Säure-Base-Gleichgewichte

Inhaltsverzeichnis

Vorwort iii

1. Entwicklung des Säure-Base-Begriffs 1

2. Ionenprodukt des Wassers 3

3. Protolysegleichgewicht 73.1. Säurekonstanten starker Säuren . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 73.2. Säurekonstanten schwacher Säuren . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 73.3. Basenkonstanten schwacher Basen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 93.4. Zusammenhang von pKS und pKB . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 113.5. Beliebige Säure-Base-Gleichgewichte . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 123.6. Protolyse von Salzen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13

4. Säure-Base-Titrationen 154.1. Titration einer starken Säure mit einer starken Base . . . . . . . . . . . . . 154.2. Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base . . . . . . . . . . . 17

5. Puffer 215.1. Die Puffergleichung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 215.2. Biologisch bedeutsame Puffersysteme . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22

6. pH-Wert-Indikatoren 25

7. Aufgaben 27

A. Säurekonstanten bei 25 °C 31

B. Der pKS-Wert von Wasser 33

i

Vorwort

Stelle dir einen knackfrischen und buntgemischten Salat, am besten noch mit Schinkenund Käse oder mit Oliven und Thunfisch, aber ohne Essig vor! Welch fades Erlebnis aufder Zunge! Der Mensch liebt den sauren Geschmack. Das lateinische Wort für Essig lautetacetum, im englischen hat sich davon acid abgeleitet und steht für das deutsche WortSäure. Außerhalb der Küche waren Säuren bereits im frühen Mittelalter von Bedeutung:aqua forte1 löst Silber aber nicht Gold. Deshalb diente es als Scheidewasser, um Goldvon Silber zu trennen. Aqua regis2, das Königswasser, löst dann auch Gold. Wehe demGoldschmied, wenn sich der Zacken aus des Königs Krone nicht erst in aqua regis löste!

Die Bezeichnung dieser Mineralsäuren als Wasser zeigt, dass auf eine Geschmacksprüfungaus einsichtigen Gründen verzichtet wurde. Erst als Indikatoren entdeckt wurden, erkannteman die Gemeinsamkeiten mit Essig und definierte die Säuren und deren Gegenspieler, dieBasen.

Heute ist der Säure-Base-Begriff vom Wasser losgelöst, für die Schule bleibt er aber wässrig,als Gleichgewichte in wässrigen Lösungen.

1Salpetersäure2Mischung aus 1 Teil Salpetersäure und 3 Teilen Salzsäure

iii

1. Entwicklung des Säure-Base-Begriffs

Robert Boyle (1627–1691): Säuren bewirken eine Farbänderung bei einigen Pflanzen-farbstoffen. Auch heben sie die Wirkung von alkalischen Lösungen auf.

Antoine Laurent de Lavoisier (1743–1794): Nichtmetalle verbrennen in Luft zu Stof-fen, die mit Wasser zu Säuren reagieren. Er glaubte daher, die Luft enthalte ein sauerma-chendes Gas – den Sauerstoff. Seiner Ansicht nach enthalten alle Säuren Sauerstoff.

Justus von Liebig (1803–1873): Nicht alle Säuren enthalten Sauerstoff, aber alle Was-serstoff. Dieser Wasserstoff kann durch Metalle ersetzt werden, dabei entstehen Salze.

Svante Arrhenius (1859–1927): Säuren dissoziieren in wässeriger Lösung zu frei beweg-lichen, positiv geladenen Wasserstoffionen (H⊕-Ionen) und zu frei beweglichen, negativgeladenen Säurerestionen. Basen dissoziieren zu Kationen und OH⊖-Ionen. Damit war er-klärt, warum ein Indikator mit den verschiedensten Säuren die gleiche Farbe zeigt – dennder Indikator reagiert mit dem Wasserstoffion, in basischer Lösung reagiert er mit demOH⊖-Ion. Mit dieser Definition sind Säuren und Basen aber auf Wasser als Lösungsmittelbeschränkt.

V Leitfähigkeit von Salzsäure

• Säuren bilden in Wasser H⊕- (oder H3O⊕-) Ionen:

ClH + OH H

OH

H

H

⊕

+ Cl

⊖

• Basen ergeben in Wasser OH⊖-Ionen:

NH

H

H + OH H N

H

H

H

H

⊕

+ O H

⊖

Betrachtet man in obigen Reaktionsgleichungen die Rolle des Wassers, dann ist es imersten Fall keine Säure, im zweiten aber sehr wohl. Dieses unterschiedliche Verhalten istbei Arrhenius nicht erfasst, eine neue Definition war daher nötig.

J.N. Brønsted (1879–1947) und T. Lowry (1874–1936) lösten den Säure-Base-Begriffvom Wasser und formulierten 1923 unabhängig voneinander:

1

1. Entwicklung des Säure-Base-Begriffs

Säuren geben Wasserstoffionen ab – sie sind Protonen-Donatoren. Basen nehmen Wasser-stoffionen auf – sie sind Protonen-Akzeptoren.

Hat eine Säure ein Wasserstoffion abgegeben, ist der zurückbleibende Rest eine Base, denner kann ein Wasserstoffion aufnehmen:

HCl H⊕ + Cl⊖Säure konjugierte Base

Analog entsteht aus einer Base durch Aufnahme eines Protons die konjugierte Säure:

NH3 + H⊕ NH⊕

4Base konjugierte Säure

Damit aber eine Säure ihr Proton abgeben kann, muss eine geeignete Base vorhanden sein,die dieses Proton aufnimmt:

HCl + NH3 Cl⊖ + NH⊕

4Säure-Base-Paar I

Säure-Base-Paar II

Diese Reaktion von Chlorwasserstoffgas HCl mit Ammoniakgas NH3 zu festem Ammoni-umchlorid NH4Cl ist eines der bekanntesten Beispiele für eine Säure-Base-Reaktion, diezum einen ohne Wasser und zum anderen im gasförmigen Aggregatzustand abläuft!

V Saure Reaktion von FeCl3-Lösung

Aber: warum reagieren die wässrigen Lösungen vieler Metallkationen wie z.B. Fe3+ sau-er? Die Brønstedt-Lowry-Definition scheint diesen Fall nicht zu erfassen, den wie soll einStoff Protonen abspalten, wenn er gar keine hat? Wir werden später sehen, warum es inwässriger Lösung geht, aber, wenn die Chemie sich als die Naturwissenschaft vom Elektro-nenaustausch versteht, dann wird Brønstedt-Lowry diesem Anspruch nicht gerecht.

Gilbert Newton Lewis erweiterte 1938/39 den Säure-Base-Begriff und machte ihn un-abhängig vom Proton: eine Säure ist ein elektrophiler Elektronenpaarakzeptor, eine Lewis-Base ein Elektronenpaardonator.

B

F

F

F

Säure

+ F⊖

Base

−→ B

F

F

F

F

⊖

Eine Lewis-Säure hat ein unbesetztes Orbital – eine „Elektronenlücke”, das mit dem Elek-tronenpaar der Base besetzt wird. Das Proton ist nur Fall einer Lewis-Säure.

Für die Schule bleibt es aber beim Brønstedtschen Säure-Base-Begriff des Protonenüber-gangs, denn er beinhaltet das wichtige Donator-Akzeptor-Prinzip. Die Begriffe „Säure” und„Base” charakterisieren nicht den Zustand, sondern die Funktion des Teilchens.

2

2. Ionenprodukt des Wassers

Auch reinstes Wasser zeigt eine gewisse Leitfähigkeit, es müssen also Ionen vorhanden sein.Diese sind durch Autoprotolyse entstanden:

H2O + H2O H3O⊕ + OH⊖

Anwendung des MWG:

K =c(H3O⊕) · c(OH⊖)

c2(H2O)(2.1)

Nun soll die Konstante K berechnet werden. Aus Leitfähigkeitsmessungen weiss man:

c(H3O⊕) = c(OH⊖) = 10−7 mol/l

Bei 25 °C wiegt 1 Liter Wasser 997 g, ein Mol Wassermoleküle wiegt 18 g. Die „Konzentra-tion” der Wassermoleküle in einem Liter Wasser ist also:

c(H2O) =m(Wasser)

M(H2O)=

997 g · l−1

18 g · mol−1= 55, 4 mol · l−1

Das Zahlenverhältnis von H3O⊕-Molekülen zu H2O-Molekülen ist somit :

(55, 4 mol · l−1) : (10−7 mol · l−1) = 554 000 000 : 1

Damit kann bei der Autoprotolyse die Konzentration der H2O-Moleküle als konstant an-gesehen werden und in Gleichung (2.1 ) mit der Konstanten K zu einer neuen KonstantenKW zusammengefasst werden.

K · c2(H2O) = KW = c(H3O⊕) · c(OH⊖)

Die Konstante KW bezeichnet man als das Ionenprodukt des Wassers. Sie ist temperatur-abhängig und hat bei 25°C den Wert 1, 00 · 10−14 mol2 · l−2.

KW = c(H3O⊕) · c(OH⊖) (2.2)

= 10−14 mol2 · l−2

3

2. Ionenprodukt des Wassers

Tabelle 2.1.: Temperaturabhängigkeit des Ionenproduktes des Wassers KW

T(°C) KW (mol2l−2)0 0,115·10−14

25 1,008·10−14

40 2,95 ·10−14

60 9,5 ·10−14

Dieser Wert gilt nicht nur für reines Wasser, sondern mit hinreichender Genauigkeit auchfür verdünnte Lösungen von Säuren und Basen. Damit sind die Konzentrationen von H3O⊕

und OH⊖ voneinander abhängig.

Für neutrale wässrige Lösungen gilt:

c(H3O⊕) = c(OH⊖) =√

KW = 10−7 mol · l−1

Für saure und basische Lösungen gilt:

c(H3O⊕) =KW

c(OH⊖)

Für eine einfachere Handhabung der Werte hat man den pH-Wert als den negativen Loga-rithmus der H3O⊕-Ionenkonzentration definiert:

pH = − log c(H3O⊕) (2.3)

Ist der pH-Wert bekannt, ergibt sich die Konzentration der H3O⊕-Ionen zu:

c(H3O⊕) = 10−pH mol · l−1

Durch Umformung von Gleichung (2.2) kann die zugehörige OH⊖-Ionenkonzentration er-rechnet werden:

c(OH⊖) =KW

c(H3O⊕)

Analog zum pH-Wert ist der pOH-Wert definiert:

pOH = − log c(OH⊖) (2.4)

Ist der pOH-Wert bekannt, kann die Konzentration der OH⊖-Ionen berechnet werden:

c(OH⊖) = 10−pOH mol · l−1

Aus den Gleichungen (2.2), (2.3) und (2.4) ergibt sich dann als grundlegende Beziehung:

4

Substanz pHKommerzielles, konzentriertes HCl (37 % der Masse) ≈ -1,11-molare HCl-Lösung 0,0Magensaft 1,4Zitronensaft 2,1Orangensaft 2,8Wein 3,5Tomatensaft 4,1Schwarzer Kaffee 5,0Urin 6,0Regenwasser 6,5Milch 6,9Reines Wasser bei 24 °C 7,0Blut 7,4Backsodalösung 8,5Boraxlösung 9,2Kalkwasser 10,5Haushaltsammoniak 11,91-molare NaOH-Lösung 14,0Gesättigte NaOH-Lösung ≈15,0

Tabelle 2.2.: Acidität einiger üblicher Lösungen

pH + pOH = 14 (2.5)

Aufgabe: Wie groß ist das Verhältnis der Zahlen von Wasserstoffionen zu Hydroxidionen inreinem Wasser und in Orangensaft?

Lösung: In reinem Wasser ist c(H⊕) : c(OH⊖) = 10−7 mol/l : 10−7 mol/l oder gleich 1 : 1.Im Orangensaft:

c(H⊕) = 10−2,8 mol · l−1

= 10+0,2· 10−3 mol · l−1

= 1, 6 · 10−3 mol · l−1

pOH = 14 − pH = 11, 2

c(OH⊖) = 10−11,2 mol · l−1

= 10+0,8· 10−12 mol · l−1

= 6, 3 · 10−12 mol · l−1

5

2. Ionenprodukt des Wassers

Das Verhältnis ist also 1, 6 · 10−3 : 6, 3 · 10−12 oder gleich 2 500 000 000 : 1.

Diese enorme Veränderung der Ionenverhältnisse veranschaulicht die Vorteile der Zehner-potenzschreibweise und der Verwendung von Logarithmen.

6

3. Protolysegleichgewicht

3.1. Säurekonstanten starker Säuren

V pH-Wert einer 0,1m Salzsäure

Beob: Der pH-Wert beträgt 1.

Mit c(H3O⊕) = 10−ph mol · l−1 beträgt die Konzentration der H3O⊕-Ionen 0,1 m/l.

HCl + H2O H3O⊕ + Cl⊖0,1 m/l 0,1 m/l

Das Gleichgewicht dieser Reaktion liegt praktisch vollständig auf der rechten Seite – Salz-säure ist also das, was man als starke Säure bezeichnet. Der pH-Wert wird in solchen Fällendurch die Konzentration der Säure bestimmt:

pH = − log c(HA) (3.1)

Einschränkung: Diese Formel gilt nur für einprotonige Säuren!

3.2. Säurekonstanten schwacher Säuren

V pH-Wert einer 0,1m Essigsäure

Essigsäure der Konzentration von 0,1mol/l zeigt einen pH-Wert = 2,7. Wie groß ist KS?

HAc + H2O Ac⊖ + H3O⊕

10−1 m/l 10−2,7 m/l

Nur ca. jedes hundertste HAc-Molekül hat sein Proton abgegeben – Essigsäure ist eineschwache Säure.

Die verallgemeinerte Reaktion einer schwachen Säure HA mit Wasser:

HA + H2O A⊖ + H3O⊕

Eingesetzt ins Massenwirkungsgesetz:

7

3. Protolysegleichgewicht

K =c(A⊖) · c(H3O⊕)

c(HA) · c(H2O)

Wie beim Ionenprodukt des Wasser wird auch hier die Konzentration des Wassers alskonstant angenommen und in die Konstante eingerechnet:

KS = K · c(H2O) =c(H3O⊕) · c(A⊖)

c(HA)

Da das Gleichgewicht stark auf der linken Seite liegt, kann die Gleichgewichtskonzentrati-on c(HA) näherungsweise der Ausgangskonzentration c0(HA) geichgesetzt werden. Zudemkann die H3O⊕-Ionenkonzentration aus der Autoprotolyse vernachlässigt werden, so dasc(A⊖) ≈ c(H3O⊕)gilt.

KS =c(H3O⊕) · c(A⊖)

c(HA)

≈c2(H3O⊕)

c0(HA)

Genauer ist es, wenn mit der Gleichgewichtskonzentration von HA gerechnet wird:

KS =c2(H3O⊕)

c0(HA) − c(H3O⊕)

Doch dann haben wir es mit einer quadratischen Gleichung zu tun, was die pH-Wertberechnungdeutlich erschwert und — rechne das nach für pH=1,8 und c0(HA) = 0, 1 mol/l — der Un-terschied ist nicht so erheblich.

Angewendet auf HAc:

KS =c2(H3O⊕)

c0(HAc)

=(10−2,9 mol · l−1)2

10−1 mol · l−1

= 10−4,8 mol · l−1

Analog zur Definition des pH-Wertes wird auch hier besser mit dem pKS-Wert gearbeitet:

pKS = − log(KS)

8

3.3. Basenkonstanten schwacher Basen

Berechnung des pH-Wertes von schwachen Säuren

Ausgehend von der Beziehung:

KS =c(A⊖) · c(H3O⊕)

c(HA)≈

c2(H3O⊕)

c0(HA)

ergibt sich die Konzentration der H3O⊕-Ionen:

c(H3O⊕) =√

KS · c0(HA)

Unter Anwendung der Rechenvorschriften pH = − log(H3O⊕) und pKS = − log(KS) folgt:

pH =1

2(pKS − log c0(HA)) (3.2)

Beispiele:

Berechne den pH-Wert einer 0,01m HAc mit pKS=4,75.

pH =1

2(pKS − log c(HAc))

=1

2(4, 75 + 2) = 3, 38

3.3. Basenkonstanten schwacher Basen

V pH-Wert einer 0,1m NaAc-Lösung (0,82 g/100 mL)

Beob: pH 8,27

A⊖ + H2O HA + OH⊖

korresp. Säure/Base-Paar

K =c(HA) · c(OH⊖)

c(A⊖) · c(H20)

Mit c(H2O) = konst wird diese in KB eingerechnet:

KB =c(HA) · c(OH⊖)

c(A⊖)

Mit c(HA) = c(OH⊖) sowie cGG(A⊖) ≈ c0(A⊖) folgt:

9

3. Protolysegleichgewicht

KB =c2(OH⊖)

c(A⊖)(3.3)

Zur Berechnung von KB wird c(OH⊖) benötigt, gemessen wurde jedoch c(H3O⊕):

c(OH⊖) · c(H3O⊕) = KW

pOH + pH = pKW

pOH = pKW − pH

= 14 − 8, 27 = 5, 73

Einsetzen

KB =(10−5,73)2

10−1

=10−11,46

10−1

≈ 10−10,46

pKB = 10, 46 Literaturwert :9, 25

Welcher pOH- bzw. pH-Wert wäre zu erwarten gewesen?

Aus (3.3) folgt:

c(OH⊖) =√

KB · c0(A⊖)

logarithmiert:

pOH =1

2(pKB − log c0(A⊖)) (3.4)

Einsetzen

pOH =1

2(9, 25 + 1)

= 5, 125

pH = 14 − 5, 125

= 8, 875

10

3.4. Zusammenhang von pKS und pKB

3.4. Zusammenhang von pKS und pKB bei korrespondierenden

Säure/Base-Paaren

Die Gleichgewichtskonstanten KS einer Säure und KB ihrer konjugierten Base hängen von-einander ab. Für die Reaktion einer Säure HA mit Wasser

HA + H2O A⊖ + H3O⊕

korresp. Säure/Base-Paar

ergibt sich KS aus:

KS =c(A⊖) · c(H3O⊕)

c(HA)

Für die Reaktion der konjugierten Base mit Wasser

A⊖ + H2O HA + OH⊖

korresp. Säure/Base-Paar

ergibt sich KB aus:

KB =c(HA) · c(OH⊖)

c(A⊖)

Das Produkt aus KS und KB ist dann:

KS · KB =c(A⊖) · c(H3O⊕)

c(HA)·

c(HA) · c(OH⊖)

c(A⊖)

= c(H3O⊕) · c(OH⊖)

= KW

Oder logarithmisch:

pKS + pKB = pKW = 14 (3.5)

Ist der pKS einer Säure bekannt, ergibt sich pKB der korrespondierenden Base über pKW

. In Tabellen werden daher für konjugierte Systeme meist nicht die Basenkonstanten ange-geben, denn sie können nach Gleichung (3.5) einfach berechnet werden.

Je stärker eine Säure ist, umso schwächer ist ihre korrespondierende Base. Und umgekehrt:je stärker eine Base ist, umso schwächer ist ihre korrespondierende Säure.

11

3. Protolysegleichgewicht

3.5. Beliebige Säure-Base-Gleichgewichte

Säure-Base-Reaktionen sind nicht nur auf die Reaktion mit Wasser beschränkt, sondernkönnen auch beliebig untereinander stattfinden. Beispielsweise reagiert die schwache SäureHAc mit der schwachen Base NH3:

HAc + NH3 Ac− + NH+4

Auf welcher Seite liegt das Gleichgewicht, welchen Wert hat die Gleichgewichtskonstante K?

Verallgemeinern wir erstmal das obrige Beispiel:

HA + B− A− + HBSäure 1 Base 1 Säure 2Base 2

Für diese Gleichgewichtskonstante gilt dann:

K =c(A⊖) · c(HB)

c(HA) · c(B⊖)(3.6)

Die Konstanten beider Säuren für die Reaktion mit Wasser sind bekannt und können inder Tabelle nachgeschlagen werden.

HA + H2O ⇋ A⊖ + H3O⊕ KS1 =c(H3O⊕) · c(A⊖)

c(HA)(3.7)

HB + H2O ⇋ B⊖ + H3O⊕ KS2 =c(H3O⊕) · c(B⊖)

c(HB)(3.8)

Äußerst angenehm wäre es, wenn die unbekannte Konstante K aus diesen berechnet werdenkönnte. Das mathematische geübte Auge erkennt sofort, dass der Quotient aus KS1/KS2genau der gesuchten Konstanten K nach (3.6) entspricht:

KS1

KS2= ✘

✘✘✘✘c(H3O⊕) · c(A⊖)

c(HA)·

c(HB)

✘✘✘✘✘c(H3O⊕) · c(B⊖)

= K

Unter Anwendung der Rechenanweisung pK = − log K folgt dann:

pK = pKS1 − pKS2

Wenden wir das nun auf unser obiges Beispiel, der Reaktion von Essigsäure mit Ammoniakan:

12

3.6. Protolyse von Salzen

K =KS1

KS2=

KHAc

KNH⊕

4

=1, 76 · 10−5

5, 6 · 10−10= 3, 14 · 104

pK = pKHAc − pKNH⊕

4= 4, 75 − 9, 25 = −4, 5

Mit K > 1 liegt das Gleichgewicht also auf der rechten Seite. Beachte, dass dann pK < 0ist! Vergleiche dazu auch die Werte von starken Säuren: große K-Werte bedingen negativepKS-Werte.

3.6. Protolyse von Salzen

Wenn man Kochsalz NaCl in Wasser löst, dann reagiert die Lösung bekanntlich weder sauernoch alkalisch, es ist „einfach” Salzwasser entstanden. Ganz anders sind die Verhältnissebeim Lösen von Eisen(III)-chlorid, es entsteht ein so saure Lösung, daß damit Platinengeätzt werden.

[Fe(H2O)6]3+ + H2O [Fe(H2O)5OH]2+ + H3O+

Hier handelt es sich um eine Kationsäure. Das Fe-Ion ist von einer Hydrathülle umgeben,die durch die starke Ladung des Ions polarisiert ist und so einen Protonenübergang möglichmacht.

Ammoniumchlorid NH4Cl wird als Säuerungsmittel in Lakritz verwendet. Wieso reagiertdieses Salz sauer?

NH4Cl(s) + H2O(l) NH+4 (aq) + Cl−(aq)

Das Cl – -Ion ist die konjugierte Base der sehr starken Salzsäure, es ist also selber einesehr schwache Base und reagiert deshalb mit Wasser nicht, vgl. obiges Salzwasser. Aberdas NH+

4 -Ion ist die konjugierte Säure der mit pKB = 4, 75 mittelstarken bis schwachenBase Ammoniak, also selber eine schwache Säure mit pKS = 9, 25, die mit Wasser merklichHydronium-Ionen bildet:.

NH+4 + H2O NH3 + H3O+

Lösungen von Salzen zwischen einer schwachen Base und einer starken Säure reagierensauer.

Welchen pH-Wert hat eine 0,1 m NH4Cl-Lösung? Nach Gleichung 3.2 lautet das Ergebnis:

pH =1

2(pKS − log c0(NH+

4 ))

=1

2(9, 25 − log 0, 1) = 5, 12

13

3. Protolysegleichgewicht

Was geschieht, wenn man das Salz einer schwachen Säure und einer starken Base in Wasserlöst, haben wir schon in Abschnitt 3.3 gesehen. Dort haben wir Natriumacetat in Wassergelöst.

Lösungen von Salzen zwischen einer schwachen Säure und einer starken Base reagierenalkalisch.

Demnach besitzt eine 0,1 m NaAc-Lösung einen pH-Wert von:

pH = 14 −1

2(pKB − log c0(Ac−))

= 14 −1

2(9, 25 − log 0, 1) = 8, 88

NaH2PO4

Na2HPO4

14

4. Säure-Base-Titrationen

Titrationen1 werden meist zur quantitativen Bestimmung einer Säure oder Lauge durchge-führt. Mit ihnen können aber auch pKS-Werte experimentell bestimmt werden.

4.1. Titration einer starken Säure mit einer starken Base

V Titration von 100 ml einer 0,1 m Salzsäure. Gebe 5 Tropfen Bromthymolblaulösunghinzu. Tropfe aus der Bürette jeweils 1 ml der 1 m NaOH dazu und rühre um. Messe denpH-Wert nach jeder Zugabe. Trage die Ergebnisse in eine Diagramm ein.

NaOH in ml 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 19

pH-Wert

PH◦C

0

2

4

6

8

10

12

14

0 5 10 15 20

bc

Titration von 100 ml einer 0,1 m Salzsäuremit 1 m Natronlauge

Bromthymolblau

Ein vielleicht überraschendes Ergebnis, zuerst passiert fast gar nichts, um dann mit einemSprung ans andere Ende der ph-Skala umzuschlagen! Man hätte auch eine kontinuierlicheÄnderung des pH-Wertes erwarten können. Aber wie wir noch in Kapitel 5 sehen werden,ist gerade dieses Verhalten wertvoll. Damit zur Theorie:

Die zugesetzte starke Base NaOH reagiert mit der Salzsäure HCl. Am Äquivalenzpunktist die Teilchenanzahl von Säure und Base gleich groß und sie werden sich gegenseitigvollständig neutralisieren:

1titre, franz: der Gehalt

15

4. Säure-Base-Titrationen

HCl + NaOH −→ Cl⊖(aq) + Na⊕

(aq) + H2O

oder einfacher:

H⊕ + OH⊖−→ H2O

Für eine starke Säure ist der pH-Wert durch die Konzentration der Säure bestimmt. Dabei der Titration diese durch die Zugabe der Lauge verbraucht wird, ergibt sich der pH-Wert aus der verbleibende Stoffmenge an Säure. Diese Stoffmenge ct berechnet sich aus derTeilchenzahl n pro Volumen V .

pH = − log c(H3O⊕)

= − log ct(HCl)

= − lognt(HCl)

Vt(HCl)(4.1)

Aus dem Anfangsvolumen und der Ausgangskonzentration kann die Teilchenzahl bestimmtwerden:

n0(HCl) = c0(HCl) · V0(HCl)

eingesetzt in (4.1):

pH = − logc0(HCl) · V0(HCl)

V0(HCl)

Die Richtigkeit der bisherigen Überlegungen zeigt sich darin, dass jetzt durch kürzen wie-der die Ausgangsgleichung erreicht wird. Warum dann der Aufstand? Erstens bleibt dieTeilchenzahl der Salzsäure nicht konstant, sondern wird durch die Zugabe der Natronlaugeverringert:

nt(HCl) = c0(HCl) · V0(HCl) − ct(NaOH) · Vt(NaOH)

Zweitens erhöht sich das Volumen durch die Zugabe der Natronlauge:

Vt = V0(HCl) + Vt(NaOH)

Beide Erweiterungen eingesetzt:

pH = − logc0(HCl) · V0(HCl) − ct(NaOH) · Vt(NaOH)

V0(HCl) + Vt(NaOH)(4.2)

16

4.2. Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base

Mit dieser Gleichung kann der erste Teil der Titrationskurve bis fast an den Äquivalenz-punkt berechnet werden, dort allerdings treten dann mathematische Schwierigkeiten ein,denn der log 0 ist nicht definiert. Chemische Erklärung: alle Säure ist verbraucht – es hatkeine Sinn, mit Nichts zu rechnen!

Im Falle einer starken Säure und einer starken Base gilt am Äquivalenzpunkt:

pH = − log√

KW (4.3)

Jenseits davon wird der pH-Wert durch die Zugabe der starken Base bestimmt:

pH = 14 + log c(OH⊖)

= 14 + log c(NaOH)

= 14 + logc(NaOH) · V (NaOH) − c(HCl) · V (HCl)

V (NaOH) + V (HCl)(4.4)

4.2. Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base

0

2

4

6

8

10

12

14

0 5 10 15 20

bc

bc

Titration von 100 ml einer 0,1 m Essigsäuremit 1 m Natronlauge

Phenolphthalein

HAc + H2O Ac⊖ + H3O⊕

KS =c(Ac⊖) · c(H3O⊕)

c(HAc)

Durch die Zugabe von OH⊖ werden aus diesem Gleichgewicht die H3O⊕ abgefangen,entsprechend wird Ac⊖ und H3O⊕ aus HAc nachgebildet. Damit ist c(Ac⊖) nicht mehrc(H3O⊕) gleichzusetzen und die Gleichung ist ohne weitere Vereinfachung nach c(H3O⊕)aufzulösen:

17

4. Säure-Base-Titrationen

c(H3O⊕) = KS ·c(HAc)

c(Ac⊖)

pH = pKS − logc(HAc)

c(Ac⊖)bzw.

= pKS + logc(Ac⊖)

c(HAc)

Da c(Ac⊖) durch die Zugabe von NaOH entsteht und HAc entsprechend verbraucht wird,berechnet sich der pH-Wert zu:

pH = 4, 75 + logc(NaOH) · V (NaOH)

c(HAc) · V (HAc) − c(NaOH) · V (NaOH)(4.5)

Am Äquivalenzpunkt wird in obiger Gleichung der Nenner Null, was mathematisch nichtdefiniert ist. Am Äquivalenzpunkt ist aber auch die gesamte HAc verbraucht und liegt jetztals Ac⊖ vor, so daß wir jetzt nach Gleichung (3.4) den pH-Wert berechnen können:

pH = 14 − pOH

= 14 −1

2(pKB − log c(Ac⊖))

= 14 −1

2(pKB − log

c(HAc) · V (HAc)

V (HAc) + V (NaOH)) (4.6)

Unbekannt ist hier V (NaOH). Da aber am Äquivalenzpunkt die Anzahl der OH⊖-Ionengleich der Anzahl der HAc-Moleküle sein muß, also

n(NaOH) = n(HAc)

und

n(NaOH) = c(NaOH) · V (NaOH)

n(HAc) = c(HAc) · V (HAc)

ist, ergibt sich

c(NaOH) · V (NaOH) = c(HAc) · V (HAc) (4.7)

Zu dieser Gleichung hätte auch die Überlegung geführt, wann der Nenner in (4.5) gleichNull ist.

18

4.2. Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base

V (NaOH) =c(HAc) · V (HAc)

c(NaOH)

Für die restliche Titrationskurve gilt wieder das bei (4.4) gesagte, denn der pH-Wert wirdim weiteren Verlauf der Titration nur durch die Zugabe einer starken Lauge geprägt.

19

5. Puffer

Viele Systeme wie unser Blut oder auch der Boden sind auf recht eng eingestellte pH-Werteangewiesen. Trotzdem werden ihnen namentlich Säuren in größerem Umfang zugeführt. Wieverdauen sie das?

5.1. Die Puffergleichung

Nehmen wir eine schwache Säure HA und mischen sie mit einem Salzes ihrer korespondie-renden Base A⊖ in äquimolarem Verhältnis, zu deutsch: von jedem gleich viel.

HA + H2O H3O⊕ + A⊖

Hier gilt nicht mehr c(A⊖) = c(H3O⊕), denn A⊖ wird ja absichtlich mit dem Salz zugege-ben, im angenommenen Fall sogar im gleichen Mengenverhältnis wie die Säure. Daher giltc(A⊖) = c(HA).

KS =c(H3O⊕) · c(A⊖)

c(HA)

c(H3O⊕) = KSc(HA)

c(A⊖)

pH = pKS − logc(HA)

c(A⊖)

Um diese Gleichung angenehmer zu gestalten, kehrt man den Bruch um und gelangt so zurPuffergleichung, bekannt als die Henderson-Hasselbachsche-Gleichung:

pH = pKS + logc(A⊖)

c(HA)

Für c(A⊖) = c(HA) gilt:

pH = pKS + log 1

Nun ist log 1 = 0, also:

pH = pKS

21

5. Puffer

Der pH-Wert, bei dem diese Mischung puffert, ist also gleich dem pKS-Wert der Säure HA!

Wie kann mit dieser Gleichung die Pufferwirkung verstanden werden?

Bsp: Zu 500ml H2O mit 1Mol HAc und 1Mol NaAc werden 500 ml 0,2m HCl gegeben.

pH-Wert der Pufferlösung:

pH = pKSHAc

= 4, 75

Durch Zugabe von Salzsäure wird die H3O⊕-Ionenkonzentration erhöht, diese reagierenjedoch mit Ac⊖ zu HAc und Wasser:

H3O⊕ + Ac⊖ HAc + H2O

c(H3O⊕) = KS ·c(HAc)

c(A⊖)

= 1, 8 · 10−5·

1 + 0, 1

1 − 0, 1

= 1, 8 · 10−5·

1, 1

0, 9

= 2, 2 · 10−5

pH = 4, 66

Hätte man selbige Portion HCl zu 500ml Wasser gegeben, wäre der pH-Wert der Lösung 1!

5.2. Biologisch bedeutsame Puffersysteme

Im Cytoplasma aller Zellen ist das Phosphatpuffersystem wirksam, es besteht aus H2PO –4

als Protonendonator und HPO2 –4 als Akzeptor:

H2PO−

4 H+ + HPO2−

4

Seine maximale Wirksamkeit erreicht es bei einem pH-Wert in der Nähe seines pKs-Wertesvon 6,86; er fängt also Veränderungen des pH-Wertes zwischen etwa 6,4 und 7,4 ab. Dasist der Bereich, der den meisten Kompartimenten des Cytoplasmas bei Säugern entspricht.

Das Blutplasma wird zum Teil durch das Hydrogencarbonatsystem gepuffert, welches ausKohlensäure als Protonendonator und Hydrogencarbonat als Protonenakzeptor besteht:

H2CO3 H+ + HCO−

3

22

5.2. Biologisch bedeutsame Puffersysteme

Es wirkt genau wie andere konjugierende Säure-Base-Paare als Puffer. Eine seiner Kompo-nenten, die Kohlensäure bildet sich, aus gelöstem Kohlendioxid und Wasser, entsprechendder reversiblen Reaktion:

CO2(aq) + H2O H2CO3

Kohlendioxid ist unter normalen Bedingungen ein Gas, und die Konzentration an gelöstemCO2 ergibt sich aus dem Gleichgewicht mit dem CO2 der Gasphase:

CO2(g)OH−

H3O+

CO2(aq)

Das CO2 im Luftraum der Lunge befindet sich im Gleichgewicht mit dem Hydrogencarbonatdes Blutplasmas, das durch die Lungenkapillaren fließt. Da die Konzentration an gelöstemCO2 durch eine Änderung der Atemfrequenz rasch nachgeregelt werden kann, befindet sichdas Hydrogencarbonatpuffersystem des Blutes mit einem großen potentiellen Reservoir anCO2 beinahe im Gleichgewicht.

Menschliches Blutplasma hat normalerweise einen pH-Wert von 7,40. Sollte der Mechanis-mus der pH-Regulation versagen oder überfordert sein (z.B. Diabetes ...), so führt dies beipH-Wertabfall unter 6,8 zu irreparablen Zellschäden und schließlich zum Tod.

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6. pH-Wert-Indikatoren

V 0,1m HCl wird mit verschiedenen Indikatoren versetzt und mit 1m NaOH bis zumUmschlagspunkt titriert. An diesem wird der pH-Wert gemessen.

Indikator Farbumschlag pH-Wert

Methylorange rot → gelb-orange 3,4

Lackmus rot → blau 6,5

Bromthymolblau gelb → grün 7,1

Phenolphthalein farblos → pink 9,4

Beobachtung: Ein Indikator wechselt die Farbe in Abhängigkeit von der Konzentration derH3O⊕-Ionen. Dies lässt darauf schließen, daß sie selber ein Säure/Base-Paar sind.

Indikatoren sind schwache organische Säuren, bei denen die Säure (HInd) eine andere Farbeaufweist als das konjugierte Base-Anion (Ind⊖).

Protolyse-Gleichgewicht:

HInd + H2O Ind⊖ + H3O⊕

MWG mit [H2O]=konst:

KSInd=

[Ind⊖] · [H3O⊕]

[HInd]

Das Gleichgewicht wird durch eine Änderung der [H3O⊕] verschoben:

• [H3O⊕] vergrößern → [Ind⊖] kleiner, [HInd] größerüberwiegt [HInd] → Farbe von HInd

• [H3O⊕] verkleinern → [Ind⊖] größer, [HInd] kleinerüberwiegt [Ind⊖] → Farbe von Ind⊖

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6. pH-Wert-Indikatoren

Am Umschlagspunkt ist [HInd]=[Ind⊖]:

Ins MWG eingesetzt:

KSInd=

[Ind⊖]

[HInd]· [H3O⊕]

=1

1· [H3O⊕]

Am Umschlagspunkt gilt also:

[H3O⊕] = KSInd

pH = pKSInd

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7. Aufgaben

A1: Gebe für die wässrige Lösungen mit den folgenden Ionenkonzentrationen den jeweiligenpH-Wert an:

a) c(H3O+) = 0,00001 mol/Lb) c(OH – ) = 0,00001 mol/Lc) c(H3O+) = 10−12 mol/Ld) c(OH – ) = 10−12 mol/L

A2: Geben Sie die Hydroniumionenkonzentrationen (c(H3O+)) der Lösungen mit folgen-dem pH-Wert an:

a) pH = 0b) pH = 14

A3: Auf welches Volumen müssen V = 10 mL einer Salzsäure der Konzentration c(HCl) =0,1 mol/L aufgefüllt werden, um eine Lösung mit pH = 5 zu erhalten? Berechne.

A4: V = 20 mL einer Natronlauge mit pH = 14 werden auf V = 2 L verdünnt. Berechneden pH-Wert der verdünnten Lösung

A5: Welche Stoffmenge n(NaOH) an festem Natriumhydroxid muss in einem Liter Wassergelöst werden, um eine Natronlauge mit pH = 11 herzustellen? Berechne.

A6: Unterschiedliches Verhalten von wäßrigen Lösungen verschiedener Natriumsalze: Natri-umchlorid (NaCl), Natriumsulfid (Na2S), Natriumsulfat (Na2SO4), Natriumhydrogensulfat(NaHSO4), Natriumacetat (NaAc)

a) Beschreibe die Versuche und deine Beobachtungen.b) Erkläre das unterschiedliche Verhalten der Lösungen mit Hilfe der Säure Base Theorie

und des Massenwirkungsgesetzes.

A7: Welchen pH-Wert hat eine Ammoniumchlorid-Lösung NH4Cl(aq) mit c0(NH+4 ) = 0,3

mol/L?

A8: Welchen pH-Wert hat eine Natriumacetat-Lösung mit c0(CH3COO−) = 1,2 mol/L?

A9: Welche Anfangskonzentration c0 hat eine Natriumhydrogencarbonat-Lösung mit einempH-Wert von 10?

A10: Welchen pH-Wert hat eine Natriumcyanid-Lösung bei einer Konzentration von c(NaCN)= 0,05 mol/L?

A11: Das Phenolat-Ion C6H5O – ist das Anion der schwachen Säure Phenol, C6H5OH. DasAnion unterliegt der Hydrolyse entsprechend der Gleichung:

27

7. Aufgaben

C6H5O− + H2O C6H5OH + OH−

Eine 0,01 molare Lösung von Natriumphenolat besitzt einen pH-Wert von 11,0. Formuliereden Ausdruck (Term) für die Hydrolysekonstante (Basen-Dissoziationskonstante) nach demMWG. Berechne ihren Wert und den Wert der Säure-Dissoziationskonstante des Phenols.

A12: Der pH-Wert einer 0,1 molaren Natriumnitrit-Lösung beträgt 8,15. Berechne dieHydrolyse-Konstante Kb für NO –

2 . Berechne die Dissoziationskonstante Ks für die Salpet-rige Säure.

A13: Schätze die Lage der folgenden Protolyse-Gleichgewichte qualitativ ab und berechneden pK-Wert und die Gleichgewichtskonstante K. Welche Beobachtungen sind zu erwarten?Es handelt sich bei allen Edukten um wässrige Lösungen.

a) Salzsäure + Natriumhydrogencarbonatb) Natronlauge (= Natriumhydroxid) + Ammoniumchloridc) Natriumhydrogencarbonat + Natriumhydrogensulfatd) Natriumchlorid + Schwefelsäuree) Natriumcarbonat + Ammoniumchloridf) Salzsäure + Natronlauge

A14: Welchen pH-Wert zeigt eine Lösung, die 6 g Essigsäure und 6 g Natriumacetat in500 mL Lösung enthält?

A15: Welchen pH-Wert zeigt eine Lösung , die 3 g HCl und 3 g NaCl in 500 mL Lösungenthält?

A16: Puffer

a) wieviel Gramm NaHCO3 müssen zu 4,00 g K2CO3 gegeben werden, um in 500 mLWasser einen pH von 10,8 einzustellen?

b) welchen pH-Wert hat die Lösung, wenn 100 mL einer 0.1 m HCl zu Lsg. a) gegebenwurden?

c) wieviel mL einer 0.320 m HNO3 müssen zu 4,00 g K2CO3 gegeben werden, um in250 mL einen pH von 10,00 einzustellen?

A17: Noch en Puffer: 1 L Puffer enthält 0,7 mol Dinatriumhydrogenphosophat und 0,3 molTrinatriumphosphat.

a) pH?b) Natronlauge c= 1 mol/l zugeben, Reaktion?c) Wieviele ml NaOH zugeben, bis Pufferkapazität erschöpft ist?

A18: 500 mL wässrige Ammoniak-Lösung (0,2 mol/L) werden mit 500 mL einer Ammoniumchlorid-Lösung gemischt. Welche Konzentration muss die Ammoniumchlorid-Lösung besitzen, da-mit eine Pufferlösung mit dem pH-Wert 9,5 entsteht?

A19: Wie groß ist der pH-Wert einer Pufferlösung, die 0,25 mol Ammoniak und 0,4 molAmmoniumchlorid in

28

a) 500 mL Lösung,b) 1000 mL Lösung enthält?

A20: In welchem Konzentrationsverhältnis liegen Ethansäure und Natriumacetat in einerPufferlösung vom pH-Wert 4,0 vor?

A21: Hergestellt werden soll ein Puffer mit pH = 7.

a) Erläutere und begründe Zusammensetzung und Wirkungsweise eines Puffers.b) Wähle ein Puffersystem aus und berechne seine Zusammensetzung für den gewünsch-

ten pH-Bereich.c) Puffert die berechnete Lösung besser gegen Säure- oder Basenzugabe?d) Setze die Konzentration der Säure des Puffers gleich 0,1 und berechne, welchen pH-

Wert 20 mL der Lösung nach Zugabe von 5 mL 0,01 mol/L Salzsäure hat.e) Welchen pH-Wert hätten 20 mL einer ungepufferten Lösung mit pH = 7 nach Zugabe

der gleichen Säuremenge wie in d)?

A22: Der pKs -Wert einer schwachen Säure betrage 6,5. In einer Pufferlösung betrage dasVerhältnis [A-] : [HA] = 10 : 1. Welchen pH-Wert hat die Lösung? A 9,5; B 7,5; C 6,5; D5,5; E 4,0

A23: Der Magensaft eines Patienten hat den pH - Wert 0,97. Für die Messung der Re-aktionsgeschwindigkeit eines Enzyms werden 5 mL Magensaft entnommen, mit 75 mg Na-triumdihydrogenphosphat und 88,75 mg Dinatriumhydrogenphosphat abgepuffert, um denoptimalen pH-Wert für den Enzymtest zu erhalten. Wie groß ist der pH - Wert?

A24: Wenn die folgenden Lösungen gemischt werden: 200 mL Salzsäure mit c= 8,5*10-4mol/l und 200 mL Schwefelsäure mit c= 2,5*10-3 mol/l und 200 mL Natronlauge mit c=3,5*10-2 mol/l und 200 mL Magnesiumhydroxid mit c= 1,5* 10-6 mol/l und 200 mL Wassermit c= 55,5 mol/l. Was ist der resultierende pH-Wert?

A25: Bei der Neutralisation von 50 mL Essig wurden 40 mL Natronlauge (c= 1 mol/l)verbraucht. Berechne die Konzentration der Essigsäure im Essig.

A26: Zur Neutralisation von 50 mL Salzsäure unbekannter Konzentration wurden 15 mLeiner 1 m Natronlauge verbraucht. Berechne die Konzentration und den pH-Wert der Salz-säure.

A27: Bei der Titration von 50 mL einer Natronlauge werden 20 mL einer 0,1 m Salzsäureverbraucht. Berechne die Konzentration und den pH-Wert der NaOH – Lösung.

A28: Bei der Titration von 100 mL Schwefelsäure schlägt nach Zugabe von 27,6 mL einer1 m Natronlauge der Indikator Bromthymolblau von gelb nach blau um. Wie viel GrammSchwefelsäure enthält ein Liter dieser Säure.

A29: Eine Säure (100 mL, c= 0,01 mol/L, pks =5) wird mit Natronlauge c= 0,1 mol/Ltitriert. Berechnen sie den pH- Wert nach zugabe von a) 5 mL und b) 10 mL. (Volumen-

29

7. Aufgaben

änderungen der Lösung durch NaOH können vernachlässigt werden)

A30: Für die Neutralisation von 30 mL Magensaft benötigt man 90 mL einer 0,1 m NaOH-Lösung. Wie groß ist die Molarität (mol/l) der im Magensaft enthaltenen Salzsäure?

A31: 25 ml Ammoniumchloridlösung wird mit NaOH (c = 1 mol/l) titriert. Nach Zugabevon 10 mL ist man beim Äquivalenzpunkt angekommen. Gesucht ist die Anfangskonzen-tration von Ammoniumchlorid.

A32: Wie groß ist der pH-Wert von 10 L einer 0,1 m Essigsäure (pKs 4,75)? Wie vielGramm Natriumhydroxid muss man zur obigen Gleichung geben, damit sich ein pH von4,75 einstellt?

A33: 10 g Ammoniumsulfat werden in 1 L Wasser gelöst. Wie viel Gramm Natriumhydroxidmuss man zugeben, damit die Lösung pH 9,2 erreicht? (pKs des Ammonium-Ions: 9,2)

A34: Welche Verbindungen muss man mischen, um einen Puffer zu erhalten, dessen pH-Optimum im Bereich pH = 4,6 bis 4,9 liegt?

A35: Wie viel Natriumhydroxid benötigt man um aus 2 L einer 0,1 m Phosphorsäure einenPuffer von pH = 7,1 herzustellen? (pKs der Phosphorsäure: 1,9 ; 7,1 und 12)

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Anhang A. Säurekonstanten bei 25 °C

Anhang A. Säurekonstanten bei 25 °C

Säure HA A⊖ KS pKS

Perchlorsäure HClO4 ClO⊖

4 ≈ 10+9 -9

Iodwasserstoffsäure HI I⊖≈ 10+8 -8

Bromwasserstoffsäure HBr Br⊖≈ 10+6 -6

Salzsäure HCl Cl⊖ ≈ 10+6 -6

Schwefelsäure (1) H2SO4 HSO⊖

4 ≈ 10+3 -3

Hydratisiertes Proton H⊕(aq) H2O 55 -1,74

Salpetersäure HNO3 NO⊖

3 21 -1,32

Oxalsäure (1) (COOH)2 HOOCCOO⊖ 5,9·10−2 1,23

Schweflige Säure (1) H2SO3 HSO⊖

3 1,54·10−2 1,81

Schwefelsäure (2) HSO⊖

4 SO2−

4 1,2·10−2 1,92

Phosphorsäure (1) H3PO4 H2PO⊖

4 7,52·10−3 2,12

Hexaqua-Eisen(III)-Ion [Fe(H2O)6]3+ [Fe(H2O)5OH]2+ 6·10−3 2,22

Fluorwasserstoffsäure HF F⊖ 7,25·10−4 3,14

Salpetrige Säure HNO2 NO⊖

2 4,6·10−4 3,34

Ameisensäure HCOOH HCOO⊖ 1,77·10−4 3,75

Essigsäure CH3COOH CH3COO⊖ 1,76·10−5 4,75

Propansäure C2H5COOH C2H5COO⊖ 1,33·10−5 4,88

Hexaqua-Aluminium-Ion [Al(H2O)6]3+ [Al(H2O)5OH]2+ 1,3·10−5 4,9

Kohlensäure (1) H2CO3 HCO⊖

3 3,5·10−7 6,46

Schweflige Säure () HSO⊖

3 SO2−

3 1,02·10−7 6,91

Schwefelwasserstoff (1) H2S HS⊖ 9,1·10−8 7,04

Phosphorsäure (2) H2PO⊖

4 HPO2−

4 6,23·10−8 7,21

Ammoniumion NH⊕

4 NH3 5,6·10−10 9,25

Blausäure HCN CN⊖ 4,93·10−10 9,31

Hexaqua-Zink-Ion [Zn(H2O)6]2+ [Zn(H2O)5OH]⊕ 2,2·10−10 9,66

Kohlensäure (2) HCO⊖

3 CO2−

3 4·10−11 10,4

Phosphorsäure (3) HPO2−

4 PO3−

4 4,8·10−13 12,32

Schwefelwasserstoff (2) HS⊖ S2− 1,03·10−13 12,9

Wasser H2O OH⊖ 1,8·10−16 15,74

Ammoniak NH3 NH⊖

2 10−23 23

Hydroxidion OH⊖ O2− 10−24 24

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Anhang B. Der pKS-Wert von Wasser

Warum ist der pKS-Wert von Wasser 15,74 und nicht 14?

H2O + H2O H3O⊕ + OH⊖

Um vergleichbare Werte zu erhalten, ist mit gleichen Rechenanweisungen zu arbeiten, d.h.in KS wird die Wasserkonzentration eingerechnet, aber nicht das Quadrat der Wasserkon-zentration:

KS =c(H3O⊕) · c(OH⊖)

c(H2O)pKS = − log KW + log 55, 5

= 14 + 1, 74

= 15, 74

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Literaturverzeichnis

[1] Dickerson, Gray, Haight: Prinzipien der Chemie, 1. Aufl.Berlin, New York: de Gruyter, 1978. ISBN 3-11-004499-4

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