4.6 Die Zahl der Oxonium-Ionen

Material:

V 1

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

	Eisessig, ev. getrocknet
	Wasser

Universalindikatorpapier

Sehr schnell pH des Eisessigs prüfen, ablesen.
Wasser zugeben, erneut prüfen. Vergleich.

pH = 6-7
pH = 4

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:

	man gibt nur die Anzahl der Stellen der Zahl an und
	um 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	pK_S1
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^-	SO₄^2-	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 XO_m(OH)_n

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

pK_S1 : pK_S2 : pK_S3 = 1 : 10^-5 : 10^-10

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.

	pH=0 bedeutet, dass die Konzentration der Oxoniumionen 1 mol/l beträgt.
	pH=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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