Big Bang HTL 2, Schulbuch

92 Bereich Anorganische Technologie und Ökologie (II. Jahrgang, 4. Semester) 7.3 Harmlos oder Gefährlich? pH-Wert In diesem Kapitel geht es um wässrige Lösungen. Nicht nur die Säurestärke bestimmt, ob diese Lösungen gefährlich sind. Die wichtigste Messgröße dafür ist der pH-Wert. Die meisten werden bei Frage F16 selbst erkennen: Auf die Verdünnung kommt es an! Chemikerinnen sprechen in die- sem Zusammenhang von Konzentration (= welche Menge ist in einem bestimmten Volumen, wie 1 l gelöst?). Da in je- der wässrigen Lösung H 3 O + -Ionen vorhanden sind, wird ihre Konzentration als Maßzahl herangezogen. Um allzu kleine Zahlen zu vermeiden, definiert man den pH-Wert als: pH = –log [H 3 O + ] In Worten: Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Konzentration der H 3 O + Ionen. Wer das jetzt noch nicht ganz verstanden hat (mal ehrlich?) dem hilft vielleicht folgendes Beispiel: [H 3 O + ] = 0,000 1mol/l = 10 –4 mol/l ® pH = 4 Es gilt also: [H 3 O + ] = 10 –pH Haben wir 10 mal mehr Oxoniumionen (also 0,001mol/l), also eine 10 mal stärker konzentrierte Säurelösung gilt: [H 3 O + ] = 0,001mol/l = 10 –3 mol/l ® pH = 3 Der pH-Wert hat sich von 4 auf 3 also nur um 1 verändert! Er ist also keine lineare Skala sondern eine logarithmische. Die Menge an H 3 O + verändert sich um einen Faktor zehn wenn der pH-Wert nur um 1 steigt oder sinkt. F16 Autoprotolyse des Wassers Nun wird aber auch die Stärke einer basischen Lösung mit dem pH-Wert angegeben, obwohl Basen ja keine H 3 O + - sondern OH – -Ionen bilden. Um das zu verstehen, müssen wir uns kurz mit dem Wasser, unserem Lösungsmittel, beschäftigen. Obwohl die Phosphorsäure stärker ist als die Essigsäu- re (siehe Tab 7.2) trinken wir sie im Cola bedenkenlos, nach einem Schluck Essigessenz hätte man hingegen starke Verätzungen. Wie lässt sich das erklären? Das Aquariumwasser soll einen pH-Wert zwischen 6,5 und 8,5 haben. Wie lässt sich das überprüfen? F16 F17 Abb. 7.12: pH-Wert Das Wasser ist ein Ampholyt, kann also sowohl als Säure, als auch als Base reagieren (siehe Seite 58). Auch im aller­ reinsten Wasser kommt es also zur folgenden Reaktion: H 2 O + H 2 O OH – + H 3 O + Säure Base Wasser ist allerdings eine sehr schwache Säure und Base, deshalb liegen im Gleichgewicht nur sehr wenige OH – und H 3 O + vor und zwar nur je 10 –7 mol/l (0,000 000 1mol/l !) Die Reaktion zweier Wassermoleküle miteinander wird auch die Autoprotolyse des Wassers genannt. Wie für jedes Gleichgewicht lässt sich dafür die Gleichge- wichtskonstante berechnen. Für sehr verdünnte Lösungen ist die Konzentration des Wassers mit 55,4mol/l quasi kon- stant und kann in die Konstante (K W ) gezogen werden. K = ​ [OH – ] · [H 3 O + ] __________ [H 2 O] · [H 2 O] ​ | · [H 2 O] · [H 2 O] K W = [OH – ] · [H 3 O + ] = 10 –7 · 10 –7 = 10 –14 In reinem Wasser ist also die Menge an OH – und H 3 O + Ionen gleich. Solche Lösungen werden oft als neutral bezeichnet. Neutral bedeutet also nicht, dass wir keine sauer oder basisch wirkenden Teilchen haben sondern gleich viele. Wenn nun also durch Zugabe einer Säure die H 3 O + Konzen- tration steigt, muss die Menge an OH – abnehmen um das Produkt gleich zu halten. Gibt man hingegen eine Base zu und erhöht damit [OH – ] muss [H 3 O + ] sinken. In jeder wässrigen Lösung ist das Produkt aus Hydroxid- und Oxoniumionen konstant. K W = [OH – ] · [H 3 O + ] = 10 –14 Durch diesen fixen Zusammenhang der beiden Ionen kann also die basische Wirkung einer Lösung trotzdem durch den pH-Wert angegeben werden. Es gilt also: [OH – ] · [H 3 O + ] = 10 –14 pOH + pH = 14 mit pOH = –log [OH – ] z. B.: [OH – ] = 0,01mol/l = 10 –2 mol/l ® 10 –2 · [H 3 O + ] = 10 –14 ® 2 + pH = 14 ® pH = 12 Abb. 7.13: Grafische Veranschaulichung des K W -Wertes Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv