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Transkript pH-Wert-Berechnung – Abhängigkeit vom Ks-Wert

Herzlich willkommen zum Thema "starke und schwache Elektrolyte". Da wir dieses Thema im Rahmen der Säure- und Basendiskussion abhandeln, bedeutet das, dass wir uns hier bei den Elektrolyten im Grunde auf Säuren beschränken wollen. Wir wollen die Frage beantworten, wie es dazu kommen kann, dass verschiedene Säuren verschiedene Säurestärke besitzen, also, dass verschiedene Säuren gleicher Konzentration trotzdem unterschiedliche PH-Werte hervorrufen. Als kleines Beispiel nochmal schauen wir uns dieses an: Wir haben zwei verschiedene Gefäße. Eines ist gefüllt mit Salzsäure, HCL. Diese Salzsäure hat eine Konzentration von 1 mol/l, und in dieser Lösung werden wir einen pH-Wert von 0 messen. Wir haben ein weiteres Gefäß, gefüllt mit Essigsäure, CH3COOH, und auch die hat eine Konzentration von 1 mol/l, und wir werden in dieser Lösung einen pH-Wert von etwa 2,4 messen. Also: Wir haben zwei verschiedene Säuren mit gleicher Konzentration, jeweils 1 mol/l, und trotzdem messen wir unterschiedliche pH-Werte. Wir wollen uns in diesem Video einmal anschauen, woran das liegt und betrachten dazu als erstes die Gleichung oder Dissoziation der Säure. Also: Was passiert mit der Säure, wenn wir sie in Wasser geben? Wir haben eine ganz allgemeine Säure HA, bestehend aus einem Proton und einem beliebigen Anion A. Diese Säure wird in Wasser gegeben, und es wird sich ein Gleichgewicht einstellen. Es kommt zur Ausbildung von Oxoniumionen, H3O+, und natürlich von negativ geladenen Anionen, A-. Der pH-Wert dieser Lösung ist letztendlich aus der Konzentration dieser Oxoniumionen hier berechenbar. Das läuft nach dieser Gleichung ab, noch einmal zur Wiederholung: pH-Wert ist gleich negativer dekadischer Logarithmus der Oxoniumionen-Konzentration. Wie schon gesagt, ist das Ganze hier ein Gleichgewicht. Für die pH-Wertberechnung ist letztendlich nur die Konzentration der Oxoniumionen interessant. Das bedeutet: Wir brauchen irgendeine Aussage über die Lage dieses Gleichgewichtes. Diese Auskunft gibt uns die Gleichgewichtskonstante K, das wollen wir uns einmal anschauen. Sie ist über das Massenwirkungsgesetz beschreibbar, also K=[H3O+][A-]/[HA][H2O] Bei dem Wasser gehen wir davon aus, dass das in wahnsinnig großem Überschuss vorliegt, also demzufolge hier während dieser Reaktion keine Veränderung an der Konzentration im Grunde zu messen ist oder diese Veränderung ganz einfach keine Rolle spielt. Das bedeutet: Wir nehmen diese Konzentration jetzt hier mit in die Konstante auf: [H2O]K=[H3O+][A-]/[HA] Die Konzentration Wasser mal die Gleichgewichtskonstante ergibt dann die Säurekonstante Ks. Also haben wir im Grunde eine erste Größe, die uns bereits einen Hinweis über die Lage des Gleichgewichts gibt, und das ist die Säurekonstante Ks. Da das meistens hier etwas unbequeme Werte werden, gibt es auch hier einen pks-Wert, und das ist einfach der negative dekadische Logarithmus des Ks-Wertes. Auch das Ganze wieder einheitenlos, also hier der Ks-Wert in Konzentration von mol/l, demzufolge müssen wir auch hier die Einheit herauskürzen. Aber das spielt ja bei einem Taschenrechner im Grunde nicht so die große Rolle. Also: Zweite Größe ist der pKs-Wert, der sich aus dem Ks-Wert ergibt. Und zuguterletzt haben wir manchmal in Aufgaben die Angabe, dass meinetwegen 5 Prozent der Säure dissoziiert vorliegen, das bedeutet, wir haben einen Dissoziationsgrad gegeben. Den Dissoziationsgrad nennen wir alpha, und der gibt im Grunde das Verhältnis aus dissoziierter zu undissoziierter Säure an, also ist im Grunde die Konzentration aus A- geteilt durch HA. Wenn wir diesen Dissoziationsgrad irgendwo gegeben haben, ist es uns möglich, diese beiden Sachen hier sozusagen zu ersetzen. Also: Wir kennen zur Beurteilung des Gleichgewichtes den Ks-Wert (die Säurekonstante Ks), den daraus resultierenden pks-Wert und den Dissoziationsgrad alpha. Das wären also unsere Möglichkeiten zur Beurteilung des Gleichgewichtes, und wir wollen uns jetzt einmal schematisch anschauen, welche Möglichkeiten es gibt, wo dieses Gleichgewicht liegen kann und welche Säureklassen daraus resultieren. Es gibt natürlich die einfachste Möglichkeit, dass dieses Gleichgewicht sozusagen vollkommen auf der rechten Seite liegt, also dass diese Dissoziation vollständig abgelaufen ist, dann könnte man diesen Gleichgewichtspfeil durch diesen Pfeil ersetzen, und dann sprechen wir im Grunde von sehr starken Säuren. Sehr starke Säuren sind, wie eben schon gesagt, vollständig dissoziiert, und das bedeutet, dass die komplette Säure, die im Grunde ins Wasser gekippt wurde, letztendlich auch als Oxoniumion zur Geltung kommt. Damit können wir den pH-Wert im Grunde recht einfach berechnen, denn wir können diese Oxoniumionenkonzentration durch die Ausgangskonzentration der Säure ersetzen. Der pH-Wert berechnet sich dann zu: pH=-lg c(Säure)/mol/l Wenn wir das Ganze über den pks-Wert aufbauen wollen, können wir sagen, sehr starke Säuren sind solche Säuren, die einen pKs-Wert kleiner -1,74 haben. Das ist ein komischer Wert; -1,74 ist der pKs-Wert der Oxoniumionen. Bei wässrigen Lösungen von Säuren spricht man vom nivellierenden Effekt des Wassers. Das bedeutet, dass das Oxoniumion letztendlich die stärkste Säure ist, die es in wässrigen Lösungen geben kann, und das stellt dann somit irgendwo die Grenze dar. Also, alles was stärker als dieses Oxoniumion ist (vom sauren Charakter her), wird im Grunde auf diesem Wert nivelliert. Demzufolge ist alles, was einen größeren, oder in dem Fall natürlich kleineren pks-Wert als das Oxoniumion hat, eine sehr starke Säure. Dazu gibt es auch Vertreter: Ein Vertreter wäre zum Beispiel Schwefelsäure (H2SO4). Hier gibt es einen pKs-Wert von -3 in der ersten Deprotonierungsstufe, und dann gibt es als weiteren Vertreter zum Beispiel Chlorwasserstoff, und der hat einen pKs-Wert von -6. Das, beide sind also zweifelsfrei sehr starke Säuren, und die werden komplett dissoziiert vorliegen. Also: Wenn wir Aufgaben haben, in denen Schwefelsäure und Salzsäure auftauchen, dann kann diese Gleichung hier verwendet werden, zur Berechnung des pH-Wertes. Gut, als Nächstes kommen dann die starken Säuren. Ich weiß, dass das jetzt ein wenig verwirrend sein kann, wenn wir den ersten Punkt "sehr starke Säuren" nennen und den zweiten Punkt "starke Säuren"; das ist aber gängige Praxis in den Büchern, und demzufolge wollen wir das hier auch mal so beibehalten. Hier ist im Grunde, wie gesagt, eine weitere Abstufung vorhanden: Die sehr starken Säuren waren vollständig dissoziiert, demzufolge werden die starken Säuren dann logischerweise einfach nur größtenteils dissoziiert vorliegen. Also das Gleichgewicht wird schon auf der rechten Seite liegen, aber es wird eben nicht alles dissoziiert sein. Das Ganze können wir auch wieder über die pKs-Werte ordnen: Wir hatten natürlich schon die untere Grenze kennengelernt mit -1,74, und das bedeutet: -1,74<pKs<+4. Als Vertreter für starke Säuren können wir zum Beispiel Salpetersäure (HNO3) nennen, die hat einen pKs-Wert von -1,32, und ein weiterer Vertreter ist zum Beispiel Ameisensäure (HCOOH), die hat einen pKs-Wert von +3,75. Zur pH-Wertberechnung bei diesen starken Säuren ist es notwendig, die Oxoniumionenkonzentration über den pKs-Wert auszurechnen, also über die Formel, die ich vorhin schon angeschrieben hatte, und dann mit diesem berechneten Wert für die Oxoniumionenkonzentration letztendlich über diese Gleichung den pH-Wert zu ermitteln. Also: Man muss die Oxoniumionenkonzentration extra berechnen und kann das Ganze nicht einfach so einsetzen. Das ist wichtig in diesem Fall. Gut, als sozusagen letzte Gruppe in dem Fall folgen hier die mittelstarken bis schwachen Säuren. Es gibt auch hier noch viele Abstufungen, also mittelstark, schwach, sehr schwach und so weiter. Das wollen wir jetzt hier aber mal zusammenfassen, und hier können wir im Grunde sagen: Bei den mittelstarken bis schwachen Säuren wird nur ein geringer Teil dissoziiert vorliegen, und logischerweise wird sich der pKs-Wert dann hier an diese +4-Grenze anschließen, und wir können sagen: Alle die Säuren, die einen pKs-Wert >+4 haben, sind mittelstarke bis schwache Säuren. Als Vertreter hier könen wir zum Beispiel Essigsäure (CH3COOH) nennen, und die hat einen pKs-Wert von +4,75. Ein weiterer Vertreter, jetzt für eine sehr schwache Säure, ist zum Beispiel auch Ethanol, Alkohol (ETOH). Hier gibt es einen pKs-Wert von etwa 16. Gut, dann wollen wir uns noch ganz kurz die pH-Wertberechnung im letzten Fall anschauen. Hier gibt es eine Vereinfachung (ich mach die Sachen hier einfach mal weg). Wir hatten hier gesagt, bei der sehr starken Säure kann diese Gleichung angewendet werden, es kann also hier einfach die Konzentration der Säure eingesetzt werden; bei den starken Säuren ist es notwendig, zuerst über das Gleichgewicht die Konzentration der Oxoniumionen zu berechnen. Das kann ich auch nochmal hinschreiben: CH3O+ berechnen und dann dort einsetzen; und bei den mittelstarken bis schwachen Säuren haben wir eine Vereinfachung: Da haben wir wieder eine Gleichung, wo wir einfach nur einsetzen müssen, ohne mehrere Schritte zu beachten. Hier berechnet sich der pH-Wert nach dieser Gleichung: pH=1/2(pks-lg(CSäure/mol/l)). Also, wir haben hier eine Gleichung, indem der pKs-Wert auftaucht und wo wir nur noch die Konzentration der Säure einsetzen müssen. Das Gleichgewicht wird in Form dieses pKs-Wertes dann hier berücksichtigt. Ok, das war die grobe Vorstellung, was den Unterschied zwischen sehr starken, starken, mittelstarken und schwachen Säuren betrifft, und wir werden in weiteren Beispielvideos nochmal ganz genaue Beispielrechnungen dazu durchführen, damit das Ganze auch noch ein bisschen klarer wird. Ok, das soll es erstmal zu diesem Thema gewesen sein. Auf Wiedersehen!

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2 Kommentare
  1. Default

    Die Soundqualität ist miserabel

    Von Sebastianweigl, vor 10 Monaten
  2. Default

    Leider klemmt das Video bei Minute 2:40!! Herzliche Grüße

    Von Daniela Strothmann, vor mehr als einem Jahr