Kernideen
Die pH-Skala misst die Acidität logarithmisch. Starke Säuren und Basen dissoziieren vollständig, schwache nur teilweise, und ein Puffer widersteht pH-Änderungen.
- pH = −log₁₀[H⁺], und bei 25 °C gilt pH + pOH = 14. Jede pH-Einheit ist ein Faktor zehn in [H⁺].
- Eine starke Säure liefert [H⁺] gleich ihrer Konzentration. Eine schwache Säure liefert [H⁺] ≈ √(K_S·c), wenn sie wenig dissoziiert.
- Ein Puffer ist eine schwache Säure mit ihrer korrespondierenden Base. Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung lautet pH = pK_S + log₁₀([A⁻] ÷ [HA]).
- Am Äquivalenzpunkt einer Titration ist die Stoffmenge der Säure gleich der der Base: c_S·V_S = c_B·V_B bei einer Eins-zu-eins-Reaktion.
Wichtige Gleichungen
pH = −log₁₀[H⁺]pH + pOH = 14 (25 °C)K_a = [H⁺][A⁻] ÷ [HA][H⁺] ≈ √(K_a·C)pH = pKa + log₁₀([A⁻] ÷ [HA])M_aV_a = M_bV_b
Durchgerechnetes Beispiel
Für 0,10-M-Essigsäure mit K_S = 1,8 × 10⁻⁵ ist [H⁺] = √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,10) = 1,3 × 10⁻³ M, also pH = 2,87. Ein Puffer aus 0,20 M Essigsäure und 0,10 M Acetat (pK_S = 4,74) hat pH = 4,74 + log(0,10 ÷ 0,20) = 4,74 − 0,30 = 4,44.
Häufige Fehler
- Eine schwache Säure so behandeln, als dissoziiere sie vollständig.
- Im Henderson-Hasselbalch-Verhältnis die Säure über die Base setzen statt Base über Säure.
- Vergessen, dass der pH logarithmisch ist: pH 3 ist zehnmal saurer als pH 4, nicht 25 % saurer.
Üben
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