Säuren, Basen & pH-Wert leicht erklärt

Jede Person hat schonmal von Citronensäure oder Salzsäure gehört – doch was sind Säuren genau und was sind Basen? In diesem Artikel geht es um die Säuredefinition nach Brønstedt, den pH-Wert und der Frage, wann eine Säure stark oder schwach ist. Außerdem schauen wir uns an, wie sich der pH-Wert berechnen lässt.

Was ist der pH-Wert?

Ein wichtiges Merkmal von Säuren und Basen ist, dass sie den pH-Wert einer wässrigen Lösung verändern.

Der pH-Wert ist definiert als der negativ dekadische Logarithmus der Konzentration an Oxonium-Ionen.

Diesen Satz wirst du wahrscheinlich schon einige Male gehört haben. Mathematisch formuliert bedeutet das Folgendes: Der pH-Wert gibt uns eine Idee davon, wie hoch die Konzentration der Oxonium-Ionen (H₃O⁺+) in einer Lösung ist. Daraus wissen wir auch, wie sauer eine Lösung ist.

Was ist der dekadische Logarithmus?

Der dekadische Logarithmus ist einfach eine Rechenoperation, wie bspw. das Wurzelziehen. Wenn ich den dekadischen Logarithmus der Zahl 100 ermitteln will, frage ich indirekt: Welchen Wert hat der Exponent, mit dem die Zahl 10 potenziert werden muss, damit 100 rauskommt? Mathematisch ausgedrückt ist das besser verständlich:

`10^x=100`

Wir ermitteln durch das Logarithmieren also den Wert x dieser Gleichung. In diesem Fall kommt glatt 2 raus. Der dekadische Logarithmus von 1000 wäre 3, von 10.000 wäre er 4 usw.
Dekadisch bedeutet, dass wir uns auf die Zahl 10 beziehen, die wir potenzieren wollen. Man kann den Logarithmus nämlich auch auf jede beliebige andere Zahl beziehen.

Und warum so kompliziert? Nun, in der Chemie arbeitet man häufig mit Konzentrationen, welche niedriger sind als 1 mol/L. So kann es bspw. sein, dass die Konzentration an Oxonium-Ionen bei `c(H_3 O^+ )=0,0001 frac{mol}{L}` liegt. Das ist eine sehr unhandliche Zahl. Wenn wir aber den negativ dekadischen Logarithmus dieser Zahl nehmen, kommt die einfache Zahl 4 heraus. Und diese Zahl bezeichnet man dann als pH-Wert.
Wir verändern also nichts an der Aussage dieser Werte - da wir ja schon wissen müssen, wie hoch die Oxoniumionen-Konzentration ist – aber wir machen sie handlicher. Der einzige Haken an der Sache ist, dass, aufgrund dieser Umrechnung, zwei Sachen zu beachten sind:

1. Ein niedrigerer pH-Wert bedeutet eine höhere Oxoniumionen-Konzentration
2. Wenn der pH-Wert um 1 erniedrigt wird, verzehnfacht sich die Konzentration an Oxonium-Ionen

Um das alles anschaulicher zu machen, schauen wir uns eine pH-Skala an. Hieraus lässt sich festhalten:

• Reines Wasser hat einen pH-Wert von 7
• Säuren erniedrigen den pH-Wert
• Basen erhöhen den pH-Wert
• Ein pH-Wert von 0 ist sehr sauer (hohe `H_3 O^+`-Ionen-Konzentration), wohingegen ein pH-Wert von 14 sehr basisch ist. Es sind aber auch pH-Werte von unter 0 und über 14 möglich.

Der pOH-Wert

Der pOH-Wert ist das Gegenstück zum pH-Wert. Der pOH-Wert ist nämlich der negativ dekadische Logarithmus der Hydroxid-Ionenkonzentration: Du kannst dir Hydroxid-Ionen und Oxonium-Ionen wie Gegenspieler vorstellen. Je mehr H₃O⁺-Ionen es in einer Lösung gibt, desto weniger OH^--Ionen gibt es. Andersherum genauso. Und diese Abhängigkeit voneinander kann man auch leicht ausdrücken: Für eine Lösung kann man sowohl den pH- als auch den pOH-Wert bestimmen. Wenn man beide Werte addiert, kommt immer der Wert 14 heraus. Hieraus lässt sich schließen:

Ein niedriger pH-Wert, bedeutet eine niedrige Konzentration an OH-Ionen, da dort der pOH hoch ist.

Folgende Tabelle fast das bisher gesagte zusammen:

pH-Wert	pOH-Wert	`c(H_3 O^+)`	`c(OH^-)`	Milieu
0	14	`1frac{mol}{L}`	`10^-14 frac{mol}{L}`	Sehr sauer
7	7	`10^-7 frac{mol}{L}`	`10^-7 frac{mol}{L}`	Neutral
14	0	`10^-14 frac{mol}{L}`	`1frac{mol}{L}`	Sehr basisch

Der pOH-Wert lässt sich also jederzeit aus dem pH-Wert berechnen (und andersherum), indem man die Gleichung umstellt:

Säuren sind Protonendonatoren

Wie schon erwähnt erniedrigen Säuren den pH-Wert einer Lösung, da sie die Konzentration an H₃O⁺-Ionen erhöhen. Doch wie machen sie das? Wir schauen uns die Säure Chlorwasserstoff (HCl) an. Löst man sie in Wasser entsteht Salzsäure. Hier gibt Chlor ein H⁺ an Wasser ab, wodurch ein Chlorid-Ion und ein Oxonium-Ion entstehen. Das heißt, je mehr HCl ich in eine Lösung gebe, desto mehr H₃O⁺-Ionen liegen auch vor. Folglich sinkt der pH-Wert und die Lösung wird saurer!

Und das alles geschieht, weil das Molekül HCl ein Protonendonator ist. Du kannst dir vorstellen, dass das passiert, weil die Bindung zwischen H und Cl aufgrund der Elektronegativitätsdifferenz bereits so polarisiert ist, dass das Chlor sehr stark an der Bindung zieht. Ist ein geeigneter Reaktionspartner (eine Base) wie Wasser in der Nähe, so kann das H leicht gestohlen werden.
Korrekter ist es aber zu sagen, dass das entstandene Chlorid-Ion sehr stabil ist (hohe Elektronegativität) und HCl deshalb gerne ein Proton abgibt. Das Chlorid-Ion hat also kein Interesse mehr daran, das Proton wieder aufzunehmen. Es ist glücklich, so wie es ist.

Das Chlorid-Ion ist das sogenannte Säurerestanion. Der Name ist selbsterklärend: Es ist einfach das Anion, das zurückbleibt, wenn ein Molekül ein H⁺ abspaltet. Zu jeder Säure gehört also ein Säurerestanion. Wir schauen uns die sogenannte Protolysegleichung nochmal an. Wenn ein Molekül also im wässrigen Milieu in der Lage ist, durch abspalten eines Protons ein stabiles Anion zu bilden, so wird es das tun. Es handelt sich dann um eine Säure.
Wir halten fest:

• Säuren sind Protonendonatoren, da sie ein oder mehr H⁺ abspalten können
• Nach Abspaltung des Protons entsteht ein Säurerestanion und ein Oxonium-Ion, wodurch der pH-Wert sinkt
• Ein Molekül ist eine Säure, wenn das dazugehörige Säurerestanion (mehr oder weniger gut) stabilisiert ist

Basen sind Protonenakzeptoren

Als Pendant zu den Säuren, sind Basen dazu in der Lage Protonen aufzunehmen. Wir schauen uns das bei der Base Ammoniak an. Ammoniak hat ein freies Elektronenpaar, welches den positiv teilgeladenen Wasserstoff von bspw. Wasser stehlen kann (negatives und positives ziehen sich schließlich an). Auf diese Weise entsteht ein Hydroxid-Ion (OH^-), was den pH-Wert steigen lässt. Die Lösung wird also basischer.

Jede Säure braucht eine Base

Wir haben jetzt zwei Säure-Base-Reaktionen schon kennengelernt. Bei der Reaktion von HCl mit Wasser nimmt das Wassermolekül ein Proton vom HCl-Molekül auf. Es ist in dieser Reaktion also ein Protonenakzeptor und dadurch eine Base! Das muss auch so sein, denn wenn eine Säure ein Proton abgeben will, braucht es stets eine Base, welche das Proton aufnimmt. Deshalb auch Säure-Base-Reaktion. Bei der Reaktion von Ammoniak mit Wasser passiert genau das Gegenteil. Hier ist Wasser der Protonendonator und dadurch die Säure. Wasser ist ein sogenannter Ampholyt – es kann sowohl als Base, als auch als Säure agieren. Was wäre denn, wenn wir in Salzsäure Ammoniak geben? Dann findet eine Neutralisationsreaktion statt. Dadurch, dass das Ammoniak nun die Protonen aufnehmen kann, welche HCl abgibt, muss Wasser nicht mehr als Base agieren und Oxonium-Ionen bilden. Man kann aber auch korrekterweise sagen, dass Ammoniak einfach von den Oxonium-Ionen selbst das Proton stiehlt. In beiden Fällen steigt der pH-Wert, weil die Oxonium-Ionenkonzentration abnimmt. Die Säure HCl wird also von der Base NH₃ neutralisiert. Wir halten fest:

• Damit eine Säure ein Proton abgeben kann, braucht es eine Base, welches es aufnimmt - andersherum genauso
• Wasser ist ein Ampholyt und kann daher als Säure und als Base mit anderen Basen oder Säuren agieren
• Gibt man in eine saure Lösung eine Base, so steigt der pH-Wert, was als Neutralisationsreaktion bezeichnet wird

Korrespondierende Säure-Base-Paare

Ein weiterer wichtiger Begriff ist der der konjugierten Säure und Base. Wir schauen uns nochmal die Säure-Base-Reaktion von Ammoniak an. Ammoniak agiert in der Hinreaktion als Base. Doch aus dem letzten Kapitel wissen wir, dass viele chemische Reaktionen reversibel sind. Und so ist es auch bei Ammoniak, denn Ammoniak ist eine eher schwache Base (dazu später mehr). Wenn wir uns die Rückreaktion anschauen, dann reagiert dort ein Ammonium-Ion mit einem Hydroxid-Ion. Das Ammonium-Ion gibt also ein Proton ab und bildet Ammoniak. Es agiert also als Säure! Das Ammonium-Ion ist nämlich die korrespondierende Säure zu der Base Ammoniak. Jede Base hat also eine korrespondierende Säure, welche Zusammen das korrespondierende Säure-Base-Paar bilden. Für Säuren gilt das genauso, mit der korrespondierenden Base.

Starke Säuren und Basen und ihr pH-Wert

Wenn ich 1 mol HCl in Wasser gebe, werden auch genau 1 mol an H₃O⁺-Ionen entstehen. Das klingt erstmal trivial, ist aber nur bei starken Säuren so. Denn nur starke Säuren, dissoziieren vollständig in wässriger Lösung. Sprich, jedes HCl-Molekül wird in Wasser zu Oxonium-Ionen und Chlorid-Ionen reagieren. Bei starken Säuren liegt kein Gleichgewicht vor, in der Protolysegleichung. Einmal dissoziiert, gibt es kein Zurück mehr.

Beispiele für starke Säuren sind:

• HCl, HBr, HI
• H2SO4 (Schwefelsäure)
• HClO4 (Perchlorsäure)
• HNO3 (Salpetersäure)

All diese Säuren haben gemeinsam, dass sie ein besonders gut stabilisertes Säurerestanion haben. Bei den Halogenwasserstoffen HCl, HBr und HI entstehen einfach die stabilen Anionen Cl^-, Br^- und I^-. Bei den anderen Säuren ist das nicht so leicht ersichtlich, warum die Säurerestanionen so stabil sind. Wir schauen uns hierfür mal die Dissoziationsgleichung von Schwefelsäure anhand seiner Strukturformel an. Die Schwefelsäure macht das, was Säuren halt so tun. Sie gibt ein Proton ab, und zurück bleibt das Hydrogensulfat-Anion. Die Namen der Säurerestanionen schauen wir uns noch genauer an. Wir wissen, dass das Säurerestanion HSO4- besonders gut stabilisiert sein muss. Ansonsten wäre Schwefelsäure, als korrespondierende Säure, keine starke Säure. Es gibt zwei wesentliche Gründe für die Stabilität von HSO4-. Beide lassen sich darauf zurückführen, dass die negative Ladung gut stabilisiert ist.

1) Die negative Ladung ist besonders gut verteilt, da das Molekül mesomeriestabilisiert ist

Da die negative Ladung nie an nur einem Sauerstoff sitzt, sondern aufgrund von Mesomerie über alle Sauerstoffe verteilt ist, ist sie besonders gut stabilisiert. Du kannst Dir allgemein merken, dass es bei Ladung immer energetisch günstiger ist, sie durch Mesomerie zu verteilen (wenn möglich), anstatt sie fix an einem Atom im Molekül zu haben.

2) Die negative Ladung verringert die stark positive Partialladung am Schwefel

Der Schwefel ist in bei der Schwefelsäure an vier sehr elektronegative Sauerstoffe gebunden, welche alle an den kovalenten Bindungen ziehen. Dadurch ist der Schwefel sehr partiell positiv geladen. Es ist sehr unglücklich in dieser Rolle, da es gerne mehr von den Bindungselektronen hätte. Wenn nun nach Abgabe eines Protons eine negative Ladung vorliegt, ist das sehr gut für den elektronenarmen Schwefel. Es trägt selbst zwar nicht die negative Ladung, du kannst dir aber vorstellen, dass es trotzdem etwas mehr Elektronendichte abbekommt. Die ganze Verbindung HSO₄^- hat als Anion einen leichten „Überschuss“ an Elektronen, und der Schwefel kriegt auch etwas davon ab. Dies stabilisiert den Schwefel und damit die ganze Verbindung.

Dasselbe gilt für Basen: Je stabiler ein Molekül nach Aufnahme eines Protons ist, desto stärker ist sie als Base. Starke Basen liegen in wässriger Lösung nur protoniert vor. Ein Beispiel für eine starke Base ist das Ethanolat-Anion. Die meisten starken Basen sind Anionen, welche bei Aufnahme eines Protons ein neutrales Molekül bilden. In diesem Fall bildet sich aus dem Ethanolat-Anion das stabile Molekül Ethanol.

Wir halten also fest:

• Eine Säure ist stark, wenn das Säurerestanion besonders gut stabilisiert ist
• Starke Säuren sind Schwefelsäure, Salpetersäure und Salzsäure
• Starke Säuren dissoziieren zu nahezu 100% in wässriger Lösung

ph-Wert bei starken Säuren berechnen

Wir erinnern uns an die Definition des pH-Werts:

Der pH-Wert ist definiert als der negativ dekadische Logarithmus der Konzentration an Oxonium-Ionen.

oder Das heißt, um einen pH-Wert zu berechnen benötigen wir nur die Konzentration an Oxonium-Ionen in einer Lösung. Bei starken Säuren ist das sehr einfach. Denn starke Säuren dissoziieren zu 100 % in wässriger Lösung, wie wir nun wissen. Wenn wir Salpetersäure (HNO₃) in Wasser schmeißen, können wir also sicher sein, dass jedes Teilchen HNO₃ mit Wasser zu Nitrat-Ionen (NO₃^-) und Oxonium-Ionen reagieren. Folglich muss die Konzentration an Oxonium-Ionen genauso hoch sein, wie die Anfangskonzentration `c_0` an Salpetersäure!

Was ist die Anfangskonzentration?

Die Anfangskonzentration `c_0` ist die Konzentration, die in der Lösung vorliegt, bevor eine Reaktion stattfindet. Wenn ich 1 mol HNO₃ in 1 L Wasser löse, dann ist `c_0 = 1 frac{mol}{L}`. Da ziemlich schnell die Dissoziation von HNO₃ stattfindet, sinkt die Konzentration von HNO₃ sehr schnell auf nahezu `0 frac{mol}{L}`. Also wäre es strenggenommen falsch zu sagen, dass die Konzentration der Oxonium-Ionen gleichgroß ist, wie die Konzentration an HNO₃. Sie ist nur so groß, wie die Anfangskonzentration an HNO₃.

Wenn wir also so viel Salpetersäure in Wasser lösen, dass eine Anfangskonzentration von 0,1 mol/L vorliegt, dann wissen wir, dass nun aufgrund der vollständigen Dissoziation auch 0,1 mol/L an Oxonium-Ionen vorliegen. Wir können die Formel für den pH-Wert also umschreiben: Für HNO₃ als starke Säure gilt: Rechnen wir das aus, kommen wir auf einen pH-Wert von 1, den diese Lösung besitzt. Allgemein gilt also für einprotonige Säuren HA: Es gibt auch Säuren, welche mehr als ein Proton abgeben können. So zum Beispiel die Schwefelsäure H₂SO₄, welche zwei Protonen abgeben kann. Schwefelsäure ist eine starke Säure, und das Säurerestanion HSO₄^- ist sogar selbst noch eine starke Säure. Das heißt, gibt man H₂SO₄ in Wasser, so dissoziiert es zweimal. Das bedeutet: Pro Teilchen Schwefelsäure, entstehen zwei Teilchen Oxonium-Ionen. Wenn man also 0,5 mol Schwefelsäure in 1 L Wasser löst, ist die Anfangskonzentration von H₂SO₄ zwar 0,5 mol/L, die Konzentration der Oxonium-Ionen ist aber doppelt so hoch und beträgt 1 mol/L. Hier gilt also: Für eine Schwefelsäure als starke, zweiprotonige Säure gilt: Woraus sich berechnen lässt, dass die Lösung einen pH-Wert von 0 hat.

pH-Wert starker Basen berechnen

Natriumhydroxid ist eine starke Base. Möchte man den pH-Wert einer 0,001 molaren Natronlauge berechnen, so bietet es sich an, zuerst den pOH-Wert auszurechnen.Das funktioniert zuerst analog zum pH-Wert: Bei NaOH als starke Base gilt:
Der pOH-Wert beträgt also 3. Dann rechnen wir in den pH-Wert um, indem wir den pOH-Wert von 14 subtrahieren:
Wir halten fest:

• Für starke, einprotonige Säuren gilt: `pH=-log_10 (c_0 (HA))`
• Für starke, zweiprotonige Säuren gilt: `pH=-log_10 (2*c_0 (HA))`
• Für starke, einfache Basen gilt:
  `pH=14-(-log_10 (c_0 (B))`

pK_S- und pK_B-Wert

Damit wir mit schwachen Säuren und Basen arbeiten können, müssen wir noch eine wichtige Kennzahl von Säuren und Basen kennenlernen. Den pK_S-Wert und den pK_B-Wert.
Jede Säure hat einen pK_S-Wert und jede Base einen pK_B-Wert. Für Dich ist wichtig: Je kleiner der pKs-Wert, desto stärker die Säure. Für Basen gilt dasselbe mit dem pK_B-Wert.

Der pK_S-Wert ist also ein Maß für die Säurestärke. Du kannst Dir merken, dass starke Säuren einen pK_S-Wert von unter 0 besitzen. HNO₃, H₂SO₄ und HCl haben alle einen pK_S-Wert von unter 0. Hier nimmt man also an, dass die Säuren vollständig dissoziiert in wässriger Lösung vorliegen. Essigsäure hat einen pK_S-Wert von nur 4,75 und ist damit eine eher schwache Säure.
Achtung: Es wird auch manchmal zwischen sehr stark/ stark/ mittelstark/ schwach und sehr schwach unterschieden. Der Einfachheit halber beschränken wir uns aber auf die Unterteilung zwischen stark und schwach.

Eine weitere Eigenschaft des pK_S-Wertes ist, dass sich der pK_S- und der pK_B-Wert eines korrespondierenden Säure-Base-Paars immer zu 14 addieren (genau wie der pH- und der pOH-Wert). Das heißt, wenn ich weiß, dass Essigsäure einen pK_S-Wert von 4,75 hat, weiß ich auch, dass das Acetat-Ion einen pK_B-Wert von 9,25 besitzt.

Hieraus erschließt sich eine wichtige Erkenntnis:

Das Säurerestanion einer starken Säure, ist eine schwache Base

Denn wenn starke Säuren einen eher niedrigen pKs-Wert haben, dann muss die korrespondierende Base einen eher hohen pK_B-Wert haben.
Das ergibt auch Sinn, denn eine starke Säure zeichnet sich schließlich dadurch aus, dass das Säurerestanion besonders stabil ist – warum sollte es dann also groß Interesse dann haben, wieder ein Proton aufzunehmen?

Exkurs: Woher stammt der pK_S-Wert?

Der pK_S-Wert leitet sich aus der Gleichgewichtskonstante der Protolysereaktion her. Stellt man für die Protolysegleichung das Massenwirkungsgesetz (MWG) auf, so lautet es:

`K=frac{c(A^- )*c(H_3 O^+)}{c(HA)*c(H_2 O)}`

Da die Konzentration von Wasser (`c(H_2 O)`) annähernd konstant ist, können wir sie in die Gleichgewichtskonstante `K` miteinbeziehen:

`\Rightarrow K_S = K*(c(H_2 O))=frac{c(A^- )*c(H_3 O^+)}{c(HA)}`

Die neue Konstante `K_S` ist die Säurekonstante. Sie ist auch ein Maß dafür, wie viel von HA dissoziiert. Wenn viel von HA dissoziiert, ist der Zähler größer als der Nenner und der `K_S`-Wert steigt. Da der `K_S`-Wert aber in der Regel sehr große oder sehr kleine Werte annimmt, machen wir sie handlich, indem wir den negativ dekadischen Logarithmus auf beiden Seiten anwenden. Wir machen das also aus demselben Grund wie beim pH-Wert. Das Ergebnis ist der pK_S-Wert!

`\Rightarrow pK_S=-log(K_S)=-log(frac{c(A^- )*c(H_3 O^+)}{c(HA)})`

pH-Wert schwacher Säuren und Basen berechnen

Bei schwachen Säuren liegt keine vollständige Dissoziation vor. Wenn wir 1 mol Essigsäure in 1 L Wasser lösen, liegen deutlich weniger als 1 mol/L an Oxonium-Ionen vor. Ein großer Teil der Essigsäure bleibt im Wasser nämlich so wie sie ist, und dissoziiert nicht. Es liegt also ein Gleichgewicht vor, welches auf Seiten des Edukts liegt. Dies hat zur Folge, dass wir den pH-Wert nicht mehr so einfach berechnen können. Wir benötigen hierfür die pH-Formel für schwache Säuren und den pK_s-Wert der Säure.

Wie lässt sich diese Formel herleiten?

Wir stellen das MWG der Protolysegleichung der Säure HA auf:

`K=frac{c(A^- )*c(H_3 O^+)}{c(HA)*c(H_2 O)}`

Die Wasser-Konzentration bleibt nahezu konstant, weshalb wir sie in die Gleichgewichtskonstante ziehen. Diese nennen wir nun K_S.

`\Rightarrow K_S=frac{c(A^- )*c(H_3 O^+)}{c(HA)}`

Da sehr wenig von der Säure dissoziiert, können wir annähern, dass die Anfangskonzentration von HA (`c_0 (HA)`) ungefähr der Gleichgewichtskonzentration entspricht (Anfangskonzentration: Konzentration von HA vor der Säure-Base-Reaktion, Gleichgewichtskonzentration: Konzentration von HA, nachdem sich das Säure-Base-Gleichgewicht eingestellt hat).

`c(HA)≈c_0 (HA)`

`\Rightarrow K_S=frac{c(A^- )*c(H_3 O^+)}{c_0 (HA)}`

Da immer genau ein Oxonium-Ion entsteht, wenn ein Säurerestanion A^- entsteht, müssen die Konzentrationen identisch sein. Es gilt also:

`c(A^-)=c(H_3 O^+)`

`\Rightarrow K_S=frac{c(H_3 O^+)*c(H_3 O^+)}{c_0 (HA)}`

`\Leftrightarrow K_S=frac{c(H_3 O^+)^2}{c_0 (HA)}`

Jetzt stellen wir nach der Oxonium-Ionenkonzentration um:

`\Leftrightarrow c(H_3 O^+)^2=K_S*c_0 (HA)`

`\Leftrightarrow c(H_3 O^+)=sqrt(K_S*c_0 (HA))`

Die Wurzel von etwas kann man auch schreiben als „hoch 1/2“. Das machen wir, damit wir leicht den negativ dekadischen Logarithmus ziehen können. Nach den Logarithmusgesetzen müssen wir nämlich nur mal ½ vor den Logarithmus schrieben.

`\Leftrightarrow c(H_3 O^+)=(K_S*c_0 (HA))^½`

Nun wenden wir den negativ dekadischen Logarithmus auf beide Seiten an:

`\Rightarrow -log(c(H_3 O^+))=-log((K_S*c_0 (HA))^½)`

`\Leftrightarrow pH=frac{1}{2}*[pK_S-log(c_0 (HA))]`

Jetzt haben wir die pH-Formel erhalten und wir können nur mit Kenntnis der Anfangskonzentration und des pKs-Werts der Säure den pH-Wert bestimmen.

Wenn wir nun den pH-Wert unserer Essigsäure-Lösung mit einer Anfangskonzentration von 1 mol/L berechnen wollen, brauchen wir also nur noch den pK_s-Wert, welcher 4,75 beträgt. Den kann man Tabellen entnehmen. Also: Zum Vergleich: Bei einer starken Säure wäre ein pH-Wert von 0 rausgekommen.

Auf einem Blick...

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Referenzen

1. E. Riedel, C. Janiak in Anorganische Chemie, Vol. 8, de Gruyter, Berlin/ New York, 2011.

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