Warum hat man den pH-Wert von 0-14 eingeteilt; habe gelesen, dass der pH Wert auch -1/-2 oder 15 sein kann?
5 Antworten
Bei bestimmter Temperatur und Druck lässt Wasser nur eine bestimmte Menge an OH- und H+ zu. Dabei wurde herausgefunden, dass das Produkt der Konzentrationen von OH- und H+ eine Konstante ist.
Diese Konstante beträgt c(OH-) * c(H+) = 10^(-14). Dabei ist die Konstante (übrigens Ionenprodukt des Wassers genannt) von der Autoprotolyse des Wassers abhängig, d.h. die Dissoziation von Wassermolekülen in die Ionen.
2 * H2O ==> OH- + H3O+
Das Gleichgewicht ist umso weiter nach rechts verschoben je wärmer es ist.
Bei 25 °C beträgt die Konstante wie gesagt 10^(-14). Definiert ist der pH-Wert mathematisch wie folgt:
pH = -log[c(H+)]
Anders gesagt: Der pH-Wert entspricht den Betrag des Exponenten der H+-Konzentration.
Das Ionenprodukt des Wassers beträgt bei Temperaturen größer 25 °C eben einen kleineren Wert als 10^(-14), sondern vielleicht 10^(-14,5).
Aus dem Betrag des Exponenten vom Ionenprodukt des Wassers kann man den pH-Bereich ablesen: bei 25 °C beträgt die Spanne 14.
Wenn nun Wasser Autoprotolyse betreibt, dann folgt das die Konzentration von H+-Ionen eben 10^(-7) ist und damit einen pH-Wert von 7 besitzt.
Teilst du nun die Spanne in zwei gleich große Stücke und addierst und subtrahierst du das einmal von Wasser, kommst du auf 0 und 14.
Das heißt: Bei 25 °C kann ein pH von 0 bis 14 innerhalb von wässrigen Medien erreicht werden.
Bei 30 °C eben ein pH von -0,25 bis 14,25 (ausgedacht, keine realen Werte).
Eben in Abhängigkeit des Wassers nennt man diese pH-Begrenzung den "nivellierenden Effekt" von Wasser. Wasser begrenzt sich selbst damit automatisch.
Wie bereits andere geschrieben haben: Der pH-Wert ist als Logarithmus definiert. Daß der Neutralpunkt bei einer schönen 7 liegt und nicht bei einer krummen Zahl, ist reiner Zufall, denn der Wert ist nicht definiert sondern vom Wasser vorgegeben.
Anders sieht es mit den Grenzen 0 und 14 aus, die sind durch unser Einheitensystem vorgegeben, als pH von 1 mol/l Säure bzw. Base. Deshalb sind sie ohne tiefere Bedeutung.
Allerdings treten bei Konzentration größer als 1 mol/l langsam neue Effekte in den Vordergrund: Die Lösungsmittelmoleküle werden rar. Eine zehnmolare Salzsäure ist ohne weiteres vorstellbar, aber dann kommen auf jedes HCl-Molekül nur noch ca. 6 Wassermoleküle, das reicht nicht, um sowohl Cl⁻ als auch H⁺ ordentlich zu solvatisieren.
Solche Lösungen sind extrem nichtideal, weil die Ionen nicht mehr von Hüllen aus Lösungsmittelmolekülen umgeben sind, sondern auch von Gegenionen.
Die Details sind schwierig, aber trotzdem kann man eine „Aciditätsfunktion“ definieren (also eine Kenngröße, die angibt wie sauer die Suppe ist). Man nennt sie aber nicht mehr pH, weil es mehrere davon gibt; für verdünnte Lösungen werden sie alle gleich dem gewöhnlichen pH. Das bekannteste Beispiel ist die Hammett-Funktion H₀.
Eine 100 molare Säure müßte 100 mol/l enthalten — das geht aber nicht, weil die 100 mol einen Platz von mehr als einem Liter brauchen. Es geht bereits bei 10 mol/l schief, weil die zwar noch in einen Liter passen, aber nicht das notwendige Wasser, um eine anständige Lösung zu bilden.
Was aber geht: Stark saure Lösungen mit wenig bis keinem Wasser. z.B. konzentrierte Schwefelsäure mit ein paar % Perchlorsäure darin. Oder SbF₅ in HF gelöst. Solche Lösungen sind extrem überirdisch supersauer. Man kann (in einem anständig wohldefinierten Sinn) sagen: Die sind so sauer wie eine 100[…]000 mol/l H₃O⁺-Lösung in Wasser wäre, wenn es die letztere nur nur gäbe.
>Warum hat man den pH-Wert von 0-14 eingeteilt
Überraschende Antwort: Hat man gar nicht!
