Säuren und Basen ph-berechungen, pk s -Werte, Neutralisation, Pufferwirkung

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1 Säuren und Basen ph-berechungen, pk s -Werte, Neutralisation, Pufferwirkung 1

2 Säuren und Basen Viele Stoffe lassen sich als Säuren oder als Basen klassifizieren. Wesentliche Definitionen für Säuren und Basen sind die von: Brønstedt, der die Übertragung von Protonen in den Mittelpunkt stellt, Lewis, der die Interaktion mit Elektronenpaaren in den Mittelpunkt stellt. In diesem Kapitel wird vor allem die Brønstedt-Theorie für wässrige Systeme in qualitativer wie quantitativer Weise vorgestellt. 2

3 G.N. Lewis hat eine allgemeinere Definition für Säuren und Basen gegeben: Lewis-Säure: Teilchen, das über ein leeres Orbital verfügt, das zur Bildung einer (kovalenten) Bindung ein Elektronenpaar aufnehmen kann. Lewis-Säure = Elektronenpaarakzeptor Lewis-Base besitzt ein Elektronenpaar, das einer Lewis-Säure zur Bindung zur Verfügung gestellt werden kann Lewis-Base = Elektronenpaardonator Säuren und Basen Lewis 1 3

4 Säuren und Basen Lewis 2 Bindung durch Überlappung: z.b. freies Bor-Orbital mit freiem Elektronenpaar des N-Atoms Lewis-Säure: zu erwarten bei Verbindungen der 1-3 Hauptgruppe & d- (und f-)elemente Lewis-basische Eigenschaften: zu erwarten bei Verbindungen mit Sauerstoff, Schwefel, N, P, Ar(III), Halogenide, Metallhydride (B-H) und ggf. C-H Bindungen 4

5 Säuren und Basen Brønstedt 1 Definitionen von Brønstedt: Säuren sind Protonendonatoren; Stoffe oder Teilchen, die Protonen abgeben können. Basen sind Protonenakzeptoren; Stoffe oder Teilchen, die Protonen aufnehmen können. Eine Säure ist Stoff, der an Wasser Protonen abgeben kann. "Neutral-Säuren" (z.b. HCl, HNO 3, -COOH) "Anion-Säuren" (z.b. HSO 4-, H 2 PO 4- ) "Kation-Säuren" (z.b. NH 4+, [Al(H 2 O) 6 ] 3+ ) 5

6 Reagiert eine Säure HA mit einer Base B, so wird ein Proton von der Säure auf die Base übertragen. Der Prozess nennt sich Protolyse. In der Rückreaktion wird vom Teilchen HB + ein Proton auf A - übertragen, d.h. HB + wirkt dann als Säure und A - als Base. Säure Base konjugierte Säure-Base-Paare konjugierte Base Säure HA + B A - + BH + Solche Protolysegleichgewichten bestehen aus zwei Säure- Base-Paare: A - wird korrespondierende (= konjugierte) Base zu HA und HB + konjugierte Säure zu Base B genannt. 6

7 Säuren und ihre konjugierten Basen Salzsäure HCl (aq) Chlorid-Ion Cl - Flußsäure HF (aq) Fluorid-Ion F - Schwefelsäure H 2 SO 4 Hydrogensulfat HSO 4 - Sulfat SO 4 2- schwefelige S. H 2 SO 3 Hydrogensulfit HSO 3 - Sulfit SO 3 2- Salpetersäure HNO 3 Nitrat-Ion NO 3 - Phosphorsäure H 3 PO 4 Dihydrogenphosphat Hydrogenphosphat Kohlensäure H 2 CO 3 Hydrogencarbonat H 2 PO 4 - HPO 4 2- Perchlorsäure HClO 4 Perchlorat-Ion ClO 4 - Blausäure HCN Cyanid-Ion CN - Essigsäure CH 3 COOH Acetat-Ion CH 3 COO - Phosphat PO 4 3- HCO 3 - Carbonat CO 3 2-7

8 Säuren und Basen Brønstedt 2 In Wasser bilden Brønsted-Säuren Hydronium Ionen, Protonen von einer Säure HA werden von Wasser als Base aufgenommen: HA + H 2 O H 3 O + + A - Basen (mit einem freien EP) reagieren in Wasser mit Wasser unter Aufnahme eines Protons: NH 3 + H 2 O NH OH - 8

9 Stoffe, die je nach Reaktionspartner sowohl als Säure als auch als Base fungieren können, werden Ampholyte genannt. Wasser z. B. reagiert gegenüber Salpetersäure als Base, gegenüber Ammoniak aber als Säure. Ampholyte H 2 O + HNO 3 H 3 O + + NO 3 - H 2 O + NH 3 NH OH - Weitere Beispiele für Ampholyte: Aminosäuren, HCO 3-, HSO 4-9

10 Reinstes, destilliertes Wasser leitet den Strom, denn es enthält Ionen durch die Autoprotolyse gebildet werden: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Wasser als Säure und Base Es entstehen Hydronium (H 3 O + ) -Ionen und Hydroxid-Ionen (OH - ) Wasser wirkt hier sowohl als Säure als auch als Base Wässrige Lösungen, die Ionen enthalten, leiten den elektrischen Strom. Die Ionen fungieren als Ladungsträger, sie sind Elektrolyte: Steckt man zwei Elektroden in eine solche Lösung und legt eine Spannung an, so wandern die Kationen zur Kathode (Minus-Pol) die Anionen zur Anode (Plus-Pol) 10

11 Wenden wir das Massenwirkungsgesetz auf das Autoprotolyse-Gleichgewicht H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - von Wasser an, so ergibt sich: Ionenprodukt des Wassers 1 K = [H 3O + ][OH ] [H 2 O][H 2 O] oder* K H 2 O 2 = K w = [H 3 O + ][OH ] Ionenprodukt des Wassers K w = H 3 O + [OH mol 7 ] = 10 L mol 10 7 L mol2 = L 2 *Die Konzentration von Wasser in Wasser ist ein etwa 55,56 M, und ändert sich durch das Autoprotolyse-Gleichgewicht nicht wesentlich. 11

12 Das Ionenprodukt [H 3 O + ][OH - ] von wässrigen Lösungen beträgt immer mol 2 /L 2 Erhöht man die Konzentration an Hydroniumionen (durch Zugabe von Säure) so weicht das Gleichgewicht aus: H 3 O + und OH - reagieren ab, bis K W =10-14 mol 2 /L 2 wieder erreicht ist. Das bedeutet, dass die [H 3 O + ] dann größer als 10-7 und [OH - ] kleiner als 10-7 ist. eine saure Lösung ist somit entstanden. Ionenprodukt des Wassers 2 (auch in Ammoniak besteht ein Autoprotolysegleichgewicht, das Ionenprodukt von NH 3 ist mit mol 2 /L 2 viel kleiner) 12

13 ph-wert 1 Die Konzentration an Hydronium-Ionen ist ein Maß dafür, wie sauer oder alkalisch (basisch) eine Lösung ist. Der ph-wert (potentia Hydrogenii) ist der negativ dekadische Logarithmus der Hydronium-Ionen Konzentration. Der ph- Wert wurde so definiert um einfach mit den Zehner-Potenzen rechnen zu können. ph log[ H 3O ] c(h 3 O + ) mol/l dezimal c(h 3 O + ) mol/l Potenz ph-wert Lösung 0, sehr sauer 0, schwach sauer 0, neutral 0, schwach basisch 0, stark basisch 13

14 Analog zum ph-wert wird der poh-wert definiert: Der poh-wert ist der negativ dekadische Logarithmus der Hydroxid-Konzentration: poh = - log [OH - ] ph poh Lösung 2 12 sauer 7 7 neutral 11 3 basisch poh-wert Aus K w = [H 3 O + ] [OH - ] = folgt durch Logarithmieren: ph + poh = 14 14

15 ph-wert 2 NEUTRAL ph-papier (halbquantitativ) enthält eine Mischung verschiedener Indikatoren, sodass für jeden ph- Wert eine eigene Farbe entsteht. Mit einem ph-meter(quantitativ) wird die H 3 O + -Konzentration elektrochemisch bestimmt und der berechnete ph-wert angezeigt. 15

16 Die Definition einer starken Säure richtet sich nach der Lage des Protolyse-Gleichgewichtes mit Wasser: HA + H 2 O H 3 O + + A - K s = [H 3O + ][A ] [HA] Wenn nach Zugabe von HX zu Wasser, die [A - ] und damit [H 3 O + ] die von [HA] 0 entspricht ([HA] nach Protolyse von Wasser etwa 0 mol/l wird), dann ist HA eine starke Säure. Wenn HA und A - beide in beobachtbaren Konzentrationen vorhanden sind, ist HA eine schwache Säure. Das Gleiche gilt hinsichtlich [OH - ] für Basen Starke/schwache Säuren/Basen 16

17 Anders ausgedrückt gilt für starke Säuren: Starke/schwache Säuren/Basen 2 [H 3 O + ] = [HA] 0 ([HA] 0 = theoretische Konzentration von HA ohne Protolyse) Die H 3 O + Konzentration ist dann gleich der Konzentration der Säure HA, d.h. jedes Molekül der Säure zerfällt in H + und in das Säureanion A -. Dies nennt man vollständige Dissoziation. Für schwache Säuren gilt: [H 3 O + ] < [HA] 0 Die H 3 O + Konzentration ist hier kleiner als die Konzentration der Säure [HA] 0, d.h. nicht jedes Säuremolekül reagiert zu H 3 O + und konjugierter Base A -. 17

18 Starke/schwache Säuren/Basen 3 Das Ausmaß der Dissoziation wird durch die Säurekonstante K S bzw. deren negativ dekadischen Logarithmus, dem pk s -Wert pk s = - log K s, angegeben. Der pk s -Wert ist eine Stoffkonstante (Stoffeigenschaft) und ist für viele Stoffe tabelliert. Der pk s -Wert ist eine logarithmierte Gleichgewichtskonstante und somit ein Maß für die Energieveränderung bei der Dissoziation einer Säure in Wasser! ( G = - RT ln(k) bzw. G = RT *ln(10)*pk s + C) Der ph-wert ist eine Eigenschaft von einer Lösung und ist somit sowohl vom gelösten Stoff als auch von dessen Konzentration abhängig! 18

19 pk S und pk B Analog ergibt sich für Basen der K B und der pk B Wert B + H 2 O OH - + HB + und pk B = log ( OH HB + B ) Für konjugierte Säure-Base-Paare gilt grundsätzlich*: pk s + pk B = 14 HA + H 2 O H 3 O + + A - A - + H 2 O K s K B OH - + HA *( log ( A H 3 O + HA ) + log ( OH HA A ) = log [H 3 O + OH )) 19

20 pk S -Werte 1 Säure Name Konjugierte Base pk s -Wert HClO 4 Perchlorsäure ClO HCl Salzsäure Cl -6 H 2 SO 4 Schwefelsäure HSO 4-3 H 3 O + Hydronium H 2 O -1,74 HNO 3 Salpetersäure NO - 3-1,32 HClO 3 Chlorsäure ClO HSO - 4 Hydrogensulfat-Ion SO 2-4 1,93 H3PO 4 Phosphorsäure H 2 PO - 4 1,96 HF Hydrogenfluorid F - 3,14 CH 3 COOH Essigsäure CH 3 COO - 4,75 (H 2 CO 3) Kohlensäure HCO - 3 6,46 20

21 pk S -Werte 2 Säure Name Konjugierte Base pk s -Wert H 2 S Dihydrogensulfid HS - 7,06 H 2 PO 4 - HClO Dihydrogenphosphat Unterchlorige Säure HPO 4 2-7,21 ClO - 7,25 NH 4 + Ammonium-Ion NH 3 9,21 HCO 3 - Hydrogencarbonat CO ,4 H 2 O 2 Wasserstoffperoxid HO 2-11,62 HPO 4 2- Hydrogenphosphat PO ,32 HS - Hydrogensulfid-Ion S 2-12,9 H 2 O Wasser OH - 15,74 OH - Hydroxid-Ion O

22 Starke/schwache Säuren/Basen 4 Je polarer der H-A Bindung in der Säure ist, desto größer die Neigung zur Dissoziation = um so weitergehende Protolyse, desto stärker die Säure oder je einfacher (besser) die zurückbleibende negative Ladung in A - stabilisiert wird, um so einfacher die Dissoziation und desto stärker die Säure Die kommerziell wichtigen starke Säuren HCl, H 2 SO 4, HNO 3, (HClO 4 ) dissoziieren in Wasser vollständig: HA + H 2 O H 3 O + + A - Starke Säuren haben sehr schwache konjugierte Basen: Cl -, HSO 4-, NO 3-, ClO 4 - reagieren nicht basisch in Wasser (nehmen kein Proton auf) Starke Basen haben sehr schwache konjugierte Säuren (diese sind nicht in der Lage Wasser zu protonieren) 22

23 Starke Säuren 1 Schwefelsäure: SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 100%ig: = 1,8 g/cm 3 ; 1800/98 = 18 mol/l = 18 M H 2 SO 4 weitere phys. Lösung von SO 3 Oleum (hygroskopisch) Herstellung: Doppelkontaktverfahren Salzsäure: wässrige Lösung von Chlorwasserstoff (HCl) (g) ; max. 40 % = 480 g/l = 13 mol/l = 13 M Salzsäure > 36%ig = rauchende Salzsäure HCl-Tröpfen, Luftfeuchte kondensiert 23

24 Salpetersäure: HNO 3 ; Salpeter (hist.) = Nitrat 100% HNO 3 Dichte = 1,522: 24 M HNO 3 (nicht stabil) Azeotropes Destillat mit 69% HNO 3 in Wasser: 15,4 M konz. rauchende 90% HNO M enthält freies NO 2 (braun, giftig); oxidierende Säure: löst Silber, aber nicht Gold (Scheidewasser) Herstellung: Ostwald-Verfahren Starke Säuren 2 Nitriersäure: Mischung Salpeters./Schwefels. zur Nitrierung org. aromatischer Verbindungen z. B. TNT Königswasser: = HCl/HNO 3 (3:1), enthält Nitrosylchlorid und Chlor 24

25 Basen Natronlauge: ist wässrige Lösung von festem Natriumhydroxid (NaOH = Ätznatron) in Wasser; max g pro Liter = 30 mol/l exothermer Prozess! Herstellung: Chlor-Alkali-Elektrolyse ÄTZEND Kalilauge: = alkalische Lösung von festem Kaliumhydroxid (KOH) in Wasser; exothermer Prozess! Ammoniakwasser = Ammoniumhydroxid = Salmiakgeist Ammoniak gelöst in Wasser: NH 3 + H 2 O NH OH - 25

26 Molarität einer Säure/Base = Anzahl der Mole gelöster Säure/Base in 1 L Veraltet aber noch immer viel benutzt: Normalität = Äquivalentkonzentration (Konz. Äquiv.-Teilchen) Äquivalentkonzentration = Stoffmengenkonzentration * Wertigkeit Molarität / Normalität Bei Säuren Äquiv.-Teilchen H +, 1 M H 2 SO 4 2 N H 2 SO 4 (vollständige Dissoziation) 26

27 Durch Mischen von reiner, konzentrierter Säure mit Wasser entstehen verdünnte Säuren M > 1 mol/l konz. Säure; M < 1 mol/l verdünnte Säure Achtung: Konzentrierte / verdünnte starke Säuren Beim Verdünnen von konzentrierten Säuren (besonders von Schwefelsäure) mit Wasser wird sehr viel Wärme frei gesetzt; Wasser kann dabei explosionsartig Verdampfen. Die Flüssigkeit spritzt ggf. stark. Um das zu verhindern verfährt man folgendermaßen: Die Säure in das Wasser geben und nicht umgekehrt: Erst das Wasser, dann die Säure, sonst geschieht das Ungeheure! Auch konzentrierte starke Base reagiert sehr exotherm mit Wasser! 27

28 Protolyse- oder Dissoziationsgrad 1 Der Protolysegrad α beschreibt den Bruchteil an protolysierter Säure im Gleichgewicht: α = [protolysierte Säure] α = [HA] 0 [HA] t [Säure] [HA] 0 [A ] = = [H 3O + ] [HA] 0 [HA] 0 oder [H 3 O + ] = α [HA] 0 und [HA] t = [HA] 0 - α [HA] 0 28

29 Der Protolysegrad hängt von der Konzentration HA 0 und von K s ab: H 3 O + [A ] K s = = H 3O + 2 [HA] [HA] Das Ostwaldsche Verdünnungsgesetz beschreibt den Zusammenhang zwischen K s, α und HA 0 : α² K s = 1 α HA 0 Stärkere Säure oder geringere Konzentration führt zu einem höheren Protolysegrad. Für α << 1 gilt α = ( K s [HA] 0 ) 1 2 Protolyse- oder Dissoziationsgrad 2 29

30 ph-wert Berechnung für eine starke Säure in H 2 O Kenntnisse über den ph-wert ist von hoher Bedeutung: H 3 O + ist die einzige starke Säure in Wasser, d.h. Stoff mit einem erheblichen chemischen Potential! Die Berechnung des ph-wertes von einer Lösung einer starken Säure ist trivial: die Konzentration H 3 O + gleicht die der starken Säure: ph = -log [HA] 30

31 ph-wert Berechnung für eine schwache Säure Schwache Säuren dissoziieren nur teilweise in Wasser, und der ph- Wert ist abhängig von der Konzentration von HA und dem pk S. Die folgende Betrachtungen führen zu einer zuverlässigen Berechnung des ph-wertes. Dabei wird ausgegangen von einer Situation, bevor das Protolysegleichgewicht sich eingestellt hat (ein theoretischer Zustand, Reaktionen mit Beteiligung von H + sind sehr schnell). Anschließend stellt sich das Gl.gew. ein, wobei die [HA] 0 mit x mol abnimmt, und x mol H 3 O + und x mol A - entsteht: Kurz vor Protolyse Nach Protolyse HA + H 2 O H 3 O + + A [HA] mol/l [HA] 0 x x x (x 10 7 ) 31

32 ph-wert Berechnung für eine schwache Säure 2 Kurz vor Protolyse Nach Protolyse HA + H 2 O H 3 O + + A [HA] mol/l [HA] 0 x x x (x 10 7 ) Es gilt x (=[H 3 O + ]) über das MWG zu berechnen: K s = H 3O + [A ] [HA] = [H 3O + ] 2 [HA] Diese Gleichung kann umgeformt werden zu: = x 2 [HA] 0 x x 2 + K s x K s [HA] 0 = 0, welche nach x aufgelöst werden kann. Oft gilt, dass K s x <<< K s [HA] 0, so dass gilt: x 2 K s [HA] 0 Logarithmieren führt zu -log x = ph = 1 2 (pk s log[ha] 0 ) 32

33 ph-wert Berechnung Essigsäure Die Qualität der Näherung x 2 K s [HA] 0 kann an Hand eines Beispiels von Essigsäure (pk s = 4,75) gezeigt werden: C Essigsäure (mol/l) ph (exakt) ph (Näherung) 1 2,37 2, ,88 2, ,38 3, ,90 3, ,46 4, ,15 4,87 d.h. bis etwa einer Konzentration HA 0 von 10-4 mol/l kann der ph-wert akzeptabel genähert werden. Die Überprüfung der Näherung sollte erfolgen, um feststellen, ob noch gilt dass K s x <<< K s [HA] 0, bzw. dass x << [HA] 0!!! 33

34 Eine Reaktion zwischen äquimolaren Mengen Säure und Base nennt man Neutralisation. Neutralisation bedeutet lediglich, dass äquimolare Mengen Säure und Base zur Reaktion gebracht werden. Es wird dann den Äquivalenzpunkt erreicht. Starke Säuren reagieren mit starken Basen unter Salzbildung. Es sind in Wasser ablaufende Reaktionen, der ph-wert wird dabei größer. Effektiv wird dabei ein Teil (oder ggf. alle) Säure neutralisiert zu einem ph-neutralen Salz und Wasser. Starke Säure in Wasser: HA + H 2 O H 3 O + + A - Starke Base in Wasser: B + H 2 O OH - + HB + Equimolares Mischen: HA + B A - + HB + Neutralisation 1 : Neutrales Salz A(HB) in Wasser Neutralisation einer starken Säure mit einer starken Base führt zu einem ph-wert von ungefähr 7. 34

35 Neutralisation 2 Schwache Säuren reagieren mit starken Basen unter Bildung der konjugierten Base. Es sind ebenso ablaufende Reaktionen: HA + OH - A - + H 2 O Effektiv wird dabei ein Teil (oder ggf. alle) Säure HA 0 in A - umgesetzt, so dass ggf. ein Gemisch aus HA und A - entsteht, wobei der ph-wert von dem Gemisch abhängt s. Puffer Neutralisation bedeutet nun, dass HA komplett in A - überführt wurde (durch Reaktion mit einer äquimolare Menge Base). Der ph-wert der resultierenden Lösung richtet sich nach den Eigenschaften des Produktes A -. A - + H 2 O HA + OH - (poh = ½(pK B log[a - ] 0 ); mit [A - ] 0 = [HA] 0 ) 35

36 Merkmale der Neutralisation: Sie ist eine Säure-Base-Reaktion, Protonenübergang von H 3 O + auf OH - Sie ist exotherme Reaktion [H 3 O] + + OH H 2 O + H 2 O H = 57 kj/mol Neutralisation 3 Sie wird eingesetzt, um unbekannte Konzentration einer Säure bzw. Base zu bestimmen; Maßanalytisches Verfahren, genannt Säure-Base-Titration. Die Neutralisation einer starken Säure mit einer starken Base ist komplett bei ph = 7. Die Neutralisation einer schwachen Base A - mit starker Säure hat am Ende: ph = 1 2 (pk s log[ha] 0 ) Die Neutralisation einer schwachen Säure HA mit starker Base hat am Ende: poh = 1 2 (pk B log[a ] 0 ) 36

37 Puffer-Lösungen enthalten sowohl eine schwache Säure als (die konjugierte) schwache Base. Sie sind der Lage, bei Zugabe von (starken) Säuren oder Basen den ph relativ konstant zu halten. Die Berechnung der ph-wert eines Puffersystems folgt wieder nach dem MWG. HA + H 2 O H 3 O + + A Puffer-Lösungen Kurz vor Protolyse Nach Protolyse [HA] [A - ] 0 [HA] 0 x x A 0 + x K s = H 3 O + [A ] [HA] = x ([A ] 0 + x) ([HA] 0 x) x [A ] 0 HA 0 oder ph = pk s log( [HA] 0 ) A 0 Henderson-Hasselbach-Gleichung 37

38 Zugabe oder Entstehung von H 3 O + /OH - führt zunächst nur zu Veränderungen im Verhältnis [HA]:[A - ]. Dabei wird ein Teil von A- in HA überführt durch Reaktion mit der weiteren H 3 O + Ionen H 3 O + + A HA + H 2 O oder ein Teil von HA überführt in A - entlang HA + OH A + H 2 O Diese Neutralisationsreaktionen halten den ph-wert bei einem 10fachen Überschuss an schwacher Säure bzw. konjugierter Base konstant innerhalb 1 ph-einheit (hoch oder herunter). Pufferwirkung 38

39 Pufferkurven Die stärkste Pufferwirkung erhält man wenn [HA] 0 :[A - ] 0 = 1:1 (dann ist ph = pk s ) ph = pk s + log( A HA ) x B ist Verhältnis von Zugabe OH - und [HA] 0 Bei einem 10fachen Überschuss an schwacher Säure bzw. konjugierter Base ist der ph- Wert nur um eins gestiegen bzw. gesunken. 39

40 Mehrprotonige Säuren 1 Neben einprotonigen Säuren, die nur ein Proton abgeben können, gibt es auch mehrprotonige Säuren, die nach einander ihre Protonen abgeben können, was man als Dissoziationsstufen bezeichnet. Bei der Abgabe eines Protons entsteht eine negative Ladung. Naturgemäß ist für so ein Anion schwieriger als für eine neutrale Verbindung, ein Proton abzugeben. Daher sind die Dissoziationskonstanten einer solchen zweiten Dissoziationsstufen immer um einige Zehner- Potenzen kleiner als bei der ersten Dissoziationsstufe. Zum Beispiel ist die Kohlensäure (H 2 CO 3 ) zweiprotonig (Das Hydrogencarbonation HCO 3 - ist ein Ampholyt): 1. Stufe H HCO 3 + H 3 O + 2 CO 3 + H 2 O 2. Stufe HCO CO H 3 O H 2 O 40

41 Neutralisation einer mehrstufigen Säure Phosphorsäure dissoziiert über drei Stufen: H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO 4 + H 3 O + pk S1 = 2,0 H 2 PO 4 + H 2 O HPO H 3 O + pk S2 = 7,2 HPO H 2 O PO H 3 O + pk S3 = 12,3 41

42 Salze und ph-wert Lösungen von Salzen werden in Abhängigkeit der Art der Ionen einen bestimmten ph-wert annehmen: Zum Beispiel: NH 4 Cl NH 4 + NaClO ClO - Li 2 CO 3 CO 3 2- KHSO 4 HSO 4 - Natriumacetat NaO 2 CCH 3 - O 2 CCH 3 Aluminiumsulfat Al(H 2 O)

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