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Autoprotolyse des Wassers – pH-Wert

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Die Autor*innen
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André Otto
Autoprotolyse des Wassers – pH-Wert
lernst du in der Oberstufe 7. Klasse - 8. Klasse - 9. Klasse

Autoprotolyse des Wassers – pH-Wert Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Autoprotolyse des Wassers – pH-Wert kannst du es wiederholen und üben.
  • Vervollständige die Autoprotolyse-Gleichung des Wassers.

    Tipps

    Bei der Autoprotolyse dissoziiert Wasser.

    Bei der Autoprotolyse reagiert quasi Wasser mit Wasser.

    Lösung

    Wasser ist nach Brönsted sowohl eine Säure als auch eine Base. Es ist ein Ampholyt und kann als beides reagieren. Es kommt also auf den Reaktionspartner an.

    Ein Wassermolekül kann also sowohl ein Proton abgeben als auch eines aufnehmen. Führt man beide Gleichungen

    $H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-$

    $H_2O + H^+ \rightleftharpoons H_3O$

    zusammen, erhält man folgende Gleichung:

    $H^+ + H_2O + H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^- + H_3O^+$.

    Du siehst, dass das $H^+$-Ion auf beiden Seiten vertreten ist. Daher kann man es wie in der Mathematik kürzen und lässt es weg. Dadurch ist es natürlich nicht aus der Reaktion verschwunden! Es wird nur nicht mehr geschrieben.

    Daraus entsteht die Autoprotolyse-Gleichung des Wassers.

  • Definiere den pH-Wert.

    Tipps

    $pH = -\log\left[H_3O^+\right]$

    Lösung

    Die Konzentration der Hydronium-Ionen ($H^+$) ist oft in kleinen Zahlen geschrieben: 0,00005 mol/l. Da es unbequem ist, mit solchen kleinen Zahlen zu arbeiten, führte man den pH-Wert ein. Er ist der negative dekadische Logarithmus der Konzentration der Hydronium-Ionen.

    Die pH-Skala geht von 0 bis 14, wobei 0-6 im sauren Bereich liegt und 8-14 im basischen Bereich. 7 ist die magische Zahl. Denn hier liegen genauso viele Hydronium-Ionen wie Hydroxid-Ionen vor. Es ist also weder sauer noch basisch. Es ist neutral.

  • Ermittle den pH-Wert zu folgenden Konzentrationen.

    Tipps

    Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Konzentration der Hydronium-Ionen.

    $pH = -\log\left[H_3O^+\right]$

    Benutze einen Taschenrechner. Erinnere dich daran, dass der dekadische Logarithmus verschieden abgekürzt wird: lg, log oder $log_{10}$.

    Lösung

    Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Konzentration der Hydronium-Ionen. Entsprechend kann man in die Gleichung

    $pH = -\log\left[H_3O^+\right]$

    die Konzentration einsetzen und erhält den entsprechenden pH-Wert.

    Ist die Konzentration kleiner als 0,000001 mol/l ($10^{-6}$), kann man diese Gleichung nicht mehr so einfach verwenden. Dann muss man die Autoprotolyse des Wassers miteinbeziehen. Denn es entstammen dabei schon mehr Hydronium-Ionen aus der Autoprotolyse des Wassers als aus der Säure. Der pH-Wert ist in Näherung zu pH = 7.

    Dabei berechnest du zum Beispiel für eine Konzentration von $10^{-8} mol/l$:

    $pH = -log (10^{-8} + 10^{-7}) = 6,96$

  • Berechne den pH-Wert der gegebenen Salzsäure.

    Tipps

    Überlege zuerst, wie Salzsäure dissoziiert, sich also aufteilt.

    Pro Molekül Salzsäure wird ein Proton abgegeben:

    $HCl \rightarrow H^+ + Cl^-$

    $pH = -\log\left[H_3O^+\right]$

    Lösung

    Überlege zuerst, wie Salzsäure dissoziiert.

    $HCl \rightarrow H^+ + Cl^-$

    Sie zerfällt in Wasser im Verhältnis 1:1. Also werden bei dieser einprotonigen Säure der Konzentration $c_{(HCl)} = 0,21 mol/l$ auch gleich viele $H^+$-Ionen gebildet. Das Volumen spielt dabei keine Rolle. Du kannst die Hydronium-Ionen-Konzentration ( = Salzsäure-Konzentration) in die Gleichung

    $pH = -\log\left[H_3O^+\right]$

    einsetzen und erhältst:

    $pH = -\log 0,21 = 0,68$

  • Bestimme die Eigenschaften des Wassers, die für die Autoprotolyse notwendig sind.

    Tipps

    Wasser ist ein Ampholyt.

    Lösung

    Wasser kann sowohl ein Proton abgeben als auch aufnehmen. Es ist daher ein Ampholyt. Diese Eigenschaft ist Voraussetzung für die Autoprotolyse des Wassers. Es zeigt also nach Brönsted ein sowohl saures als auch basisches Verhalten.

  • Berechne den pH-Wert der gegebenen Natronlauge.

    Tipps

    Berechne zuerst die Konzentration: In 100 ml sind 0,0001 mol $NaOH$ enthalten, wieviel $NaOH$ ist in 1000 ml enthalten?

    Die Konzentration von $NaOH$ ist 0,001 mol/l.

    $NaOH$ dissoziiert in ein $Na^+$- und ein $OH^-$-Ion. Genau wie in der Aufgabe zuvor, ist das Verhältnis also 1:1.

    Beachte: Es werden $OH^-$-Ionen betrachtet.

    $pOH = -\log\left[OH^-\right]$

    Lösung

    Zuerst berechnest du die Konzentration mit der Einheit $mol/l$. Dafür rechnest du:

    $x = \frac{0,0001 mol}{100 ml} \cdot 1000 ml = 0,001 mol/l$.

    Da $NaOH$ in $Na^+$- und $OH^-$-Ionen dissoziiert und damit im Verhältnis 1:1, kann man die Hydroxid-Ionen-Konzentration in die Gleichung

    $pOH = -\log\left[OH^-\right]$

    einsetzen:

    $pOH = -\log\left[0,001\right]$

    und erhält

    $pOH = 3$.

    Achtung! Es wurde nach dem pH-Wert gefragt. Daher musst du dir noch ausrechnen, wie groß der pH-Wert ist. Erinnere dich dafür an das Ionenprodukt des Wassers. Dabei kam folgende Beziehung heraus:

    14 = pH + pOH.

    Du setzt also ein:

    $14 = pH + 3~~~/-3$

    $14 - 3 = pH = 11$.

    Der pH-Wert ist also 11.

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