Protolysengleichgewicht im Wasser und pH-Wert

Die Messung der elektrischen Leitfähigkeit von reinem Wasser zeigt, dass dieses in geringem Masse Ionen enthält. Diese Ionen entstehen aus der sogenannten Eigendissoziation des Wassers (Autoprotolyse).

Die Konzentrationen der beiden entstehenden Teilchen $H^+(aq)$ und $OH^-(aq)$ betragen jeweils $1.0 \cdot 10^{-7}  mol\cdot l^{-1}$ bei 25$^\circ$C . Im Protolysengleichgewicht kann Wasser als Ampholyt formuliert werden

$$H_2O + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-(aq) \quad\Longrightarrow\quad S1 + B1 \rightleftharpoons B2 + S2$$

oder einfacher als

$$H_2O \rightleftharpoons H^+(aq) + OH^-(aq).$$

Danach ist das sogenannte Ionenprodukt des Wassers

$$[H^+]\cdot [OH^-] = K_w = 1.0\cdot 10^{-14} M^2 \qquad \qquad(25^oC)$$

Die eckigen Klammern [ ] bezeichnen Konzentrationsangaben.

In einer sauren Lösung ist $[H^+] {>} [OH^-]$, in einer alkalischen dagegen $[OH^-] {>} [H^+]$. Bei $[H^+] = [OH^-]$ spricht man von einer neutralen Lösung.

Es ist üblich zur Charakterisierung einer wässrigen Lösung den pH-Wert anzugeben

$$pH = -\log [H^+]$$    und $$pH + pOH = 14 ,$$

zu dessen Berechnung näherungsweise die Konzentration anstelle der Aktivität (Wirkkonzentration) der Wasserstoffionen eingesetzt wird.

Der pH-Wert einer Lösung kann mit Hilfe einer galvanischen Zelle und einem pH-Meter gemessen werden.

Sein Wert liegt in wässrigen Lösungen in einem Bereich zwischen pH = 0 ($[H^+]$ = 1 M; stark saure Lösung), pH = 7 (neutral) und pH = 14 ($[H^+]$ = 10$^{-14}$ M und $[OH^-]$ 1 M; stark alkalische bzw. basische Lösung).

Abbildung 7: Acidität wässriger Lösungen.
Für wässrige Lösungen gilt das Ionenprodukt des Wassers. Es beträgt bei 25$^\circ$C : $c_{H_3O^+} \cdot c_{OH^-} = 10^{-14} mol^2l^{-2}$.

 

Anmerkung:
Der pH-Wert einer $1 \cdot 10^{-4}$ M HCl ist 4, der einer $1 \cdot 10^{-10}$ M HCl jedoch nicht 10 sondern etwa 7.

Indikatoren

Der pH-Wert kann elektrochemisch oder über Indikatoren bestimmt werden. Indikatoren sind Farbstoffsäuren oder Farbstoffbasen, die stark gefärbte Lösungen haben und deren Überführung zur konjugierten Base oder Säure von einer deutlichen Farbänderung begleitet wird. (s. Tabelle 2 für die Säuren: HMO, HMR und HBTB).

Indikatoren können daher sowohl zur Abschätzung als auch zur genauen Messung des pH-Wertes einer Lösung verwendet werden, wobei im zweiten Fall nicht mehr das Auge, sondern ein Spektralphotometer oder ein Kolorimeter zur Farbbestimmung eingesetzt wird.

Indikatoren werden oft zur Anzeige von pH-Änderungen bei Säure-Base-Titrationen eingesetzt. Dabei sollte die beigefügte Menge Indikator möglichst klein sein, sodass die Titration durch ihn nicht verfälscht wird.

Eine entsprechende Kontrolle ist immer empfehlenswert.

Für eine Farbstoffsäure $H(Ind)$ gilt:

$$H(Ind) + H_2O \rightleftharpoons (Ind)^- + H_3O^+$$

$$K_{HInd} = \frac{[H^+][Ind^-]}{[HInd]}$$

Wenn $HInd$ und $Ind^-$ unterschiedlich gefärbt sind, lässt sich zeigen, dass mit dem Auge ein Farbumschlag im pH-Intervall

$$pH = pK(HInd) \pm 1$$

wahrgenommen werden kann.