder anders formuliert: 

KW = c(H3O+) · c(OH) = 10−14 mol2/l2

Das Ionenprodukt von Wassers bei 25ºC oder 298 K ist damit 10−14 mol2/l2

Merke

Das Gleichgewicht liegt sehr stark auf Seite des Wassers. Das Ionenprodukt dieser Reaktion beträgt bei 298 K (25ºC) etwa 10−14 mol2/l2und begründet eine zumindest geringe elektrische Leitfähigkeit von chemisch reinem Wasser.

Der Bezugspunkt bezieht sich auf die Autoprotolyse und definiert den pH-Wert 7 als neutral, d.h. die Konzentration der Protonen ist gleich der Konzentration der Hydroxidionen.

pH > 7 bis 14 -> basischer, alkalischer Zustand, mehr Protonen als Hydroxidionen

pH < 7  -> saurer Zustand, mehr Hydroxidionen als Protonen

image
Alkalischer pH-Wert der Seife mit Universalindikatorpapier nachgewiesen.


Der pH-Wert ist allgemein definiert als der negative dekadische Logarithmus der Protonenkonzentration, eine dimensionslose Zahl für die Wasserstoffaktivität:

Methode

pH = - log(c(H+/H3O+))

Je größer die Protonenkonzentration, desto kleiner der pH-Wert, je geringer die Protonenkonzentration, desto größer der pH-Wert.

Entsprechend dem pH-Wert gibt es ein pOH-Wert als negativer dekadischer Logarithmus der OH-Konzentration.

Zusammen: pH + pOH = 14 = -log (Ionenprpdukt des Wassers)

image
pH-Wert eines sauren Apfels

Berechnung des pH-Wertes:

starke Säuren:    starke Basen:  
pH = -log (c(HA))

14 - pOH = pH

14 -(-log(c(B))) = pH

        schwache Säuren:        schwache Basen:
pH = 1/2 (pKS-log(c(HA)) 14 - (1/2 pKB-log(C(B))) = pH

Beispielwerte

Stoff

Werte

Salzsäure

pKS = -6, sehr starke Säure, pH = 1

Essigsäure

pKS = 4,75, schwache Säure

Salpetersäure

pKS = -1,32 , sehr starke Säure

Schwefelsäure

pKS = 2, starke Säure

Fluorsäure

pKS = 3,14  Starke Säure

Ammoniak

pKB = 4,24,  Säure: Ammonium, pKS = 9,25, starke Base

Natronlauge

pH = 14, sehr starke Base

Merke

  • pH < 7 als saure wässrige Lösung, hier ist cH3O+ > cOH
  • pH = 7 als neutrale wässrige Lösung, hier ist cH3O+ = cOH; auch eine Eigenschaft von reinem Wasser
  • pH > 7 als basische (alkalische) wässrige Lösung, hier ist cH3O+ < cOH

mehrprotonige Säuren

Zu den Säuren ist darüber hinaus zu erwähnen, dass es neben einprotonigen (ein Proton wird abgegeben) auch mehrprotonige Säuren (2 oder mehr Protonen können im Laufe der Dissoziation abgegeben werden) gibt.

Da mehrprotonige Säuren mehr Protonen abgeben, sind sie schon in kleinen Mengen viel reaktiver.

Beispiel

Beispiel Schwefelsäure :            

H2SO<->  H+ + HSO4

HSO4<-> 2 H+ + SO42-

Pro Mol Schwefelsäure können 2 Mol Protonen entstehen.

Säure-Base-Indikatoren

Indikatoren sind schwache Säuren oder auch Basen, deren korrespondierende Base eine andere Farbe aufweist, sodass es im Rahmen einer vermehrten Deprotonierung zu einem Farbumschlag kommt.

Merke

HInd = H+ + Ind-

Beispiele:

  • Phenolphthalein, Umschlag bei pH-Wert 7 - 7,8, farblos zu violett
  • Methylorange, Umschlag bei pH-Wert 3 - 4, rot zu orange

 

Einsatz:

  • pH-Indikatoren z.B. bei Titration
  • pH-Messung bei Stoffen
Lückentext
Vervollständigen Sie Definition und Herleitung des pH-Wertes:
Der pH-Wert ( hydrogenii) ist ein Maß für die konzentration einer Lösung. Der Bezugspunkt für diesen Wert bildet das . Wasser betreibt in einem geringen Maße eine sogenannte .
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Bitte füllen Sie alle Lücken im Text aus. Möglicherweise sind mehrere Lösungen für eine Lücke möglich. In diesem Fall tragen Sie bitte nur eine Lösung ein.

Vorstellung des Online-Kurses Anorganische ChemieAnorganische Chemie
Dieser Inhalt ist Bestandteil des Online-Kurses

Anorganische Chemie

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    • Periodensystem der Elemente (Aufbau)
      • Einleitung zu Periodensystem der Elemente (Aufbau)
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