pH - Wert von Säuregemischen - Allgemeine Chemie - treffpunkt-naturwissenschaft.com

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Donnerstag, 18. Juni 2015, 23:23

pH - Wert von Säuregemischen

Gegeben sei ein Gemisch aus zwei Säuren HA und HB

\[HA \ \ <-> \ \ H^+ \ + \ A^-\]

\[K_{HA} \ = \ \frac { c(H^+) \ \cdot \ c(A^-)}{c_0(HA) \ - \ c(A^-)} \ \ => \ \ c(A^-) \ = \ \frac { K(HA) \ \cdot \ c_0(HA)}{c(H^+) \ + \ K(HA)} \]

\[HB \ \ <-> \ \ H^+ \ + \ B^-\]

\[K_{HB} \ = \ \frac { c(H^+) \ \cdot \ c(B^-)}{c_0(HB) \ - \ c(B^-)} \ \ => \ \ c(B^-) \ = \ \frac { K(HB) \ \cdot \ c_0(HB)}{c(H^+) \ + \ K(HB)} \]

Ladungsbilanz :

\[c(H^+) \ = \ c(A^-) \ + \ c(B^-) \ + \ c(OH^-)\]

Ersetzen der Konzentrationen der Anionen gemäß den MWG - Beziehungen für die Dissozziation der Säuren und der Eigendissozziation des Wassers:

\[c(H^+) \ \ = \ \ \frac { K(HA) \ \cdot \ c_0(HA)}{c(H^+) \ + \ K(HA)} \ + \ \ \frac { K(HB) \ \cdot \ c_0(HB)}{c(H^+) \ + \ K(HB)} \ + \ \frac { K_W}{c(H^+)} \]

Nach Umstellen ergibt sich eine Gleichung vierten Grades. Was zwar grundsätzlich exakt lösbar ist , man sich das mMn aber nicht antun sollte. Wer also keinen Zugang zu einem Rechner hat, muss nach Näherungslösungen suchen. Mehr dazu dann in meinem nächsten Beitrag.
Gruß FKS

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Friedrich Karl Schmidt

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2

Freitag, 19. Juni 2015, 22:06

http://treffpunkt-naturwissenschaft.com/…D=2982#post2982

Zitat von »Friedrich Karl Schmidt«

\[c(H^+) \ \ \approx \ \ \frac { K(HA) \ \cdot \ c_0(HA)}{c(H^+) } \ + \ \ \frac { K(HB) \ \cdot \ c_0(HB)}{c(H^+) } \ + \ \frac { K_W}{c(H^+)}\]

\[\ c(A^-) \ = \ \frac { K(HA) \ \cdot \ c_0(HA)}{c(H^+) \ + \ K(HA)} \]

Dividieren der Gleichung durch die Gesamtkonzentration von HA führt zu einer ( exakten ! ) Gleichung führ den Dissoziationsgrad :

\[\frac {c(A^-)}{c_0(HA)} \ := \ \alpha \ = \ \frac { K(HA) \ }{c(H^+) \ + \ K(HA)} \]

So dass für die Fallgruppe

\[c_0(HA) > c(H^+) \ >> \ K_S(HA) \ \ => \ \ \alpha \ << \ 1\]

mit guter Näherung gilt :

\[c(HA) \ = \ c_0(HA) \ \cdot \ ( \ 1 - \ \alpha \ ) \ \approx \ c_0(HA) \]

Was bekanntlich die Voraussetzung darstellt für die Brauchbarkeit der Näherungslösung, die ( nur bedingt zutreffend ) als "Formel für die Berechnung des pH - Werts " schwacher Säuren " bezeichnet wird:

\[c_0(HA) > c(H^+) \ >> \ K_S(HA) \ \ : \ c(H^+) \ \approx \ \sqrt {K(HA) \ \cdot \ c_0(HA)}\]

Sieht man nun im Fall eines Gemischs aus zwei Säuren HA un HB die Voraussetzung

\[c_0(HA) \ >> \ K_S(HA) \ bzw. c_0(HB) \ >> \ K_S(HB)\]

für beide Säuren als erfüllt an, dann kann man in

\[c(H^+) \ \ = \ \ \frac { K(HA) \ \cdot \ c_0(HA)}{c(H^+) \ + \ K(HA)} \ + \ \ \frac { K(HB) \ \cdot \ c_0(HB)}{c(H^+) \ + \ K(HB)} \ + \ \frac { K_W}{c(H^+)}\]

die Gleichgewichtskonstanten K(HA) und K(HB) in den Nennern der MWG - Beziehungen vernachlässigen, wodurch sich die folgende Gleichung erheblich vereinfacht :

\[c(H^+) \ \ \approx \ \ \frac { K(HA) \ \cdot \ c_0(HA)}{c(H^+) } \ + \ \ \frac { K(HB) \ \cdot \ c_0(HB)}{c(H^+) } \ + \ \frac { K_W}{c(H^+)}\]

\[c^2(H^+) \ \ \approx \ \ K(HA) \ \cdot \ c_0(HA) \ + \ K(HB) \ \cdot \ c_0(HB) \ + \ K_W\]

\[c(H^+) \ \ \approx \ \ \sqrt { K(HA) \ \cdot \ c_0(HA) \ + \ K(HB) \ \cdot \ c_0(HB) \ + \ K_W }\]

und für den Fall, dass man die Ionen aus dem Wasser vernachlässigen kann :

\[c(H^+) \ \ \approx \ \ \sqrt { K(HA) \ \cdot \ c_0(HA) \ + \ K(HB) \ \cdot \ c_0(HB)}\]

Gruß FKS

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Qniemiec

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3

Montag, 22. Juni 2015, 16:03

Hallo, und danke erstmal für diese Herleitung und die Stelle, wo was vernachlässigt werden kann/darf/soll - würde man mit der exakten Formel rechnen, ergäbe sich das wahrscheinlich ganz praktisch durch die begrenzte Zahl der signifikanten Nachkommastellen des benutzten Rechners bzw. Rechenprogramms, so aber tappt man halt immer etwas im Dunkeln, und wenn man diese Formel dann irgendwo als "die" Formel für den pH-Wert zweier schwacher Säuren gelistet findet, ohne präzise Eingrenzung ihres Geltungsbereichs (schon allein der Begriff "schwache Säure" ist ja auf mindestens zweierlei Weise gebräuchlich), wird's richtig zappenduster. Na ja, ein weites Feld...
Qniemiec

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Friedrich Karl Schmidt

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4

Montag, 22. Juni 2015, 17:37

Zitat von »Qniemiec«

Hallo, und danke erstmal für diese Herleitung und die Stelle, wo was vernachlässigt werden kann/darf/soll - würde man mit der exakten Formel rechnen, ergäbe sich das wahrscheinlich ganz praktisch durch die begrenzte Zahl der signifikanten Nachkommastellen des benutzten Rechners

Bevor das relevant wird. hätte ich doch eher an die Genauigkeit der vorgegebenen Werte für die Gleichgewichtskonstanten und die Konzentrationen gedacht.

Zitat von »Qniemiec«

schon allein der Begriff "schwache Säure" ist ja auf mindestens zweierlei Weise gebräuchlich

.....Was mir neu ist. Woran haben Sie dabei gedacht ?

Gibt es noch einen Fall, den man Ihrer Meinung nach hier oder als eigenes Thema diskutieren sollte.

Wenn ich Sie recht verstanden habe, arbeiten Sie für Wikipedia ? Ich habe in mehreren Einzelfällen mal versucht , eine Korrektur zu veranlassen, was mir aber bisher nie nachhaltig gelungen ist. Braucht man da Beziehungen ?

Gruß FKS

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Qniemiec

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5

Montag, 22. Juni 2015, 18:36

Schwache Säure <> schwache Säure

Hallo Friedrich Karl Schmidt,
Sie schreiben

Zitat von »Friedrich Karl Schmidt«

Zitat

schon allein der Begriff "schwache Säure" ist ja auf mindestens zweierlei Weise gebräuchlich

.....Was mir neu ist. Woran haben Sie dabei gedacht ? Gibt es noch einen Fall, den man Ihrer Meinung nach hier oder als eigenes Thema diskutieren sollte.

Also seitdem ich mich intensiver mit der Thematik beschäftige, merke ich, dass es quasi zwei sich verbal unterscheidende Skalen gibt, einmal die traditionell zweigeteilte, die in etwa so geht:

Starke Säuren > mittelstarke Säuren > schwache Säuren > Wasser > schwache Basen > mittelstarke Basen > starke Basen

und dann noch einmal die neuere, durchgehende Skala

Sehr starke Säuren > starke Säuren > mittelstarke Säuren > schwache Säuren > sehr schwache Säuren

bei der man jeweils links und rechts auch noch die Supersäuren und die Superbasen anstückeln könnte.

Die ältere, quasi zweigeteilte Skala entspricht dabei etwa der Herangehensweise meines alten Hollemann/Wiberg, der sagt: Ist eine 1-molare Lösung des betreffenden Elektrolyten praktisch zu 100% dissoziiert (α = 100%), spricht man von einer starken Säure oder Base, ist sie zu weniger als 100%, aber immer noch mehr als 1% dissoziiert (100% > α > 1%, Kc > 0,0001), von einer mittelstarken Säure oder Base, und bei weniger als 1%iger Dissoziation (α < 1%, Kc < 0,0001), von einer schwachen Säure oder Base.

Das wichtigste aber ist, das eine "schwache Säure" nach dieser Terminologie nie einen pH-Wert > 7 erzeugen kann, während das bei einer "schwachen Säure" der neueren, durchgehenden Skala regelmäßig der Fall sein sollte.

Grund für die neue Terminologie, wie ich sie zB. im Anorganikum und vielen anderen neueren Quellen, auch der Wikipedia finde, ist wohl ähnlich wie in der Physik (wo man nur noch von - mal positiven, mal negativen - Beschleunigungen spricht) die Vereinfachung bzw. Vereinheitlichung, wobei das ganze an den Enden auch durchaus mit der traditionellen Wortwahl harmoniert, also eine sehr starke Säure zu einer sehr schwachen korrespondierenden Base und umgekehrt gehört - dazwischen aber muss man höllisch aufpassen, welche Terminologie gerade benutzt wird.

Wenn also sicher sein soll, wovon die Rede ist, kann man das allein anhand des pKs-Werts eindeutig beantworten.

Zitat

Wenn ich Sie recht verstanden habe, arbeiten Sie für Wikipedia ? Ich habe in mehreren Einzelfällen mal versucht , eine Korrektur zu veranlassen, was mir aber bisher nie nachhaltig gelungen ist. Braucht man da Beziehungen ?

Was die Wikipedia angeht: Ja, ich schreibe da, sofern ich mich kompetent fühle, mit, wobei das mit der Nachhaltigkeit so eine Sache ist. Da dort jedermann mitschreiben kann, kann es - wie in der Evolution - auch mal vorkommen, dass es erstmal 'ne kürzere oder längere Weile wieder rückwärts geht. Man darf sich also keineswegs daran klammern, dass das, was man beiträgt, dann auch so stehenbleibt. So erinnere ich mich etwa an eine längere mit schwerem Geschütz und großem Eifer geführte Diskussion dazu, was denn nun der pKs-Wert der Oxoniumionen sei, -1,74 oder 0 - da es dabei recht hochteoretisch zuging, kann ich dazu leider nix sagen - "gewonnen" hat wohl das Lager derer, die 0 für den korrekteren Wert halten (bei den übrigen pKs-Werten dagegen herrscht glücklicherweise Übereinstimmung).

Wikipedia ist also das, was man "work in progress" nennt, und dass dort nicht nur zertifizierte Experten schreiben dürfen, hat durchaus auch seinen Charme. Auf die Dauer aber sollte sich so oder so das durchsetzen, was die Realität am besten wiedergibt, einfach, weil es quasi die stabilere Sicht ist.

Man liest sich,
Qniemiec

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Friedrich Karl Schmidt

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6

Mittwoch, 24. Juni 2015, 17:26

pKs von Oxoniumionen

Zitat von »Qniemiec«

Wikipedia ist also das, was man "work in progress" nennt, und dass dort nicht nur zertifizierte Experten schreiben dürfen, hat durchaus auch seinen Charme.

Was auch ich durchaus so sehe. Zumal ich mir darüber im Klaren bin, dass ich selbst nicht zu denen gehören würde, die bei Wikipedia als "zertifizierte Experten" gelten würden, andererseits aber einige Herren dort Expertenstatus haben, denen ich in einem anderen Forum immer mal wieder Nachhilfe zu einem besseren Verständnis musste zuteil werden lassen.Dies aber mit eher geringem Erfolg, wie ich leider bekennen muss.

So sehe ich es auch nicht als Zeichen angemessener Reflexionsbereitschaft, wenn die Diskussion um den pKs - Wert der Oxoniumionen länger hingezogen hat. Denn der Fall sollte eigentlich nicht nur unter Experten unstreitig sein.

Nach BRÖNSTED gilt : \[ \ H_3O^+ \ + \ H_2O \ \ <-> \ \ H_2O \ + \ H_3O^+ \] Was natürlich zu Ks = 1 => pKs = 0 führt. Und dies sogar unabhängig davon, ob man die MWG - Beziehung korrekt mit Aktivitäten oder ( allgemein ) nicht korrekt mit Stoffmengenkonzentrationen formuliert. Was den Anhängern von pKs = -1,74 <=> Ks = 55,56 hätte zu denken geben müssen.

nach ARRHENIUS gilt : \[ \ H_3O^+\ \ <-> \ \ H_2O \ + \ H^+ \ \]
\[ \ K_S \ = \ \frac {a(H^+) \ \cdot \ a(H_2O)}{a(H_3O^+)}\] Diese Beziehung gilt zwar allgemein, muss aber auch und insbesondere für reines Wasser gelten. Was unter Beachtung von a(H2O) = 1 zu einer Übereinstimmung mit BRÖNSTED bei a(H+) = a(H_3O+) führt. Womit sich dann nach Einsetzen Ks = 1 ergibt. Aber es geht natürlich auch so : \[ \ K_S \ = \ \frac {a(H^+) \ \cdot \ 1 }{a(H_3O^+)}\]
\[ \ K_S \ = \ \frac {K_W \ \cdot \ 1 }{a(H_3O^+) \ \cdot \ a(OH^-)} \ = \ \frac {K_W}{K_W} \ = \ 1 \]

Käme man aber auf welchem Weg auch immer zu pKs = - 1,74 , so hätte die Chemie schon mal das Problem, dass sich nach BRÖNSTED ein anderer Wert für Ks(H3O+) bzw pKs(H3O+) ergibt als nach ARRHENIUS . Von dem Problem mit Dimension und Einheit gar nicht erst zu reden.

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Qniemiec

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7

Mittwoch, 24. Juni 2015, 19:20

Hallo, und danke erstmal für Ihre Argumentation, denn so hab ich das auch mal gelernt.
Nun aber (ich arbeite auch als Nachhilfelehrer) sehe ich, dass "heutzutage", wenn nicht überall, so doch zumindest in der Schule, allenthalben mit der pKs(H3O+)=-1,74-Konvention gerechnet zu werden scheint, und da frage ich mich natürlich (was man als Lehrer eigentlich von Zeit zu Zeit immer mal tun sollte ;-)), ob ich da nicht irgendwas verschlafen habe.
Ebenso wie diese ganze pH-Wert-Rechnerei, die es "zu meiner Zeit" - bis auf vielleicht mal 'ne Pufferlösung - so nicht gab. Zumal ja, wie es aussieht, andauernd irgendwelche Maßeinheiten u.dgl. neu definiert werden, selbst das gute alte "Jod" nun englisch-kompatibel "Iod" geschrieben wird und man damit bei 'nem senkrechten Strich nicht mehr weiß, ob das nun ein großes "I", ein kleines "L" oder besagtes "Iod" sein soll :-().
Zum Glück aber spielt dieser pKs(H3O+), welchen Zahlenwert auch immer er haben mag, nur selten eine Rolle, aber verwirrend ist es trotzdem.
Und für jemanden, der sein Abi noch vor sich hat, auch höchst gefährlich, sich da ggf. aufgrund eigener Überlegungen auf die - aus Sicht des Lehrers - falsche Seite zu stellen. So wie jener Schüler, der - Sie erinnern sich - die Pufferlösung statt per Henderson-Hasselbalch mittels MWG berechnen wollte. Wobei das natürlich auch immer davon abhängt, was der jeweilige Lehrer höher benotet: die eigene gedankliche Anstrengung des Schülers oder aber das Abhaspeln des eigenen vorgefertigten "Erwartungshorizonts". Da nagt ein anderer als der eigene Lösungsweg ggf. auch arg am Ego...
Na ja, das erstmal auf die Schnelle ;-)),
Qniemiec

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Friedrich Karl Schmidt

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8

Donnerstag, 25. Juni 2015, 17:05

Zitat von »Qniemiec«

Nun aber (ich arbeite auch als Nachhilfelehrer) sehe ich, dass "heutzutage", wenn nicht überall, so doch zumindest in der Schule, allenthalben mit der pKs(H3O+)=-1,74-Konvention gerechnet zu werden scheint, und da frage ich mich natürlich (was man als Lehrer eigentlich von Zeit zu Zeit immer mal tun sollte ;-)), ob ich da nicht irgendwas verschlafen habe.

Bei so manchen "Neuschöpfungen " wäre es in der Tat kein Schaden, wenn man sie verschlafen würde.

Da pKs(H3O+) = - 1,74 nachweislich falsch ist, dieser Fehler aber nicht ausgemerzt wird, liegt das eigentliche Verständnisproblem offensichtlich tiefer. Wobei ich sicher nicht fehl gehe in der Annahme, dass der tiefere Grund dafür ist, dass viele , wqahrscheinlich eine Mehrheit der Lehrer anscheinend kein Problem damit hat, die Stoffmengenkonzentration eines festen oder flüssigen Reinstoffes gleich "1" zu setzen, obwohl jedem, der rechnen kann, bekannt sollte, dass hier mit "rho" für die Dichte und M für die molare Masse gilt :
\[c(X) \ = \ \frac {\rho(X)}{M(X)}\] Ein Fehler, der sich ja nicht etwa auf das Wasser beschränkt, sondern immer wieder auftritt, wenn feste oder flüssige Reinstoffe in MWG - Beziehungen oder der NERNST - Gleichung auftreten.

Ich finde, dass man hier bei jeder Gelegenheit dagegen halten sollte.

Gruß FKS

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Qniemiec

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9

Donnerstag, 25. Juni 2015, 17:59

Ok, diese Definition der Konzentration dürfte sicher jedem geläufig sein, daran also liegt es m.E. nicht - was dafür umso mehr Verwirrung stiftet, ist die Sache mit den Aktivitäten, die ja bei Reinstoffen = 1 sein sollen. Wenn man dann also im Krebsgang Konzentration = Aktivität setzt, kommt man bei reinem Wasser auf 1, und da sind wir dann mitten im Problem.
Wobei es mit der Akti vität auch so eine Sache ist: mein HoWi beschreibt sie als quasi "effektive Teilchenzahl" bzw. Konzentration, dh. das, was von der stöchiometrischen Konzentration lt. Einwaage tatsächlich MWG-mäßig wirksam wird, woraus ich schließen würde, dass die Aktivität auch eine Maßeinheit, nämlich mol/l besitzt, der Aktivitätskoeeffizient dagegen keine. Hab's aber auch schon anders gelesen, bzw. dass die Aktivität _keine_ Maßeinheit besitze, oder zumindest nicht die von (im Überschuss vorliegenden) Reinstoffen usw. usf.
Das Problem war wohl einfach, dass man sich dieses schöne MWG ausgetüftelt hatte und dann plötzlich feststellen musste, dass die Gleichgewichtskonstanten bei genauem Hinsehen alles andere als konstant waren, man sich also etwas einfallen lassen musste, um weiter mit ihnen rechnen zu können, als ob es Konstanten wären, und seitdem kommt ein Flicken auf den anderen...
Man liest sich,
Qniemiec

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Friedrich Karl Schmidt

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10

Montag, 29. Juni 2015, 10:46

Zitat von »Qniemiec«

Also seitdem ich mich intensiver mit der Thematik beschäftige, merke ich, dass es quasi zwei sich verbal unterscheidende Skalen gibt, einmal die traditionell zweigeteilte, die in etwa so geht:

Starke Säuren > mittelstarke Säuren > schwache Säuren > Wasser > schwache Basen > mittelstarke Basen > starke Basen

und dann noch einmal die neuere, durchgehende Skala

Sehr starke Säuren > starke Säuren > mittelstarke Säuren > schwache Säuren > sehr schwache Säuren

Die ältere, quasi zweigeteilte Skala entspricht dabei etwa der Herangehensweise meines alten Hollemann/Wiberg, der sagt: Ist eine 1-molare Lösung des betreffenden Elektrolyten praktisch zu 100% dissoziiert (α = 100%), spricht man von einer starken Säure oder Base, ist sie zu weniger als 100%, aber immer noch mehr als 1% dissoziiert (100% > α > 1%, Kc > 0,0001), von einer mittelstarken Säure oder Base, und bei weniger als 1%iger Dissoziation (α < 1%, Kc < 0,0001), von einer schwachen Säure oder Base.

Das wichtigste aber ist, das eine "schwache Säure" nach dieser Terminologie nie einen pH-Wert > 7 erzeugen kann, während das bei einer "schwachen Säure" der neueren, durchgehenden Skala regelmäßig der Fall sein sollte.

Ich sehe es so, dass die erste der beiden nachfolgenden Skalen sowohl Säuren als auch Basen erfasst, nur eben beim Wasser aufhört, also z.B. keine Säuren erfasst, die schwächer sind als Wasser.

Zitat

Starke Säuren > mittelstarke Säuren > schwache Säuren > Wasser > schwache Basen > mittelstarke Basen > starke Basen

Das wichtigste aber ist, das eine "schwache Säure" nach dieser Terminologie nie einen pH-Wert > 7 erzeugen kann, während das bei einer "schwachen Säure" der neueren, durchgehenden Skala regelmäßig der Fall sein sollte.

Es trifft aber nicht zu, dass es nach dieser Aufreihung keine Säure geben würde, die einen pH > 7 erzeugen könnte. Zumal dies ja sogar bei starken Säuren vorkommen kann : Ist die Konzentration einer Säure ausreichend klein, dann bestimmen die H+ - Ionen aus der Eigendissozziation des Wassers den pH - Wert praktisch allein. Was aber nun nicht zur Folge hat, dass der pH - Wert nicht über 7 steigen kann. Denn mischt man das Wasser mit einer Flüssigkeit, die eine noch schwächere Säure als das Wasser selbst ist, oder mit einer Füssigkeit, die überhaupt keine Protonen abgeben kann, dann steigt der pH - Wert auf über 7 , weil die Aktivität des Wassers unter 1 fällt. Was aber natürlich nicht bedeutet, dass die Lösung alkalisch würde. Reines Wasser bleibt neutral. Nur fällt der Wert des Ionenproduks Kw mit fallender Aktivität des Wassers :
\[ K_a (H_2O) \ = \ \frac {a(H^+) \ \cdot \ a(OH^-) }{ a(H_2O))} \ = \ \frac {a^2(H^+)}{a(H_2O)}\]
\[a(H^+) \ = \ \sqrt{ K_a(H_2O) \ \cdot \ a(H_2O)}\]

Zur zweiten Skala dann später.

Gruß FKS

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Qniemiec

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11

Montag, 29. Juni 2015, 17:50

Gut, ja, dann müsste ich mich dahingehend präzisieren zu sagen, dass eine "schwache Säure" nach der ersten, zweigeteilten Skala nie zu einem pH-Wert führen kann, der über dem reinen Wassers liegt, bzw. zu einer Lösung, die "alkalisch" wäre (wobei man dann wieder definieren müsste, was "alkalisch" sein soll, damit also nicht viel an Eindeutigkeit gewonnen wäre).

Denn wenn ich nun auch noch ins Gefecht führen würde, dass das Ionenprodukt des Wassers ja bekanntnlich stark temperaturabhängig ist, die Oxoniumionenkonzentration heißen Wassers also weit über der kalten Wassers liegt, ohne dass heißes Wasser deshalb "sauer" würde, kämen wir damit zwar vom hundertsten zum tausendsten, doch nicht zu mehr Klarheit.

Was ich dagegen meine, ist, dass es nach meinen Literaturstudien inzwischen zwei sich verbal unterscheidende Säure-Base-Skalen gibt, bei deren erster - die ich die klassische nenne - eine Säure stets eine "saure" und eine Base stets eine "alkalische" Lösung erzeugt, während die andere, moderne Skala - ähnlich wie in der Physik, wo nur noch von (negativen oder positiven) Beschleunigungen die Rede ist - nur noch von Säuren (oder deren korrespondierenden Basen) spricht, das "saure" oder "basische" Verhalten einer Verbindung im herkömmlichen Sinne also nur noch aus ihrem pKs-Wert, nicht aber aus ihrer verbalen Beschreibung geschlussfolgert werden kann.

Was, wenn der oder die Aufgabensteller einfach nur vom zu berechnenden pH-Wert "einer schwachen Säure" sprechen, ohne zu sagen, welcher Sprachregelung sie dabei folgen, regelmäßig für Verwirrung und Grabenkämpfe sorgt. Nach der älteren Nomenklatur nämlich wäre das auf jeden Fall noch was Saures, nach der neueren dagegen - weil da reines Wasser inzwischen als "mittelstarke Säure" gilt - schon was Alkalisches. Mit der Konsequenz, das mal die eine, mal eine ganz andere Formel zu benutzen ist.

Ganz zu schweigen davon, dass so ein Molekül im seltensten Fall ein Schild mit der Aufschrift "Ich bin eine schwache Säure!" und der für es zuständigen pH-Wert-Formel um den Hals hat

, ähnlich wie ich mich manchmal frage, wer diese Zuständigkeitsgrenzen eigentlich festgelegt hat, und ob eine Säure schlagartig ihren pH-Wert ändert, nur weil sie aufgrund der fünften Nachkommastelle ihres pKs-Werts in den "Zuständigkeitsbereich" dieser und nicht der benachbarten Näherungsformel fällt. Wenn man bedenkt, welch ein Aufwand da manchmal getrieben wird, und wie wenig die Ergebnisse gleichwohl oft mit der Realität zu tun haben, schon etwas befremdend...

Wenn man auf Nummer sicher gehen will, sollte man es also nie bei solch zweideutigen Formulierungen wie "eine schwache Säure" belassen, sondern stets per pKs-Wert angeben, was damit de facto gemeint ist, und erst dann in die Formelsammlung schauen.

Man liest sich,
Qniemiec

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Friedrich Karl Schmidt

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12

Dienstag, 30. Juni 2015, 00:12

Zitat von »Qniemiec«

Gut, ja, dann müsste ich mich dahingehend präzisieren zu sagen, dass eine "schwache Säure" nach der ersten, zweigeteilten Skala nie zu einem pH-Wert führen kann, der über dem reinen Wassers liegt

Nichts für ungut, aber ich hatte doch gerade gezeigt, dass sogar eine starke Säure einen pH - Wert erzeugen kann , der über dem des reinen Wassers liegt, was dann natürlich erst recht für schwache Säuren gilt ....

Zitat

....bzw. zu einer Lösung, die "alkalisch" wäre (wobei man dann wieder definieren müsste, was "alkalisch" sein soll, damit also nicht viel an Eindeutigkeit gewonnen wäre).

und alkalisch bedeutet ( jedenfalls für wässrige Lösungen ) c(OH-) > c(H+) bzw. c(OH-) > c(H3O+) und nicht etwa pH > 7. Ich sehe nicht , was es daran zu deuteln geben sollte.

Zitat von »Qniemiec«

Was ich dagegen meine, ist, dass es nach meinen Literaturstudien inzwischen zwei sich verbal unterscheidende Säure-Base-Skalen gibt,

... Was ich in Abrede stelle. Ich meine , dass Sie entweder die Autoren nicht in deren Sinn interpretieren, oder diese Autoren irgend etwas nicht richtig verstanden haben können.

Tut mir wirklich leid, aber das Problem, dass Sie mir zu vermitteln versuchen, kommt bei mir nicht an.

Die Skala, die Sie als die modernere bezeichnen, ist mit der anderen Skala insofern nicht vergleichbar, als die "klassische" Skala nur Säuren aufreiht, die stärker als die "Säure Wasser" sind und danach mit Basen fortsetzt. Während die andere Aufreihung unverständlicher Weise das Wasser weglässt , so dass man nicht einmal weiß, wo denn das Wasser in dieser Skala einzuordnen wäre. Aber davon mal abgesehen. Was da unter "sehr schwache Säuren" figuriert , sind jedenfalls keine Basen. Und das, was in der "klassischen" Aufreihung unter "schwache Basen" figuriert, sind jedenfalls keine Säuren.

Und die Person oder Literatur, die Wasser als mittelstarke Säure bezeichnet, überschreitet damit alle Grenzen dessen , was man noch diskutieren könnte. Können Sie dies einmal mit einem Literaturzitat belegen ?

Gruß FKS

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Qniemiec

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13

Dienstag, 30. Juni 2015, 01:33

Säurestärken-Skalen

Hallo FKS, gut, was die Sache mit dem pH-Wert angeht, würde ich mich da nicht an der Zahl 7 festhalten - ich nahm sie eher als Synonym für "neutral", also weder sauer noch alkalisch, denn ansonsten müsste ja, wie gesagt, heißes Wasser, dessen Ionenprodukt unter 14 liegt, damit auch sauer zu reagieren beginnen, tut es aber nicht, oder?

Und wenn Sie "alkalisch" und "sauer" sozusagen dynamisch definieren, dh. im Grunde pH-Wert-unabhängig, ist letzterer damit nur noch von sekundärer Bedeutung.

Und was ein Beispiel für eine Säure-Basen-Skala angeht, wie ich sie zu den "neueren" zähle: Kolditz; Anorganikum, Berlin 1970, S.429 - von Basen also solchen ist da gar keine Rede, nur von mehr oder minder starken Säuren:

sehr stark: pKs < 0 (inkl. H3O+ mit pKs = -1,74)
stark: 0 < pKs < 4,0-4,5
mittelstark: 4,0-4,5 < pKs < 9
schwach: 9 < pKs < 14
sehr schwach: 14 < pKs (inkl. H20 mit pKs = 15,74)

Eine Skala, die ich mit dieser verbalen Unterteilung auch vielerorts anderswo fand/finde, allenfalls mit dem Unterschied, dass manche das H3O+ mit pKs = 0,00 genau auf die Grenze zwischen starken und sehr starken Säuren setzen, das Wasser mit pKs = 14,00 dagegen genau auf die Grenze zwischen schwachen und sehr schwachen Säuren...

Gut möglich, dass mich (und anscheinend nicht nur mich) angesichts dieser fünfgliedrigen Skala verwirrt, dass es bei den pH-Wert-Formeln für den Schulgebrauch dann nur drei Formeln für die Säuren gibt, je nach Autor in den Kategorien sehr stark, stark und schwach oder aber stark, mittelstark und schwach, dafür dann aber gleich nochmal drei weitere für die Basen, man also am Ende nicht genau weiß, was denn nun wirklich gemeint ist und in die Zuständigkeit welcher Formel die aktuelle Aufgabenstellung fällt.

Denn danach, was Sie schreiben, müssten ja jenseits des Wassers (als sozusagen schwächster Säure) die Basen beginnen, erstmal die schwachen und dann die immer stärkeren. In der zitierten Tabelle dagegen finden sich da nur noch extrem starke Basen wie etwa NH2-...

Wobei ich bereits zu ahnen beginne, wo mein Denkfehler liegen könnte... :huh:

Man liest sich,
Qniemiec

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Qniemiec

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14

Dienstag, 30. Juni 2015, 11:14

Säure-Base-Skalen

Hallo FKS, ja, so wie es aussieht, ist das in der Tat ein Denkfehler meinerseits, weil das, was ich die "moderne", nur von Säuren verschiedener Stärke sprechende Skala nenne, lediglich ein Teil des ganzen ist, neben dem sich dann regelmäßig rechts eine zweite Skala umgekehrter Reihenfolge mit Basen verschiedener Stärke befindet, die die korrespondierenden Basen der links daneben stehenden Säuren sind.

Was zum einen den Grund der Platzersparnis haben dürfte, zum anderen den, dass, was als schwächste Säure und zugleich schwächste Base gelten soll, von der aus es nur noch saurer werden kann, im Grunde willkürlich ist - bei uns auf der Erde das Wasser, auf dem Jupiter wohl eher der Ammoniak. Wobei auch das mit der schwächsten Base, von der aus es nur noch saurer werden kann, und mit der schwächsten Säure, von der aus es nur noch basischer wird, ja nicht stimmt, man aber durch zu langen Umgang mit der pH-Werte-Skala schnell versucht sein kann, genau das zu glauben: Erst kommt rot, dann grün, dann blau - erst "sauer", dann "neutral" und schließlich "basisch"...

Bleibt die Frage, wie man den pH-Wert anhand lediglich dreier Standard-Formeln berechnen soll, wenn die aktuellen Tabellen der Säure- und Basenstärken inzwischen meist fünfgliedrig sind, man also notgedrungen irgendwas in einen gemeinsamen Topf werfen muss, das in den Tabellen eigentlich in zwei separate kommt, und wo man da die Grenzen zieht.

Wenn, wie meist gesagt wird, "stark" gleichbedeutend mit praktisch vollständiger Dissoziation sein soll, während "schwach" alles übrige ist, kann man die Formel für "starke" Säuren und Basen schon einmal daran erkennen, dass darin kein KS bzw. KB vorkommt, während es in den Formeln für "schwache" Säuren und Basen stets eine Rolle spielen sollte, womit das Ende der Klarheit auch schon erreicht ist... Vor allem: was ist dann "mittelstark" - gerade noch stark, oder schon schwach, aber noch nicht so richtig?

Am sichersten ist da also, glaube ich, immer noch die Vorgabe eines präzisen pKs-Werts statt irgendwelcher nebulösen Umschreibungen, ergänzt durch eine Formel mit ebenso präzisen Grenzen ihrer Gültigkeit. Wobei es interessant wäre zu untersuchen, ob und wie an den Grenzen die einen Formeln in die anderen übergehen... Aber das erfordert dann wahrscheinlich einen nicht mehr wirklich leistbaren Rechenaufwand.

Qniemiec

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pH - Wert von Säuregemischen

pH - Wert von Säuregemischen

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Schwache Säure <> schwache Säure

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pKs von Oxoniumionen

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Säurestärken-Skalen

Säure-Base-Skalen

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