Auch in wässriger Lösung sind pH-Werte kleiner 0 und größer 14 möglich. 0 und 14 gehören zu einer 1-molaren Lösung einer starken Säure oder Lauge, höhere Konzentrationen (wenn auch natürlich nicht beliebig hohe) und damit pH-Werte jenseits dieser "Grenzen" sind möglich.
Mögliche Ursache des verbreiteten Irrglaubens: Mangels geeigneter Indikator-Farbstoffe gibt es kein Universal-Indikatorpapier, das außerhalb des Bereichs 0-14 anzeigen kann. Aber sowohl die Theorie als auch Messungen mit pH-Elektroden zeigen, dass es pH-Werte außerhalb gibt.
Die Zahlenwerte hängen damit zusammen, dass die Dissoziationskonstante von Wasser unter Normalbedingungen gerade 10^(-7) ist. D. h. für neutrales Wasser ist unter Normalbedingungen pH = pOH = 7.
Die Grenzen 0 und 14 kommen dann daher, dass bei pH = 0 jedes einzelne Wassermolekül zu H3O+ umgesetzt ist und bei pH = 14, also pOH = 0, jedes einzelne Wassermolekül zu OH- umgesetzt ist.
Bei übersauren (pH<0) und überalkalischen/überbasischen (pH>14) Lösungen gibt der pH-Wert nicht mehr die Konzentration von H3O+ und OH- an, sondern sagt nur, dass sich bei Berechnungen, in denen der pH-Wert eine Rolle spielt, diese Lösungen so verhalten, als hätten sie diese H3O+- bzw. OH--Konzentration.
pH = 0 entspricht einer H(+)-Konzentration von 1 mol/L. Wasser besitzt eine Wasserkonzentration von knapp 56 mol/L. Ich bezweifle doch stark, dass dementsprechend alle H2O zu H3O(+) umgewandelt sind.^^
Hab noch mal nachgeschaut, du hast vermutlich recht.
Dann sind pH-Werte unterhalb 0 und oberhalb 14 allerdings ohne weiteres möglich.
Möglich sind sie sicher, aber die Vereinfachungen, die bei der Berechnung benutzt werden, werden zunehmend hinfällig.
pH- oder pKs-Werten jenseits von Gut und Böse ist also mit der gebührenden Vorsicht zu begegnen.
Der fortgeschrittene Chemiker rechnet mit Aktivitäten, und da ist für mich der Punkt, wo ich wegdrifte.
> rechnet mit Aktivitäten
Und das nicht erst bei 1 mol/l, sondern schon bei verdünnteren Lösungen - je nachdem, was man misst, sind auch schon bei 1 mmol/l Unterschiede zwischen Konzentration und Aktivität messbar.
http://www.bdsoft.de/demo/index.htm?/demo/chemie/allgemeines/aktivitaet_und_ionenstaerke.htm
Was bedeutet dann pH=0? heißt das dann dass nicht alle Wassermoleküle aber alle Säuremoleküle ihr Proton abgeben?
Das heißt, dass die Konzentration der H3O+ genau 1 mol/l beträgt - denn der Logarithmus von 1 ist 0, und bekanntlich steht das "p" für "negativen Logarithmus".
Mehr folgt daraus erstmal nicht - aber in einem Liter Wasser sind 55 Mol Wasser, und in einem Liter konzentrierter Salzsäure sind 10 Mol HCl, also bist Du mit 1 Mol/l H3O+ noch weit von irgendwelchen Grenzen entfernt.
Sind der pH-Wert 0 und 14 in der Praxis möglich?
Ich würde davon ausgehen, dass dies bei hinreichend konzentrierten starken Säuren und Laugen der Fall ist. Allerdings ist Chemie ein ziemlich ehemaliges Hobby von mir.
Allerdings ist Chemie ein ziemlich ehemaliges Hobby von mir.
Dann sei entsprechend zurückhaltend. Die schnellsten Antworten sind selten die besten. Einfach mal ein Stündchen abwarten ;-)
Er ist als negativer Zehnerlogarythmus von irgendwas definiert, und geht nur von 0-14
Das ist falsch.
Der pH wird nur dann sinnlos, wenn das Lösungsmittel Wasser nicht mehr Lösungsmittel, sondern ein Nebenbestandteil ist.
Aber das ist wohl etwas jenseits deiner einfachen Betrachtungen.
Kleine Ergänzung
Er wird als der negative dekadische Logarithmus (Das ist der Zehnerlogarithmus) der H3O-Ionenkonzentration definiert bzw. der Protonen. Neutral ist wäre ein Wert von 7.
Wie du gesagt hast, geht das nur von 0-14 :)
Ist diese Aussage richtig?
Eine 100 molare Säure ( hätte einen pH-Wert von -2) übertrifft die molare Masse des Wassers und somit können nicht alle Säureteilchen reagieren mit dem Wasser reagieren.
muss es meinen Mitschülern realtiv einfach erklären!