Chemie begreifen, Schulbuch

Für besonders Interessierte Hier wird es anschaulicher Das Wichtigste P4 188 K S ~~ 10 –9 K S ~~ 10 –7 K S ~ 10 –5 pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Ein Indikator wechselt bei einem bestimmten pH-Wert die Farbe. Ein organisches Molekül oder Ion nimmt ein Proton auf oder gibt es ab. Dabei kommt es zu einer Umverteilung der Elektronen, die danach andere Lichtquanten aus dem sichtbaren Bereich aufnehmen und abgeben (Näheres bei V3). Bei geeigneter Kombination von Indikatoren zeigt jeder Farbton einen bestimmten pH- Wert an. Um den pH-Wert genau zu messen, wird anstelle von Indikatoren ein pH-Meter verwendet. Dieses Gerät nützt die Fähigkeit der Hydronium-Ionen, in bestimmte Glassorten eindringen zu können. Deshalb können beim Eintauchen von Gläsern kleine, elektrische Spannungen entstehen, die von der molaren Konzentration der Hydronium-Ionen abhängen. Um dem elektrischen Signal den richtigen pH-Wert zuordnen zu können, muss die Glaselektrode zunächst geeicht werden. Dazu wird sie in verschiedene Lösungen getaucht, deren pH-Wert auf andere Weise bereits exakt bestimmt worden ist. Ein Rechenbeispiel verdeutlicht die Empfindlichkeit des Indikatorgleichgewichts. Methylrot (K S ~ 10 –5 ) zeigt bei pH 5 seine Mischfarbe, dh. die Konzentrationen der Indikator- säure und der Indikatorbase sind etwa gleich groß und betragen zB ~ 10 –7 Mol/l. Gibt man anschließend 10 –3 Mol H 3 O + -Ionen dazu, so reagieren davon nur ungefähr 10 –7 Mol/l mit genauso viel Indikatorbase. Deren Konzentration sinkt auf ca. 2 . 10 –9 Mol/l ab, und die Menge an Indikatorsäure verdoppelt sich nahezu. Von den H 3 O + - Ionen hingegen liegen im neuen Gleichgewicht nur ca. 0,01 % weniger vor – diese Konzentration bleibt fast konstant: Anmerkung: 10 –3 – 10 –7 ~ 10 –3 Die vollständige Verschiebung des Indikatorgleichgewichts verändert die Menge der Hydronium-Ionen kaum, weil die Spuren der Indikatorsäure bzw. Indikatorbase sofort verbraucht sind. Wird die Mischfarbe beobachtet, so gilt c(IndS) ~ c(IndB) bzw. c(H 3 O + ) ~ K S . Wird die Farbe der Indikatorsäure beobachtet, so gilt c(IndS) > c(IndB) bzw. c(H 3 O + ) > K S . Wird die Farbe der Indikatorbase beobachtet, so gilt c(IndS) < c(IndB) bzw. c(H 3 O + ) < K S . umgeformt: pH-Meter Phenolphthalein Bromthymolblau Methylrot Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv