Die erste Frage ist wohl: Ist der pH-Wert wirklich gleich dem pKₐ genau halb zwischen den Äquivalenzpunkten? Um das zu erstehen, zeige ich Dir hier eine Titrationskurve von 1 ml/l Oxalsäure mit 1 mol/l Natronlauge: Die schwarze Kurve ist die Titrationskurve, die weiße ist die erste Ableitung davon (man sieht die Wendepunkte als Maxima). Der Hintergrund codiert die Oxalat-Spezies: Rot ist die Oxalsäure (zweibasig, also H₂Ox), violett ist das Hydrogenoxalat HOx⁻ und blau ist das Oxalat Ox²⁻. Die schwarzen Punkte auf der Titrationskurve markieren die Äquivalenzpunkte: Bei V=0 ml hat man nominal reine Oxalsäure, bei 20 ml reines Hydrogenoxalat, und bei 40 ml reines Oxalat. Die schwarzen Kreise markieren die Punkte, bei denen pH=pKₐ gilt, also die Halbäquivalenzpunkte. Du siehst, daß einer bei 30 ml liegt, also dort wo man es erwartet. Der andere liegt dagegen nicht bei den erwarteten 10 ml, sondern bei 8.4 ml. Der Grund dafür wird klar, wenn man sich das Massenwirkungsgesetz ansieht:
 Wenn HA eine schwache Säure ist, dann liegt sie am Anfang der Titration überwiegend als HA vor, also undissoziert, am Ende aber überwiegend als Anion A⁻. Zwangsläufig muß irgendwann während der Titration c(HA)=c(A⁻) erreicht werden, und dann folgt ebenso klar aus dem MWG, daß dann pH=pKₐ gelten muß. Aber an welchem Punkt der Titration gilt c(HA)=c(A⁻)? Nun, wenn alle Säure- und Basespezies schwach sind, dann erwartet man diese Punkte genau auf halbem Weg zwischen den Äquivalenzpunkten: An einem Äquivalenzpunkt sollte ja eine Spezies zu fast 100% vorliegen, und beim nächsten eine andere, also sollte es am Punkt dazwischen genau 50:50 stehen. Bei der gezeigten Kurve ist das aber nur bei V=30 ml so, weil Hydrogenoxalat wirklich eine hinreichend schwache Säure und Oxalat eine hinreichend schwache Base ist. Oxalsäure selbt ist aber keine schwache sondern eine mittelstarke Säure (Du siehst ja, daß sie bei V=0 ml bereits zu ca. ⅕ dissoziiert ist), daher rutscht der Punkt, an dem pH=pKₐ gilt, zu niedrigerem Verbrauch als die erwarteten 10 ml. Ganz deutlich sieht man das auch mit der Titration von H₃PO₄ mit 0.1 mol/l NaOH:
Hier haben wir vier verschiedene Spezies: Rot die H₃PO₄, rotviolett H₂PO₄⁻, blauviolett HPO₄²⁻ und blau PO₄³⁻. Die drei Punkte mit pH=pKₐ liegen bei 8 ml, 30 ml und 68.4 ml (zu erwarten wären 10, 30 und 50 ml). Der erste Punkt ist leicht verschoben, weil Phosphorsäure ähnich stark wie Oxalsäure ist, und der dreitte ist drastisch verschoben, weil PO₄³⁻ eine ziemlich starke Base ist und niemals vollständig vorliegt. pH Wert Definitionim Videozur Stelle im Video springen (00:17) Zuerst noch einmal kurz dazu, was der pH-Wert beschreibt. Merke Der pH Wert ist ein Maß dafür, wie sauer oder basisch der Charakter einer Lösung ist. Dies lässt sich daran festmachen, wie hoch die Konzentration an Oxonium-Ionen Der pH Wert stellt genau diese Konzentration dar, jedoch in der Form eines negativen, dekadischen Logarithmus: Dabei wurde weiterhin definiert, dass alle Konzentrationen, die größer sind als die übliche Konzentration der pH Wert berechnen starke Säurenim Videozur Stelle im Video springen (01:14) Die Konzentration der Oxoniumionen Die Säuren kann man dabei in starke und schwache Säuren unterteilen, je nachdem wie weit das folgende chemische Gleichgewicht auf der Produktseite liegt, beziehungsweise wie stark die Säure dissoziiert in der Lösung vorliegt: pH Wert berechnen starke Säuren FormelBei sehr starken Säuren liegt dabei das Gleichgewicht komplett auf der dissoziierten Produktseite. Dies gilt nur für Säuren, die einen pKs-Wert von kleiner 1 haben. Das gilt zum Beispiel für Salzsäure und Schwefelsäure. Wenn man berechnen will, wie hoch nach Zugabe einer starken Säure der pH Wert dieser Lösung ist, nimmt man an, dass die Säure komplett mit dem Wasser reagiert hat und damit nur noch als korrespondierende schwache Base in der Lösung vorliegt. Unter dieser Annahme kann man dann davon ausgehen, dass die neue Konzentration der Oxonium-Ionen Dabei wird auch auch das Auto-Protolyse Gleichgewicht vernachlässigt, durch das normalerweise im Wasser schon eine geringe Konzentration der Oxonium-Ionen ( pH Wert berechnen starke Säuren BeispielDie nun hergeleitete Formel kann man nun einfach in praktischen Situationen anwenden. Dazu nehme man beispielhaft an, man hat eine wässrige Lösung von Salzsäure ( Man sieht, dass der pKs-Wert unter 1 liegt und Salzsäure damit eine starke Säure ist. Deshalb können wir die obig genannten, vereinfachenden Annahmen machen und den pH Wert folgendermaßen berechnen: Es ergibt sich, dass der pH-Wert hier 0 ist. pH-Wert berechnen schwache Säurenim Videozur Stelle im Video springen (02:35) Neben den starken Säuren gibt es auch noch die schwachen Säuren. Diese kennzeichnen sich dadurch, dass das Gleichgewicht bei der Säure-Base Reaktion mit Wasser fast vollständig auf der Eduktseite liegt: Das gilt vor allem für Säuren, die einen pKs-Wert zwischen 4,5 und 9 haben. Ein Beispiel dafür wäre Essigsäure. Jedoch kann man hier nicht mehr die stark vereinfachenden Annahmen der starken Säuren treffen. pH Wert berechnen schwache Säuren FormelWenn man für schwache Säuren den pH Wert berechnen möchte, fängt man am besten beim Massenwirkungsgesetz für obige Gleichung an. Über dieses kann man quantitativ erfassen, wie weit das chemische Gleichgewicht auf der Seite der Oxoniumionen liegt. Fertig aufgestellt sieht es folgendermaßen aus: Die Konzentration von Wasser kann man hierbei aufgrund seiner sehr hohen Konzentration im Vergleich zu den anderen gleich 1 setzen und damit rauskürzen. Im nächsten Schritt kann man davon ausgehen, dass die Konzentration der Oxonium-Ionen der von der deprotonierten Säure entspricht, da ja bei der Reaktion immer sowohl ein Oxonium Teilchen als auch ein Teilchen der deprotonierten Säure entsteht. Dies erkennt man an den gleichen stöchiometrischen Koeffizienten in der Reaktionsgleichung. Berücksichtigt man dies, dann sieht die Formel so aus: Nun kann man nach der Oxonium-Konzentration umstellen: Nun nimmt man noch die Wurzel auf beiden Seiten: Als letzten Schritt nimmt man noch den negativen dekadischen Logarithmus auf beiden Seiten: Im letzten Schritt erkennt man noch den Ausdruck für den pH Wert auf der linken Seite und den Ausdruck für den pKs Wert auf der rechten Seite und setzt diese ein, wodurch sich ergibt: Dabei nimmt man idealisierend an, dass die Restkonzentration der Säure pH Wert berechnen schwache Säuren BeispielEin häufiges Beispiel für schwache Säuren ist die Essigsäure, die einen pKs Wert von 4,76 hat. Nimmt man an, man würde 1 mol Essigsäure in Wasser lösen und möchte nun den pH Wert der Lösung berechnen. Dann kann man folgendermaßen vorgehen. Erst schreibt man sich die bekannten Daten auf: Für obige Formel sind alle nötigen Parameter damit gegeben und man braucht nur noch einzusetzen: pH Wert und pKs Wertim Videozum Video springen Wie du bereits gelernt hast, gibt der pKs Wert (im Englischen pKa Wert für a = acid) die Stärke einer Säure an. Je kleiner der pKs-Wert, desto stärker ist auch die Säure. Du berechnest ihn, indem du den negativen dekadischen Logarithmus der Säurekonstante Wenn eine Säure (HA) und ihre korrespondierende Base (A–) in wässriger Lösung in den gleichen Konzentrationen vorkommen, dann sind auch pH-Wert und pKs Wert identisch. Das kannst du gut anhand der Henderson Hasselbalch Gleichung nachvollziehen. In unserem Beitrag zum pKs Wert, haben wir für dich außerdem eine übersichtliche Tabelle mit den pKs-Werten gängiger Säuren zusammengestellt. Sie helfen dir bei den nachfolgenden Übungsaufgaben. pH Wert berechnen Aufgaben mit Lösungenim Videozur Stelle im Video springen (03:40) Aufgabe 1: Was ist der pH Wert einer 0,05 molaren Lösung von Ameisensäure? Lösung Aufgabe 1: Als erstes sollte man wieder den pKs Wert nachschlagen, um die Säure in stark oder schwach einzuteilen. Dieser liegt bei Ameisensäure zwar bei 3,77 , aber man erhält mit der Formel für schwache Säuren noch ein akzeptables Ergebnis: Aufgabe 2: Was ist der pH-Wert einer 1 molaren Lösung von Schwefelsäure? Lösung Aufgabe 2: Als erstes sollte man für Schwefelsäure auch wieder den pKs Wert nachschlagen. Dieser liegt bei der ersten Protonierung bei -3 und bei der zweiten Deprotonierungsstufe bei 1,9. Zur Lösung nimmt man an, dass beide Deprotonierungsstufen über das Verhalten einer starken Säure beschrieben werden können. Daraus folgt, dass pro Mol Schwefelsäure, die reagiert, 2 Mol Oxonium-Ionen entstehen: Deshalb ist der pH-Wert hier: Wie kommt man vom pKs Wert auf den pHBlausäure hat den pKS-Wert 9,4. Will man die Wurzel einer solchen Zahl ziehen, muss man den Exponenten halbieren. Die Wurzel von 106 ist zum Beispiel 103. Daraus ergibt sich dann ein pH-Wert von 5,2.
Warum ist am Halbäquivalenzpunkt pH pKs?Halbäquivalenzpunkt. An diesem Punkt entspricht also der pH-Wert dem pKs Wert der zu titrierenden Säure. Gleichzeitig entspricht er auch dem Punkt, an dem sich der pH-Wert am wenigsten durch weitere Zugabe an Maßlösung verändert. Er ist also ein Minimum in der Steigung und damit ein Wendepunkt der Kurve.
Wie verhalten sich pHVerdünnung bei sauren und alkalischen Lösungen
Die Konzentration der Wasserstoff- bzw. Oxonium-Ionen in der Lösung nimmt ab. Verdünnt man eine saure Lösung auf das zehnfache Volumen erhöht sich der pH-Wert um eine Stufe. Dabei nimmt die Konzentration der H+-Ionen auf ein zehntel der ursprünglichen Konzentration ab.
Warum ist der Äquivalenzpunkt nicht immer bei pH 7?Titriert man gleich starke Säuren und Basen miteinander (pKS(Säure) = pKB(Base)), so ist der Äquivalenzpunkt in wässriger Lösung gleich dem Neutralpunkt, (der pH-Wert ist 7). Titriert man dagegen unterschiedlich starke Säuren und Basen miteinander, so ist die entstehende Lösung beim Äquivalenzpunkt nicht neutral.
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Wann gilt ph gleich pks
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