Negativer pH- Wert?!
Hallo,
ich habe hier den pOH - Wert 14,1 gegeben. Daraus soll ich den pH - Wert bestimmen. Meine These:
pH + pOH = 14 => pH = - 0,1
Irgendwie bin ich mir nicht sicher ob das sein kann, bitte um schnelle antworten!
3 Antworten
Es gibt keinen Grund, warum der pH-Wert nur bis 0 oder 14 gehen könne. Nur weil Universal-Indikatorstäbchen das nicht anzeigen können und deshalb ihre Skala auch nur von 0 bis 14 geht?
Es ist kein Problem, durch Zugabe einer starken Säure in ausreichender Menge eine höhere H3O+ Aktivität als 1 mol/l zu erzielen, und somit einen negativen pH-Wert.
Die Grenze in wässriger Lösung liegt irgendwo um die 10 mol/l, weil zum einen noch ausreichend Wasser in der Lösung sein muss, um H3O+ zu bilden, und weil zum anderen die für die pH-Definition maßgebende Aktivität umso stärker hinter der Konzentration zurückbleibt, je konzentrierter die Lösung ist.
Das Ionenpordukt des Wassers ist 10^(-14) mol²/l².
Bei einem pH von -1, somit c(H3O+) = 10 mol/l, errechnet sich eine c(OH-) von 10^(-15) mol/l, und das Ionenprodukt passt noch immer.
Die c(H2O) hat da erst von 55 mol/l auf 45 mol/l abgenommen. Dass dadurch das Ionenprodukt rechnerisch auf 9 * 10^(-15) mol²/l² zurückgeht (und damit c(OH) auf 9 * 10^(-16) ), ist
- im Rahmen der Messgenauigkeit vernachlässigbar,
- gegenüber der Gleichsetzung von Konzentration und Aktivität die kleinere Fehlerquelle
- nichts, was an der Existenz einer H3O+ Konzentration oder Aktivität von mehr als 1 mol/l rütteln könnte.
Aso ok denn ich dachte, das wäre schon eine viel zu große Abweichung! Vielen Dank! Aber wahrscheinlich, ist die cH2O noch weiter als 45mol/l runter, denn es kommt ja noch mehr Volumen dazu, nämlich durch das gelöste HCl oder was weiß ich was für ein Stoff dort gelöst ist! Aber ja ok, wenn du sagst die Abweichung kann man vernachlässigen, hast du mir sehr geholfen!
> nämlich durch das gelöste HCl
Stimmt, auch das verringert die H2O-Konzentration. Aber auch vernachlässigbar gegenüber den restlichen Fehlerquellen.
Nehmen wir 36% HCl, ein Liter wiegt 1,18 kg (ist bei HCl einfach zu merken), davon sind 360 g HCl, bleiben 820 g H2O. Davon seien 10 Mol protoniert, verbleiben 630 g, also 35 Mol H2O.
Knappe 40% Abweichung vom "Sollwert". Zum Vergleich: Eine Verdopplung/Halbierung der c(H3O+) ergibt eine pH-Änderung von 0,3.
1.)Okay, jetzt hast du mich verwirrt, also du meinst 36% HCl in einer Lösung von 1180g.
Aber 36% von 1180g sind nicht 360g, sondern 424,4g. Wie bist du auf die 360 gekommen? Hast du nur ungefähr geschätzt?
Denn das würde nicjg ganz aufgehen, denn 360g HCl sind ca. 9,8 Mol. Also können auch keine 10 Mol reagiert sein. Aber ich glaube du hast geschätzt. Oder? Wenn nicjg dann verrate mir bitte, wie du auf die Lösung gekommen bist.
2.) was ist der Sollwert? Hab ich schon öfters gehört, aber noch nie nachgeguckt?
Sorry, da habe ich schneller geschrieben als gedacht - mit den 425 g (sinnvoll gerundet) HCl im Liter hast Du recht. Ich hatte fälschlich 36% von 1 kg gerechnet.
Die 10 Mol statt 9,8 Mol waren ebenfalls gerundet. Die Differenz ist gerade mal 2%, das kann man hier vernachlässigen. Bei 425 g HCl komme ich natürlich auf überschlägig 11,5 Mol/l.
Die neue Rechnung ergibt 1180 g minus 425 g, bleiben 755 g oder ca. 42 Mol. Wegen sehr starker Säure (pKs so um -7) ist HCl nahezu vollständig dissoziiert, wodurch weitere 11,5 Mol Wasser fehlen, verbleiben 30,5 Mol.
Die Abweichung zu 55,5 Mol ist 45%.
Der Sollwert ist je nach Zusammenhang der Wert, den man gerne will (z.B. die am Thermostat eingestellte Temperatur), oder der Wert, der laut Rechnung oder laut Literatur erwartet wird (z.B. wenn Du einen Versuch machst und Dein Ergebnis mit dem Wert aus dem Lehrbuch vergleichst.
Oder im Zusammenhang hier der Wert, mit dem normalerweise gerechnet wird (55,5 Mol/l). Ist im übertragenen Sinn gemeint, die Konzentration "sollte eigentlich" 55,5 Mol/l sein, damit die gewohnten Rechnungen (wie pH + pOH = 14) stimmen.
Okay das macht Sinn! Aber ich hab noch ne Frage, wenn ja jetzt das Wasser nur noch 30,5Mol/l hat gilt dann immernoch das Ionenprodukt?
In einer Diskussion mit vach77 und mir behauptete er 2 Dinge:
- es gibt keinen negativen pH Wert
- und wenn ich zum Beispiel 1mol HCl in 1 Liter Wasser gelöst habe, meint er dass das dann nur 54,5Mol/l wären, denn das dazugehörige Volumen von HCl berücksichtigt er nicht mit der Begründung, dass es sofort dissoziiert. Aber das macht doch keinen Unterschied, denn die Ionen sind doch dann da und die nehmen ja auch nochmal Volumen ein! Was sagst du dazu?
Erstmal: Die ganzen Rechnungen mit Konzentrationen gelten nur für verdünnte Lösungen. Für konzentrierte Lösungen muss mit der
https://de.wikipedia.org/wiki/Aktivit%C3%A4t_(Chemie)
gerechnet werden. Messbare Abweichungen zwischen Aktivität und Konzentration ab 1 mmol/l.
Wenn wir also mit Konzentrationen im Bereich Mol/l rechnen, kann das Ergebnis locker mal um den Faktor 2 oder 3 daneben liegen, weil die Aktivität nur z.B. 50% der Konzentration beträgt.
> wenn ja jetzt das Wasser nur noch 30,5Mol/l hat gilt dann immernoch das Ionenprodukt?
Nein. Das Ionenprodukt ist aus dem MWG abgeleitet, indem c(H2O) = 55,5 Mol/l gesetzt wurde. Das MWG gilt weiterhin, aber pH + pOH = 13,7 (bitte nachrechnen)
> es gibt keinen negativen pH Wert
Eindeutig falsch. Wundert mich etwas, normalerweise behauptet vach77 keinen solchen Unsinn. Und dass die Aktivität der H3O+ nicht höher als 1 mol/l werden könne, ist klar erkennbarer Unsinn.
Schon deshalb, weil sich eine möglicherweise existierende Obergrenze nicht an unsere willkürlich gewählten Einheiten mit den Messwerten 0 bzw. 1 hält.
> 1mol HCl in 1 Liter Wasser gelöst habe,
dann treten zewi Effekte auf: Aus dem Liter wird mehr, wodurch die H2O-Konzentration der Lösung sinkt. Und die Dissoziation verbraucht einen Teil des H2O.
Man kann, wie wir es oben für konzentrierte Salzsäure gemacht haben, nachrechnen:
a) Konz. ca. 3,6 %, Dichte 1,018 g/ml.
b) Unsere Lösung hat 36 g HCl + 1000 g H2O = 1036 g, somit V = 1018 ml
Merke: Massen bleiben erhalten beim Mischen. Volumina nicht! Weshalb eine Argumentation "die Ionen sind doch dann da und die nehmen ja auch nochmal Volumen ein" nicht weiterhilft.
c) In einem Liter sind somit - überschlägig und ohne Berücksichtigung der Dissoziation - 0,98 Mol HCl und 54,5 Mol H2O
d) Nach der Dissoziation schwimmen im Liter Lösung herum:
0,98 Mol Cl-, 0,98 Mol H3O+, 53,5 Mol H2O
Sieht ungemein exakt aus, ist aber nur eine grobe Annäherung, denn ee gibt ja nicht nur H3O+, sondern auch H5O2+ etc.
Andererseits ist es ziemlich egal, ob 53 oder 55 Mol/l Wasser da sind. Weil die Messungenauigkeit (beim pH-Wert) und die sonstigen Fehler (Aktivität statt Konzentration) viel größer sind.
Ok ich habe mal eine Frage: also ich kann deine Rechnung sehr gut nachvollziehen, weil ich das so ähnlich schonmal durchgerechnet habe, bloß ich hatte eine 1 Liter LÖSUNG und nicht 1Liter Wasser + 1Mol HCl.
Meine Frage:
Wie bist du auf die 3,6% gekommen?
Meine Idee wie du darauf gekommen bist:
Die gesamte Lösung hat eine Masse von 1036,5g und HCl hat eine Masse von 36,5g(in einem Mol). Das heißt 36,5g von 1036,5 g sind 3,521%. Das habe ich mit dem TR ausgerechnet.
War so auch deine Denkensweise?
Korrekt. Du hast die genaue Konzentration.
Ich habe es mir etwas einfacher gemacht, die 36,5 auf 36 gerundet und zum Ausgleich die 1036 auf 1000. Dann geht's im Kopf zu rechnen.
2. Frage:
„> wenn ja jetzt das Wasser nur noch 30,5Mol/l hat gilt dann immernoch das Ionenprodukt?
Nein. Das Ionenprodukt ist aus dem MWG abgeleitet, indem c(H2O) = 55,5 Mol/l gesetzt wurde. Das MWG gilt weiterhin, aber pH + pOH = 13,7 (bitte nachrechnen)“
Wieso denn 13,7? Die Zahl müsste wenn dann größer als 14 werden, denn die Konzentration nimmt ja ab
Ich sagte ja "bitte nachrechnen". Du hast recht, es sind 14,3.
Okay nochmal 2 Fragen:
1. Wie bist du genau auf 14,3 gekommen? Denn es würde doch iwas mit 10^-15 rauskommen oder nicht?
2. wie kommt man auf die Dichte von der Lösung?
ad 2): Weiter oben schrieb ich mal "Nehmen wir 36% HCl, ein Liter wiegt 1,18 kg (ist bei HCl einfach zu merken)."
Nimm' halt eine Tabelle mit den Dichten verschieden konzentrierter Salzsäure, dann findest Du sicher heraus, wieso ich die Dichte auch ohne Tabelle abschätzen konnte. Geht leider nur bei HCl so einfach.
ad 1): Mein Überschlag ergab 5 * 10^(-15). Wenn Du was anderes bekommst, stell' Deine Rechnung vor, ich will ja nicht völlig ausschließen, dass ich mich verrechnet habe.
Zu 2.) ok, denn ich dachte man kann das iwi anders ausrechnen
zu 1.) Nene ich glaube dir da schon bloß für mich würde es kein Sinn machen wenn man die Formel nimmt: pH+ pOH = 14,3 oder so.
Denn die Werte die dann rauskommen, die kann man ja dann nicjg mehr richtig als pH Werte vergleichen, das heißt, wenn das Ionenprodukt nicht mehr anwendbar ist, dann bringt es nichts irgendein pH Wert auszurechnen. Was sagst du?
Die Definition des pH-Wertes ist unabhängig vom Ionenprodukt. Eine Konzentration von H3O+ kann man berechnen (bei konzentrierten Lösungen vielleicht besser messen), ohne die OH- zu berücksichtigen.
Dass bei konzentrierten Lösungen alle Rechnungen in die Irre führen, die von der Konzentration ausgehen, hatte ich ja schon mehrfach erwähnt. Was daran liegt, dass Beziehungen wie Massenwirkungsgesetz oder Nernst'sche Gleichung für Aktivitäten gelten, nicht für Konzentrationen.
Ja ok, man kann zwar immer die H3O^+ Konzentration ausrechnen, aber was bringt es, wenn die Konzentrationen zu hoch sind, richtig nichts, denn man kann dann Null Aussagen darüber treffen. Aber das mit der Aktivität ist kein Schulstoff oder?
Meine 2. Frage: wenn ich eine Konzentration an H3O^+ habe, die so hoch ist, dass das Ionenprodukt nicht mehr gilt, dann ist es doch so, dass ich hier trotzdem den pH-Wert ausrechnen kann oder? Der sagt hier bloß nicjts aus. Nur zur Klarstellung, denn ich bin gerade verwirrt.
Auch wenn die Definition des pH-Wertes unabhängig vom Ionenprodukt ist, ist es doch so, dass man beide nicjt mehr benutzen kann, wenn die Konzentration zu hoch ist. Ist es so, dass ab einer bestimmten Konzentration beide nicjt mehr funktionieren oder ist es unterschiedlich?
Im Interesse der Übersichtlichkeit solltest Du nicht immer meine erste Antwort, sondern den Beitrag kommentieren, auf den Du Dich beziehst.
Zumindest das Wissen, dass die gelernten Gesetze für die Aktivität
gelten, und diese nur in verdünnter Lösung gleich der Konzentration ist, wird auch in der Schule vermittelt.
Wenn Deine Konzentration an H3O+ so groß ist, dass die Wasserkonzentration deutlich von 55,5 mol/l abweicht (das wäre wohl, was Du mit "das Ionenprodukt nicht mehr gilt" meinst?), dann werden alle Rechnungen falsch, bei denen Du die Konzentration verwendest, obwohl Du die Aktivität nehmen müsstest.
Ob man trotzdem noch rechnen soll, hängt zum einen davon ab, ob man Forschung betreibt oder eine Klassenarbeit schreibt. Zum anderen davon, wie genau man sein will - in vielen Fällen ist ein auf 0,3 Einheiten genauer pH-Wert ausreichend. Obwohl das 50% Unterschied in der Aktivität/Konzentration ausmacht.
Zusammenfassung: Für verdünnte Lösungen sind die Rechnungen recht genau. Bei Konzentrationen > 1 mmol/l nimmt die Genauigkeit ab.
Ja ok ne ich dachte nur du meinst, dass so, dass es trotzdem noch Sinn macht den pH-Wert zu berechnen, wenn das Ionenprodukt nicht mehr gilt. Aber du meintest ja jetzt nochmal, dass das kein Sinn macht, was ja auch stimmt, denn der Wert der dann rauskommt, den kann man nicht mehr vergleichen. Oder?
2. Frage: du hast das geschrieben:
„in vielen Fällen ist ein auf 0,3 Einheiten genauer pH-Wert ausreichend. Obwohl das 50% Unterschied in der Aktivität/Konzentration ausmacht.“
Du hast mal gesagt, wenn man die Konzentration verdoppelt oder halbiert, gibt es eine pH-Wert Änderung von 0,3. jetzt meinst du, dass das 50% Unterschied ausmacht. Aber das stimmt doch nicht ganz, denn wenn man die Konzentration halbiert, dann ist es eine Änderung um 50%, aber wenn man es verdoppelt, dann wäre es eine Änderung UM 100%. Was sagst du?
> Aber du meintest ja jetzt nochmal, dass das kein Sinn macht,
Nein, das meinte ich nicht. Ich schrieb, dass es darauf ankommt, wieviel Genauigkeit man braucht. Sinnlos ist vor allem, in einer 1-molaren Lösung den pH-Wert mit zwei Stellen nach dem Komma auszurechnen.
> wenn man es verdoppelt, dann wäre es eine Änderung UM 100%
Korrekt. Und um wieviel sich dabei der dekadische Logarithmus ändert, kannst Du selber nachrechnen. Und auch umgekehrt - wie sich die Konzentration ändert, wenn sich der Logarithmus um 0,1 oder 0,2 oder 0,5 ändert.
Sorry, dass ich erst so spät antworte, die Du Woche und nächsten waren und werden in der Schule sehr stressig. Also 1. Ja ok, hast Recht kommt drauf an wie genau man das sehen will, es wird bloß immer ungenauer bis es so ungenau ist, bis es kein Sinn mehr macht.
2. ja
Bloß bei 2. hast du mich verwirrt, weil du gesagt hast bei 0,3 ist es dann ungenau oder so ähnlich( ist ja jetzt unwichtig) und dann meintest du, dass das einen Unterschied von 50% macht, aber das stimmt ja nicjt ganz, denn wenn man es verdoppelt also Konzentration (um 100%) dann ist es auch eine Änderung um 0,3
Okay ich habe jetzt doch noch einmal eine Frage: Du meintest ja der pH-Wert ist vom Ionenprodukt unabhängig definiert. Trotzdem meinst du, dass ab zu hohen Konzentrationen an H3O^+, die Rechnungen in die Irre führen. 1.)Ist der einzige Grund hierfür, dass es dann Aktivitäten sind?
2.) nehmen wir mal an, man kann den pH-Wert hier noch berechnen ohne die Aktivitäten zu berücksichtigen, aber das Ionenprodukt gilt aber nicjt mehr. Wäre es dann so, dass man den pH Wert dann berechnet hat, man aber nicjt den pOH-Wert berechnen kann, weil ja das Ionenprodukt nicht mehr gilt? Oder wie wäre das?
1) ja.
2) verstehe ich nicht, was Du immer mit dem Ionenprodukt hast. Das hat mit dem pH-Wert herzlich wenig zu tun.
Wenn man den pH-Wert noch sinnvoll über die Konzentration (statt Aktivität) berechnen kann, dann gilt auch das Ionenprodukt noch hinreichend genau. Bei 0,1 mol/l macht man schon deutliche Fehler, auch wenn man diese in der Schule meist ignoriert.
In Lösungen mit 50% Wasser passt das Ionenprodukt noch halbwegs, wenn man mit Aktivitäten rechnet. Wie weit eine solche Rechnung sinnvoll ist, ist eine andere Frage. Eine Berechnung der Aktivität aus der Konzentration ist da schon lange nicht mehr möglich.
Erst in Lösungen mit weniger Wasser weicht auch das Ionenprodukt deutlich von 10^(-14) mol²/l² ab. Immer dran denken: Hier geht es um das Produkt der Aktivitäten, nicht der Konzentrationen.
Oder ist bei 2.) dann auch der pH-Wert falsch, weil das Ionenprodukt nicht mehr gilt
Das Ionenprodukt hat mit der Berechnung des pH-Wertes nur dann zu tun, wenn Du die H3O-Aktivität aus der OH-Aktivität berechnest.
So als Faustregel:
bis 1 mmol/l: Aktivität = Konzentration
bis 1 mol/l: Aktivität < Konzentration, der Umrechnungsfaktor kann näherungsweise rechnerisch ermittelt werden.
> 1 mol/l: Lieber messen als rechnen, die Rechnung kann meilenweit daneben liegen.
Wichtig dabei: Nicht nur die H3O-Ionen zählen, sondern alle Ionen, die im Wasser herumschwimmen.
Der pH kann negativ sein, nämlich dann, wenn die Konzentration der H3O+-Ionen mehr als 10 mol/L ist. Das ist natürlich äusserst schwierig zu erreichen und geht nur mit ultralöslichen Säuren, aber in der Theorie spricht nichts dagegen, praktisch bist du da schon krass am Limit. Wenn aber der pOH wirklich 14.1 ist, ist der pH auch tatsächlich -0.1.
Bis etwa -1.75 gehts theoretisch, darunter ist wirklich Schluss. Wenn jedes einzelne H2O in Wasser zu H3O+ geworden ist, sind wir bei -1.75, mehr geht nicht.
wenn die Konzentration der H3O+-Ionen mehr als 10 mol/L ist.
Zwar Aktivität statt Konzentration, aber zum Ausgleich reicht auch bereits 1 mol/l.
Der pH Wert kann noch wesentlich tiefer sein als -1,75. Guck mal hier: https://de.m.wikipedia.org/wiki/Supersäuren
Der höchste pH-Wert beträgt 14 (stark alkalisch).
Auch wenn die Nachricht mittlerweile schon 3 Jahre alt ist, möchte ich eine mögliche Erklärung geben möchte, du meintest, dass du nicht wüsstest wieso der pH Wert nicht negativ sein darf. Ich würde aber sagen es liegt daran, dass einfach das Ionenprodukt dann nicjg mehr 10^14 sind, denn wenn die Konzentration an H3O^+ zu groß ist, dann ist logischerweise auch die cH2O immer kleiner. Und deshalb stimmt es dann nicjg mehr mit dem Ionenprodukt überein