Berechnung des ph-Werts für Schwefelsäure?

Question

Hallo zusammen,

bei der Berechnung des ph-Werts für Schwefelsäure mit der angangskonzentration c=0,05, kommt mein Chemie Buch und der online Rechner auf einer pH wert von 1.

für eine starke Säure gilt doch -log(0,05) oder nicht?
bei mir kommt jedenfalls 1,3 raus, was habe ich falsch gemacht?

Knubaer · Answer

Schwefelsäure dissoziiert zweimal. Daher ist die Konzentration von Oxoniumionen doppelt so groß, wie die Konzentration der Schwefelsäure. Sprich in der Klammer muss 0,1 stehen.

DieChemikerin · Answer

Hi,Schwefelsäure ist eine zweiprotonige Säure.Die erste Stufe dissoziiert vollständig, bei der zweiten Stufe muss man komplexer rechnen, indem man den pKs-Wert berücksichtigt und eine Gleichgewichtsrechnung macht.LG

indiachinacook · Answer

Schwefelsäure ist eine zweibasige Säure:
H₂SO₄ + H₂O ⟶ HSO₄¯ + H₃O⁺HSO₄¯ + H₂O ⟶ SO₄²¯ + H₃O⁺
Die erste Reaktion läuft dabei in jeder Konzentration vollständig ab, bei der zweiten hängt das Ausmaß der Reaktion von der Konzentration ab: Bei großen Konzentratio­nen (c≫0.01 mol/l) ist sie unterdrückt, bei kleinen (c≪0.01 mol/l) läuft sie vollstän­dig ab, und bei mittleren (c≈0.01 mol/l) nur teilweise. Der kritische Wert 0.01 mol/l heißt auch die Säurekonstante des HSO₄¯ (oder die zweite Säurekonstante von H₂SO₄).
Du willst den pH-Wert einer 0.05 mol/l H₂SO₄ berechnen; das ist größer aber nicht viel größer als 0.01 mol/l.

Die Lösung pH=1 ist Käse. Hier hat jemand angenommen, daß die zweite Säure­dissoziation vollständig abläuft und daher geschlossen 0.05 mol/l H₂SO₄ ergebe doppelt soviel also 0.1 mol/l H₃O⁺. Wie oben ausgeführt würde das aber nur für Lösungen c≪0.01 mol/l gelten
 Deine Lösung pH=lg(0.05)=1.30 ist besser. Du hast die zweite DIssoziationsstufe völlig vernachlässigt und H₂SO₄ einfach wie HCl behandelt; bei dieser Konzentra­tion ist das akzeptabel.
 Die richtige Lösung ist pH=1.24; Du siehst also, daß die zweite Dissoziationsstufe noch ein paar weitere H₃O⁺ beiträgt und den pH daher noch ein Stück absenkt.

In dieser Graphik siehst Du das genauer. Sie zeigt den pH-Wert einer wäßrigen H₂SO₄-Lösung über einen weiten Konzentrationsbereich; die onzentration ist logaritschmisch aufgetragen, also c=10¯ˣ. Deine Konzentration c=0.05 mol/l entspricht also x=1.3
Die violette Kurve ist der reale pH-Wert einer H₂SO₄ bei dieser Konzentration, die grü­ne und orange sind der pH-Wert einer einbasigen Säure wie HCl derselben bzw. der doppelten Konzentration.
Du siehst, daß H₂SO₄ bei hohen Konzentrationen denselben pH-Wert hat wie eine gleich starke HCl (oder andere starke Säure wie HClO₄ oder HNO₃), bei niedrigen aber den einer doppelt so konzentrierten HCl (…). Das liegt daran, daß bei kleinen Konzen­tra­tionen jedes H₂SO₄-Molekül zwei H₃O⁺-Ionen mit dem Wasser liefert und daher ge­wissermaßen doppelt gezählt werden muß.
P.S.: Vielleicht sollte ich noch sagen, wie man auf die Zahlen kommt. Dazu brauchst Du zunächst einmal die Säurekonstante Kₐ≈0.01 mol/l, das ist eine Stoffkonstante, und sie wäre für andere Säuren natürlich verschieden.
Aus dem Massenwirkungsgesetz kann man sich leicht die einfache Formel

ableiten; sie kann den Übergang von einfacher zu doppelter Dissoziation richtig wie­der­geben, allerdings vernachlässigt sie die Autoprotolyse des Wassers und sagt da­her für sehr verdünnte Lösungen nicht pH≈7 voraus (wie es auch in meinen Plots zu sehen ist), sondern läßt fälschlicherweise den pH auf über 7 ansteigen, was na­tür­lich Unsinn ist. Will man das beheben, muß man die Formel leider deutlich komplizierter machen:

Das ist immer noch eine Näherungsformel, aber sie liefert fast immer das richtige Resultat; nur wenn Kₐ≈10¯⁷ mol/l ist, dann macht sie im Konzentrationsbereich um 10¯⁷ mol/l kleine Fehler von unter 0.1 pH-Einheiten. Will man auch das vermeiden, dann muß man mit wirklich schweren Kalibern anfahren:

Diese Formel stimmt immer.

Berechnung des ph-Werts für Schwefelsäure?

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