Stoffe, Schulbuch

Säuren und Basen 105 Diese Säurestärke kann auch gemessen werden: Säurename Formel Säurestärke Perchlorsäure HClO 4 –9 Salzsäure HCl –6 Schwefelsäure H 2 SO 4 –3 Phosphorsäure H 3 PO 4 2 Essigsäure CH 3 COOH 5 Kohlensäure H 2 CO 3 6 Je kleiner der Wert der Säurestärke, desto stärker ist die Säure. Eine um eine Einheit kleinere Säurestärke bedeutet, dass die Säure 10 mal stärker ist. So ist etwa die Essigsäure ungefähr 10 mal so stark wie die Kohlen- säure. Die Säurestärke hängt aber nicht von der Anzahl der Wasserstoff- Atome eines Säure-Moleküls ab. Der pH-Wert Der pH-Wert ist ein Maß dafür, wie sauer eine Lösung ist. Wir messen den pH-Wert mit Universal-Indikator papierstreifen. Taucht man ein Stück des Indikatorpapiers in die Lösung, verfärbt sich der Indikator orange bis rot, wenn die Lösung sauer ist. Auf einer Vergleichsskala kann man den pH-Wert ablesen. Reines Wasser nennt man neutral. In diesem zeigt der Universalindikator eine grüne Färbung (siehe Abb. 105.2). Reines Wasser (frisch und mehrfach destilliert) hat den pH-Wert 7. Je saurer die Lösung ist, desto kleiner ist der pH-Wert. Für genauere pH-Wert-Messun- gen dienen elektrische pH-Messgeräte, die man pH-Meter nennt. Speiseessig hat einen pH-Wert von ca. 2,4. Dieser ändert sich beim Verdünnen (Versuch 105.1). Solche Lösungen greifen Haut und vor allem Augen an, sie sind ätzend. Extrem stark saure Lösungen haben sehr niedrige pH-Werte. Der pH-Wert einer Säure-Lösung hängt von der Stärke einer Säure und von ihrer Konzentration in der Lösung ab. Bei gleicher Konzentration sind die pH-Werte der Säure-Lösungen ein gutes Maß für die Säurestärke (siehe Abb. 105.1). Eine verdünnte Lösung einer star- ken Säuren kann aber durchaus den gleichen pH-Wert haben, wie eine kon- zentrierte Lösung einer schwächeren Säure. Je kleiner der pH-Wert ist, desto mehr Wasserstoff-Ionen sind in einer Lösung vorhanden. Ein Schritt im pH bedeutet immer eine Verzehnfachung der Anzahl dieser Ionen. Bei pH=5 sind also zehnmal so viele H + -Ionen wie bei pH=6 vorhanden, bei pH=4 sind es schon hundertmal so viele. Abb. 105.2: Lösung einer Säure (links) und Wasser (rechts) mit Universalindikatorlösung versetzt bzw. mit Universalindikatorpapier im Vergleich pH-Meter 0,70 Schwefelsäure pH-Meter 1,00 Salzsäure pH-Meter 2,88 Essigsäure pH-Meter 3,73 Kohlensäure „Supersäuren" Säuren die stärker sind als konzentrierte Schwefelsäure, werden auch als Super- säuren bezeichnet. Die stärksten bekann- ten Säuren sind die Fluorsulfonsäure (HSO 3 F) und die Fluor-Antimon-Säure (HSbF 6 ). Eine Mischung dieser beiden Säuren ist noch tausend mal stärker und wird als „magische Säure" bezeichnet. Eine Mischung aus Salzsäure und Salpe- tersäure (im Verhältnis 3:1) bezeichneten schon die Alchemisten als „Königswas- ser". Diese Mischung ist in der Lage sogar Gold, den „König" der Metalle, aufzulösen. Die Flusssäure HF ist eine der wenigen Säuren, die in der Lage ist, Glas anzugrei- fen. Sie wird bei der Herstellung von Com- puter-Chips verwendet und ist äußerst giftig. Im Gegensatz zu manchem Hollywood- Film gibt es jedoch keine Säure, die in der Lage wäre, sich innerhalb von Sekunden durch Beton oder ähnliche Materialien „durchzufressen". Abb. 105.1: pH-Werte verschiedener Säuren gleicher Konzentration Prüf den pH-Wert von Speiseessig mit Universalindikatorpapier und mit dem pH–Meter (falls vorhanden). Verdünne und prüfe nochmals. Wie verändert sich der pH-Wert saurer Lösungen beim Verdün- nen? Versuch 105.1 pH-Wert-Überprüfung Indikatorpapier Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv