Warum geht das?

Wieso kann bei der Berechnung des pH Werts von schwachen Säuren Punkt 3 angenommen werden?

LG

Answer 1

[indiachinacook]

Wenn alle H₃O⁺-Ionen aus der Dissoziation der Säure kommen (und keine aus der Auto­protolyse), dann müssen die Säurerestanionen in gleicher Menge gebildet wer­den, weil ja pro H₃O⁺ auch ein Säurerest-Anion entsteht:

HA + H₂O ⟶ H₃O⁺ + A¯

• c(HA)≫c(A¯) bedeutet, daß die Säure schwach ist, also nur wenig dissoziiert
• c(A¯)=c(H₃O⁺) bedeutet, daß die Autoprotolyse ignoriert wird
• mit diesen beiden Annahmen bekommt man c(H₃O⁺)=√Kₐc₀ bzw. pH=½(pKₐ−lg(c₀))

Beide Annahmen sind nicht notwendigerweise in der Praxis erfüllt, und dann gibt es stärkere Formeln, die auch in schwierigeren Fällen das richtige Resultat liefern

• Wenn man sich nicht sicher ist, ob die Säure wirklich schwach ist, dann hilft die Formel c(H₃O⁺) = √(¼Kₐ²+Kₐc₀) − ½Kₐ, mit der man alle starken oder schwachen Säure richtig hinbekommt, wenn nur der pH≪7, so daß die Autoprotolyse keine Rolle spielt.
• Für schwache Säuren bei hoher Verdünnung, so daß der pH knapp an 7 heran­kommt, gibt es die selten genutzte Formel c(H₃O⁺)=√(Kₐc₀+K_w). Für Säuren mit pKₐ≫7 gilt sie bei allen Konzentrationen.

Ich kann nicht widerstehen und packe hier die vollständige Tabelle aller Formeln für den pH-Wert verdünnter Säuren hinein. Die Formeln in der rechten Spalte berück­sich­tigen das Auto­proto­lyse­gleich­gewicht, die linken tun das nicht. In der ersten Zeile ste­hen starke, in der zweiten schwache und in der dritten beliebige Säuren:

Answer 2

[ADFischer]

Das folgt aus 2h). Wenn man die Autoprotolyse von Wasser vernachlässigt, ist [H3O^+]=[A^-]. Das folgt wiederum aus der Ladungsneutralität.