Didaktik der Chemie / Universität Bayreuth

Stand: 20.09.10

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4.6 Die Zahl der Oxonium-Ionen

Material: V 1

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4.6.1 Die Stärke von Säuren

600.000.000.000.000 H2O     ----->      H3O+ + OH- + 599.999.999.999.998 H2O

Vergleich 1: Salzsäure mit "genügend" Wasser; Modell (Vereinfachung der Zahlen):

100 H2O + 10 HCl     ----->     10 H3O+ + 90 H2O + 10 Cl-

Vergleich 2: Salzsäure mit wenig Wasser

10 H2O + 100 HCl     ----->     10 H3O+ + 90 HCl + 10 Cl-

V1:  pH-Wert konzentrierter Essigsäure
M:
bulletEisessig, ev. getrocknet
bulletWasser
bulletUniversalindikatorpapier
D: 
  1. Sehr schnell pH des Eisessigs prüfen, ablesen.
  2. Wasser zugeben, erneut prüfen. Vergleich.
E:
  1. pH = 6-7
  2. pH = 4
I:  Erst steht kein Wasser für die Protolyse zur Verfügung.

In beiden Fällen, ob wenig Säure in Wasser ist (verdünnt) oder ob eine konzentrierte Säure vorliegt: die Zahl der Oxoniumionen ist gleich.

A: Sind die Lösungen deshalb gleich "gefährlich" z.B. für die Haut?

Die Zahl der Oxoniumionen, die in einer Lösung vorliegen, sagen nichts über die Stärke einer Säure aus. Die Säurestärke ist eine Eigenschaft jeder Säure an sich: sie kann nur beurteilt werden, wenn genügend Wasser (Überschuss) vorliegt. Erst mit einem Wasserüberschuss kann man erkennen, wie viele Oxoniumionen wirklich gebildet werden können, "wenn man die Säure lässt". Als Maß für die Säurestärke gilt deshalb das Verhältnis zwischen dissoziiertem und undissoziiertem Anteil der Säure in u.a. Form. Dieser Wert ist kennzeichnend für die Säure, also eine Stoffkonstante:

HA + H2O -----> H3O+ + A-

  c(H3O+)*c(A-)
k = -------------------
  c(HA)

Exkurs: Beispiel Wasser:

600.000.000.000.000 H2O      ----->     H3O+ + OH- + 599.999.999.999.998 H2O

  1 * 1    
k = ------------------------------  = 0.0000000000000016  = 1.6*10-15
  599.999.999.999.998    

Bei starken Säuren können entsprechend sehr hohe Zahlen vorkommen. Das ist unpraktisch. Deshalb vereinfacht man:

bulletman gibt nur die Anzahl der Stellen der Zahl an und
bulletum einen "schönen", positiven Wert zu erhalten, weil man es meistens mit stärkeren Säuren als Wasser zu tun hat, invertiert man das Ergebnis. Man erhält den sogenannten pK:

pK = -log k      (Hinweis: p von lat. "potentia")

Beispiel Wasser:

pK = -log 1.6*10-15 ~ 15

An hohen pK-Werten erkennt schwache, an negativen sehr starke Säuren. Dabei kann man Basen als extrem schwache Säuren auffassen.

Beispiele für Werte:

Name der Säure H+Rest Base pKS1
Perchlorsäure H ClO4 ClO4- -9

Chlorwasserstoff(!)

H Cl Cl- -6
Schwefelsäure H2 SO4 HSO4- -3
Salpetersäure H NO3 NO3- -1.3
Chlorsäure H ClO3 ClO3- 0
Hydrogensulfat-Anion H SO4- SO42- 2
Schweflige Säure H2 SO3 HSO3- 2
Phosphorsäure H3 PO4 H2PO4- 2
Fluorwasserstoff H F F- 3
Essigsäure H OOC-CH3 H3C-COO- 4.7
Kohlensäure H2 CO3 HCO3- 6.5
Ammonium-Ion H+NH3 NH3 9.2
Wasser H2 O OH- 15.7
Hydroxid-Anion H  O- O2- 24

Faustregel nach Pauling: aus der Form XOm(OH)n

bulletm=0 sehr schwach
bulletm=1 schwach
bulletm=2-3 stark

pKS1 : pKS2 : pKS3 = 1 : 10-5 : 10-10

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4.6.2 Die aktuelle Konzentration

In der Praxis ist allerdings der vorliegende Anteil Säure wichtiger, da in der Regel genügend Wasser vorliegt und die Säuren stark verdünnt sind.

Aus den gleichen Gründen wie beim pK verwendet man auch hier lieber die Exponenten:

pH = -log c(H3O+)

Beispiel:

100 H2O + 10 HCl     ----->     10 H3O+ + 90 H2O + 10 Cl-

100 H2O + 20 HCl     ----->     20 H3O+ + 80 H2O + 20 Cl-

c(H3O+) einer verdünnten Salzsäure sei 10-5 mol/l. Dann ist:

pH = -log 10-5 = -(-5) = 5

In Wasser sind nur Oxoniumkonzentrationen zwischen pH=0 und 14 möglich.

bulletpH=0 bedeutet, dass die Konzentration der Oxoniumionen 1 mol/l beträgt.
bulletpH=14 bedeutet, dass die Konzentration der Oxoniumionen 10-14 mol/l beträgt.

Theoretisch müssten pH-Werte in Wasser bis pH=-1,74 (-log 55,4) möglich sein.

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    E-Mail an: Walter.Wagner ät uni-bayreuth.de