Elemente und Moleküle, Schulbuch

56 4 ANoRGANISCHe ReAKtIoNStYPeN Der pH-Wert Aus der p K A -Tabelle kann man für die wichtigsten Säuren und Basen die Stärke ab- lesen. Diese gibt aber noch keine Information darüber, wie sauer oder basisch eine konkrete Lösung ist, da dafür nicht nur die Stärke der Säure bzw. Base, sondern auch deren Konzentration maßgeblich ist. So ist zB eine Salatmarinade stärker sauer als eine Salzsäure, bei der 1 Tropfen konzentrierte HCl in 1 m 3 Wasser gelöst ist, obwohl die Salzsäure die viel stärkere Säure ist. Ein Maß für die saure bzw. basische Wirkung einer bestimmten Lösung ist der pH-Wert . In allen verdünnten wässrigen Lösungen muss das Ionengleichgewicht des Wassers K W = c (H 3 O + ) • c (OH – ) = 10 –14 erfüllt sein. Bei Zunahme der Konzentration einer Ionen- art sinkt die Konzentration der anderen, sodass K W wieder erfüllt wird. So steigt bei Zugabe einer Säure die H 3 O + -Ionenkonzentration, während die OH – -Ionenkonzent- ration abnimmt. Andererseits steigt bei Zugabe einer Base die Konzentration der OH – -Ionen, bei gleichzeitiger Abnahme der H 3 O + -Ionenkonzentration. Beide Ionen- arten sind daher ein direktes Maß für den sauren bzw. basischen Charakter einer Lösung. Für eine mathematische Vereinfachung verwendet man wieder den negativen de- kadischen Logarithmus der Konzentrationswerte. Der negative dekadische Logarith- mus der H 3 O + -Ionenkonzentration wird pH-Wert genannt, jener der OH – -Ionenkon- zentration pOH-Wert . Da pH und pOH voneinander abhängig sind (pH + pOH = 14), genügt die Angabe eines Zahlenwertes für die Charakterisierung einer Lösung. Man einigte sich auf den pH-Wert. Lösungen, bei denen gilt: c (H 3 O + ) = c (OH – ) = 10 –7 mol/L, dh. pH = pOH = 7, bezeichnet man als neutral. pH = –lg c (H 3 O + ) und pOH = – lg c (OH – ) Der pH-Wert ist von der Stärke und Konzentration der Säure bzw. Base abhängig. Beispiel: Bestimme die c (H 3 O + ), die c (OH – ) und den pOH-Wert eines Orangensaftes mit dem pH-Wert = 3! c (H 3 O + ) = 10 –3 mol/Liter, c (OH – ) = 10 –11 mol /Liter pOH = 11 Beachte, dass sich bei einem pH-Sprung um 1 die H 3 O + -Ionen-Konzentration um das 10fache ändert! schwach basisch stark basisch Wasser-Molekül OH – -Ion Basenteilchen BH + -Teilchen schwach sauer stark sauer Wasser-Molekül Säure-Molekül H 3 O + -Ion Säure-Anion HCl ( c = 0,1 mol/L) 1,0 Magensaft 1,8 Wein 3,4 Kaffee 5,0 Milch 6,7 Blut 7,4 Meerwasser 8,3 Borax-Lösung 9,2 Ammoniak-Lösung 11,9 NaOH (c = 0,1 mol/L) 13,0 Abb. 56.3: pH-Werte einiger Flüssigkeiten Abb. 56.2: Stark und schwach basische Lösungen Abb. 56.1: Stark und schwach saure Lösungen pH pOH 10 0 10 –14 0 14 10 –1 10 –13 1 13 10 –2 10 –12 2 12 10 –3 10 –11 3 11 10 –4 10 –10 4 10 10 –5 10 –9 5 9 10 –6 10 –8 6 8 10 –7 10 –7 7 7 10 –8 10 –6 8 6 10 –9 10 –5 9 5 10 –10 10 –4 10 4 10 –11 10 –3 11 3 10 –12 10 –2 12 2 10 –13 10 –1 13 1 10 –14 10 0 14 0 c (H 3 O + ) c (OH – ) saurer Bereich basischer Bereich neutral stark sauer schwach sauer schwach basisch stark basisch Abb. 56.4: Zusammenhänge zwischen den Konzentrationen der H 3 O + -Ionen, der OH – -Ionen sowie der pH-Werte und der pOH-Werte. Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv