PH-Wert um 1 größer als Pks Wert, Bedeutung?

Question

Aufgabe: Was passiert wenn der PH-Wert um 1 größer ist als der Pks wert?

Problem/Ansatz: Finde über Google nichts, wäre dankbar wenn mir das jemand erklären könnte, denn soweit ich das verstanden hab ist in der Regel PH=PKS

Answer 1

Salut,

Aufgabe: Was passiert wenn der PH-Wert um 1 größer ist als der Pks wert?

Problem/Ansatz: Finde über Google nichts, wäre dankbar wenn mir das jemand erklären könnte, denn soweit ich das verstanden hab ist in der Regel PH=PKS

Zunächst einmal ist der pH - Wert mit dem pK_s - Wert über die Henderson - Hasselbalch - Gleichung verbunden:

pH =  pK_s + log₁₀ ( [A^-] / [HA] )

Nur dann allerdings, wenn gleiche Konzentrationen an Säure (HA) und konjugierter Base (A^-) vorhanden sind, gilt: pH =  pK_s, da

pH - pK_s =  log ( [A^-] / [HA] )  =  0  =  log (1)

d.h. [A^-]  =  [HA]

Dies konkret am Beispiel Essigsäure (pK_s =  4,75):

pH =  4,75 + log (1 / 1)  =  4,75

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Ist nun der pH - Wert um 1 größer als der pK_s - Wert, so bedeutet dies, dass die Konzentration von A^- um den Faktor 10 größer ist.

pH =  4,75 + log (10 / 1)  =  5,75

Ist also der pH - Wert der Lösung größer als der pK_s, liegt die Gruppe in Form der konjugierten Base ( → deprotoniert) vor, also hauptsächlich als A^-.

pH >  pK_s ⇒  [A^-]  >  [HA]

Das bedeutet aber nicht, dass alle Säuremoleküle dissoziiert sind. Je größer der Unterschied zwischen pH und pK_s, desto größer ist der Prozentsatz an dissoziierten Säuremolekülen.

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Umgekehrt funktioniert das natürlich ebenfalls, d.h. durch Erhöhung der Säurekonzentration um den Faktor 10 ist der pH - Wert um 1 kleiner als der pK_s - Wert, d.h. bei pH-Werten unterhalb des pK_s liegt die Säure hauptsächlich in der protonierten Form vor.

Somit gilt in diesem Fall:

pH =  4,75 + log (1 / 10)  =  3,75

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