pKB-Wert KOH Erklärung?
Hallo, für Kaliumhydroxid findet man einen pKB-Wert von -1,1 tabelliert. Allerdings frage ich mich, auf welches Gleichgewicht dieser Wert bezogen ist. Üblicherweise geht man doch für den KB-Wert von der Protonierung der Base B durch Wasser aus:
B + H2O <-> BH+ + OH-
und erhält nach Anwendung des MWG und Verrechnung der praktisch konstanten Konzentration an Wasser:
KB = [BH+][OH-]/[B]
So etwas gibt es ja aber bei KOH nicht. Oder geht man von so etwas wie hydratisierten KOH-Ionenpaaren aus, die einem Dissoziationsgleichgewicht unterliegen, im Sinne von
KOH(aq) <-> K+ + OH- und damit
KB = [K+][OH-]/[KOH(aq)] ???
Das würde aber meinem Verständnis der Auflösung einer Ionenverbindung in Wasser widersprechen, nach dem die K+ und OH- hydratisiert werden und so in Lösung gehen. Vielleicht kann mich hier mal jemand aufklären.
1 Antwort
In hinreichend starken Salzlösungen bilden sich immer Ionenpaare, (K⁺ OH⁻)aq. Das muß irgendwann einmal passieren, nämlich spätestens wenn die Lösung so konzentriert ist daß pro K⁺ und OH⁻ zu wenig H₂O-Moleküle da sind um sie richtig zu hydratisieren.
Dein pK ist angeblich −1.1, die Basenkonstante also 10¹·¹≈10 und daher kann man sehr grob bei einer 10-molaren Lösung mit der Bildung von Ionenpaaren rechnen. Das ist auch ganz einsichtig so, denn Wasser ist ja selbst nur 56-molar, und in einer 10-molaren KOH stehen jedem Ion nur zwei oder drei H₂O zur Verfügung. Klar kann man damit keine anständige Hydratisation bekommen.
Ja, da hast Du recht. Ich habe zwar mit interionischen Wechselwirkungen keine eigene Erfahrung, aber in einer 0.1 mol/l Lösung finden sich geschätzt auch ein paar Ionenpaare, die vermutlich im Rahmen dieser Betrachtung (simples Massenwirkungsgesetz ohne Aktivitäten) den „undissoziierten KOH-Molekülen“ gleichgesetzt sind.
Auf den pH-Wert hat das keinen meßbaren Einfluß, und es gibt zwar spektroskopische Methoden (EXAFS), mit denen man so etwas detektieren kann, aber das machen nur wenig Leute. Also sagt man „vollständig dissoziiert“. In einer einmolaren H₂SO₄ (pKₐ≈−3) hat man ja auch formal 1 mmol/l undissoziierte H₂SO₄.
Ein bißchen geschummelt ist es schon, denn Ionenpaare bei salzartig gebauten Hydroxiden sind nicht dasselbe wie undissoziierte Säuremoleküle à la H₂SO₄. Bei höheren Konzentrationen bilden sich nämlich auch höhere Aggregate, die dann nicht mehr mit diesem einfachen Gleichgewichtsausdruck beschrieben werden können. Aber in einem Übergangsbereich, in dem die Gleichgewichtskonzentration an K⁺OH⁻-Ionenpaaren nicht zu groß ist, kann man so rechnen. Darunter kann man es auch, es ist aber nicht notwendig, weil c(K⁺OH⁻)≈0 herauskommt, und darüber, wenn viele Ionenpaare vorliegen, bricht das Modell zusammen, weil sich auch Quadrupel, Hexupel etc. bilden.
Das ist mir unklar. Wenn diese Konstante sich tatsächlich auf das genannte GG bezieht, dann müsste auch in verdünnten Lösungen die Gleichgewichtsbedingung erfüllt sein. Dann müsste z. B. auch in einer 0,1 M KOH ca. 0,001 M an KOH(aq) vorliegen (und je ca. 0,099 M OH- und K+) um auf eine Gleichgewichtskonstante von etwa 10 zu kommen.