046 – pH

Fast jeder chemische Prozess, der in Wasser abläuft, reagiert empfindlich auf den Grad der Saure oder Basizität dieses Wassers. Blut wird innerhalb von etwa einem Zehntel einer pH-Einheit bei 7,4 gehalten, der pH-Bodengehalt bestimmt, welche Nutzpflanzen wachsen, und Industrieabwässer werden hinsichtlich ihres pH-Wertes reguliert, bevor sie eingeleitet werden dürfen. Die zuverlässige Messung des pH-Wertes und das Wissen darüber, wie weit man einer bestimmten Messung vertrauen kann, gehört zu den am häufigsten genutzten Fertigkeiten in der analytischen Chemie.

Die Größe selbst ist logarithmisch definiert: pH = −log₁₀[H⁺], wo [H⁺] ist die Wasserstoffionenkonzentration in Mol pro Liter. Da die Skala logarithmisch ist, stellt jede ganze Einheit eine zehnfache Änderung der Acidität dar — eine Lösung mit einem pH-Wert von 3 enthält hundertmal so viele Wasserstoffionen wie eine mit einem pH-Wert von 5. Reines Wasser bei 25 °C hat einen pH-Wert von 7, den Punkt, an dem [H⁺] und [OH⁻] sind beide 10⁻⁷ mol/L.

Dieses Labor verwendet drei Methoden in aufsteigender Reihenfolge der Genauigkeit. Lackmuspapier gibt nur an, ob eine Lösung sauer oder basisch ist. Ein Universalindikator erzeugt eine Farbe, die mit einer Farbskala auf etwa eine pH-Einheit genau verglichen werden kann. Ein kalibriertes pH-Meter misst auf Hundertstel einer Einheit. Sie werden alle drei Methoden auf drei unbekannte Flüssigkeiten anwenden und dann ein Salz – Ammoniumsulfat – lösen und feststellen, dass eine Verbindung, die keine Hydroxidgruppe und keinen offensichtlichen sauren Wasserstoff enthält, dennoch eine deutlich saure Lösung ergibt. Die Erklärung dafür ist der analytische Kern dieser Übung.

Bildungsziele

Einarbeitung in die Laborumgebung

• Machen Sie sich mit dem Aufbau, den Geräten und dem Arbeitsablauf im Proteus-pH-Labor vertraut und suchen Sie vor Beginn die Lackmuspapiere, die Indikatorentabelle, die Mikrotiterplatte, die Waage und das pH-Messgerät heraus.

Verwendung von Schutzausrüstung

• Tragen Sie beim Umgang mit Säuren, Basen und nicht identifizierten Lösungen Handschuhe und einen Augenschutz, und seien Sie sich bewusst, dass eine unbekannte Flüssigkeit als gefährlich eingestuft wird, bis sie charakterisiert wurde.

Auswahl einer geeigneten Messmethode

• Unterscheiden Sie, was jede der drei Methoden leisten kann: Lackmus liefert eine Ja-Nein-Antwort zum Säuregehalt, ein Universalindikator grenzt den pH-Wert auf etwa eine Einheit ein, und ein pH-Meter liefert einen quantitativen Messwert auf etwa 0,01 Einheiten genau.
• Wählen Sie die Methode, die zu der gestellten Frage passt, anstatt standardmäßig das präziseste verfügbare Instrument zu verwenden.

Korrekte Bedienung eines pH-Meters

• Tauchen Sie die Elektrode vollständig ein, lesen Sie das digitale Display ab, sobald sich der Wert stabilisiert hat, und spülen Sie sie zwischen den Messungen mit destilliertem Wasser ab.
• Erklären Sie, warum das Spülen wichtig ist: Die Verschleppung selbst eines geringen Volumens einer stark sauren oder basischen Lösung verfälscht den nächsten Messwert, und der Effekt ist am größten beim Wechsel zwischen den Extremen der Skala.

Herstellung einer Lösung aus einem eingewogenen Feststoff

• Wägen Sie einen Feststoff auf der elektronischen Waage ab, überführen Sie ihn verlustfrei, lösen Sie ihn in einem abgemessenen Volumen destillierten Wassers auf und rühren Sie, bis die Lösung homogen ist.
• Erkenne, dass eine Konzentration nur so gut ist wie die schlechteste der beiden Messungen, von denen sie abhängt, nämlich der Masse und dem Volumen.

Quantitative Interpretation der pH-Skala

• Umwandlung zwischen pH-Wert und [H⁺] in beiden Richtungen und nutzen Sie die Beziehung pH + pOH = 14 bei 25 °C.

Vorhersage, ob ein gelöstes Salz sauer, basisch oder neutral sein wird

• Identifizieren Sie die Stammsäure und -base eines Salzes und nutzen Sie deren relative Stärken, um den Charakter der von ihm gebildeten Lösung vorherzusagen – das Prinzip, das das Ergebnis für Ammoniumsulfat erklärt.

Protokoll

TEIL 1: Bestimmung des Säure-Base-Charakters und des pH-Wertes einer flüssigen Substanz

1. Messen Sie 20 ml Lösung 1 mit dem Messzylinder ab.
2. Geben Sie 20 mL Lösung 1 in einen 50-mL-Becher.
3. Tauchen Sie rotes Lackmuspapier hinein.
4. Dann tauchen Sie ein blaues Lackmuspapier ein.
5. Zum Schluss ein pH-Indikatorpapier eintauchen.
6. Vergleichen Sie die erhaltenen Farben mit denen auf der pH-Skala.
7. Spüle den Messzylinder mit destilliertem Wasser aus.
8. Wiederholen Sie die Schritte 1 bis 7 mit den Substanzen 2 und 3.

TEIL 2: Bestimmung des pH-Wertes einer flüssigen Substanz mit einem Universalindikator

1. Mit der Pipette eine Lösung 1 aus dem 50-ml-Becherglas entnehmen.
2. Dann die Pipette in Vertiefung Nr. 1 der Mikrotiterplatte entleeren.
3. Geben Sie einen Tropfen universellen pH-Indikators in dieselbe Vertiefung.
4. Mit dem Glasstab rühren.
5. Vergleichen Sie die erhaltene Farbe mit den auf der pH-Tabelle verfügbaren Farben.
6. Wiederholen Sie die Schritte 1 bis 5 mit den Substanzen 2 und 3.

TEIL 3: Bestimmen Sie gezielt den pH-Wert einer flüssigen Substanz

1. Tauche die pH-Meter-Elektrode in den Becher mit Lösung 1.
2. Lies die Messwerte auf der Digitalanzeige ab.
3. Spülen Sie die Elektrode mit destilliertem Wasser.
4. Trocknen Sie die Elektrode mit saugfähigem Papier.
5. Wiederholen Sie die Schritte 1 bis 4 mit den Substanzen 2 und 3.

TEIL 4: Bestimmen des pH-Werts einer festen Substanz

1. Wiegen Sie etwa 1,8 g Ammoniumsulfatpulver mit der elektronischen Waage.
2. Messen Sie 100 ml destilliertes Wasser mit einem Messzylinder ab.
3. Gießen Sie das abgewogene Ammoniumsulfatpulver in einen 250-mL-Becher.
4. Gießen Sie den Inhalt des Messzylinders in denselben Becher.
5. Mit dem Glasstab 5 Sekunden rühren.
6. Tauchen Sie ein rotes Lackmuspapier in den 250-ml-Becher, der die Ammoniumsulfatlösung enthält
7. Tauchen Sie ein blaues Lackmuspapier in den 250-ml-Becher, der die Ammoniumsulfatlösung enthält.
8. Tauche ein pH-Indikatorpapier in den 250-ml-Becher, der die Ammoniumsulfatlösung enthält.
9. Vergleichen Sie die erhaltenen Farben mit denen auf der pH-Skala.
10. Tauche die pH-Elektrode in die Ammoniumsulfatlösung ein.
11. Lies die Messung auf der Digitalanzeige ab.
12. Spülen Sie die Elektrode mit destilliertem Wasser.
13. Trocknen Sie die Elektrode mit saugfähigem Papier.

Erwartete Ergebnisse

Die vier Lösungen. Zuerst werden drei unbekannte Flüssigkeiten charakterisiert, und die Ammoniumsulfatlösung wird in Teil 4 vorbereitet und gemessen.

Die Definitionen hinter den Zahlen. pH ist definiert als pH = −log₁₀[H⁺]. In jeder wässrigen Lösung bei 25 °C sind die beiden Ionenkonzentrationen durch das Ionenprodukt von Wasser miteinander verknüpft, [H⁺][OH⁻] = K_w = 1,0 × 10⁻¹⁴, woraus pH + pOH = 14 folgt. Destilliertes Wasser hat [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L und daher pH 7.

Lösung 2, eine starke Base. Natriumhydroxid dissoziiert vollständig, sodass eine 0,1 M Lösung [OH⁻] = 0,1 mol/L direkt. Dann ist pOH = −log₁₀(0.1) = 1, und pH = 14 − 1 = 13. Es ist keine Gleichgewichtsberechnung erforderlich, was eine starke Base von einer schwachen unterscheidet.

Lösung 1, eine schwache Säure. Ethansäure dissoziiert nur teilweise, sodass ihre Konzentration allein nicht ausreicht – die Säuredissoziationskonstante wird ebenfalls benötigt. Für eine schwache Säure der Konzentration C, die nur schwach dissoziiert ist, K_a = x²/(C − x) ≈ x²/C mit x = [H⁺], was sich zur Arbeitsform umstellen lässt:

pH = ½(pK_a − log₁₀C)

Eine 5 %-Lösung (v/v) hat eine Konzentration von etwa 0,87 M, und Essigsäure hat einen pK-Wert von_a = 4.76, also pH = ½(4.76 + 0.06) = 2.41. Man beachte, wie viel weniger sauer dies im Vergleich zu einer starken Säure derselben Konzentration ist: 0,87 M Salzsäure läge bei einem pH-Wert von etwa 0,06 und damit mehr als zwei Einheiten niedriger, da sie vollständig dissociiert.

Lösung 4, warum ein Salz sauer reagiert. Ammoniumsulfat enthält keine Hydroxidgruppe und kein Wasserstoffatom, das offensichtlich sauer erscheint, dennoch ist seine Lösung deutlich sauer. Der Grund dafür ist, dass es das Salz einer schwache Base und ein starke Säure. Beim Auflösen werden Ammonium- und Sulfationen freigesetzt:

(NH₄)₂SO₄(s) → 2 NH₄⁺(aq) + SO₄²⁻(wässrig)

Das Ammonium-Ion ist die konjugierte Säure von Ammoniak und gibt ein Proton an Wasser ab, NH₄⁺ → NH₃ + H⁺, mit pK_a = 9,25. Das Sulfat-Ion ist die konjugierte Base einer starken Säure und ist im Wesentlichen ein Zuschauer. Nur das Ammonium trägt bei und macht die Lösung sauer.

Jede Formeleinheit liefert zwei Ammonium-Ionen, also 1.8 g in 100 mL ergeben [NH₄⁺] = 2 × (1,8 / 132,14) / 0,100 = 0,272 M. Unter Anwendung desselben Ausdrucks für schwache Säuren wie für Lösung 1: pH = ½(9,25 − log₁₀0,272) = ½(9,25 + 0,565) = 4.91.

Wie wenig davon tatsächlich reagiert. Dieser pH-Wert entspricht [H⁺] = 1,24 × 10⁻⁵ mol/L, was nur etwa 45 Teilen pro Million des vorhandenen Ammoniaks entspricht. Weniger als ein Ammonium-Ionen von zwanzigtausend gibt sein Proton ab — und dennoch ist die Lösung zwei volle pH-Einheiten von neutral entfernt. Dies ist die anschaulichste Demonstration im Labor dafür, wie empfindlich der pH-Wert ist: Ein kaum nachweisbarer Reaktionsgrad verschiebt den Messwert stark, gerade weil die Skala logarithmisch ist.

Löslichkeitsprüfung. Die Löslichkeit von Ammoniumsulfat beträgt bei Raumtemperatur etwa 744 g/L. Diese Lösung hat nur 18 g/L, löst sich also vollständig auf und es bleibt kein Feststoff zurück, der die Messung komplizieren könnte.

Zusammenfassung der Aufgaben nach Klassenstufen

9. bis 10. Klasse

• Fokus die pH-Skala als Maß für den Säuregehalt und der Unterschied zwischen einem qualitativen und einem quantitativen Test.
• Aktivitäten: Klassifizieren Sie die drei unbekannten Flüssigkeiten mithilfe von rotem und blauem Lackmuspapier als sauer, neutral oder alkalisch; gleichen Sie die Farbe des Universalindikators mit der Farbskala ab; lesen Sie das pH-Meter ab und protokollieren Sie alle drei Ergebnisse nebeneinander; beobachten Sie, dass die Ammoniumsulfatlösung sauer ist, obwohl es sich um ein Salz handelt, und beschreiben Sie die Beobachtung, ohne sie bisher zu erklären.

11. Klasse

• Fokus quantitative Behandlung der Skala und die Unterscheidung zwischen starken und schwachen Elektrolyten.
• Aktivitäten: Wandeln Sie jeden gemessenen pH-Wert in eine Wasserstoffionenkonzentration und zurück um; verwenden Sie pH + pOH = 14, um den pH-Wert von 0,1 M Natronlauge aus den Grundprinzipien zu erhalten und vergleichen Sie diesen mit dem Messgerät; erklären Sie, warum dieselbe Konzentration einer starken und einer schwachen Säure sehr unterschiedliche pH-Werte ergibt; vergleichen Sie die Präzision der drei Methoden und geben Sie an, welche für welchen Zweck ausreicht.

12. Klasse / College-Niveau

• Fokus Schwache-Säure-Gleichgewicht, Salzhydrolyse und die Grenzen einer vereinfachenden Annahme.
• Aktivitäten: leite pH = ½(pK_a − log C) von K_a = x²/(C − x) und gib die Approximation an, auf der sie beruht; vorherbefrage den pH-Wert der Ammoniumsulfatlösung vor der Messung, einschließlich des Faktors zwei von den zwei Ammoniumionen pro Formeleinheit; berechne den Bruchteil des Ammoniums, der dissoziiert, und kommentiere, was das Ergebnis über die Empfindlichkeit einer logarithmischen Skala aussagt; diskutiere, ob die Behandlung von Sulfat als Zuschauerion gerechtfertigt ist, und schätze die Richtung und Größe des durch diese Annahme verursachten Fehlers ab.

Labor-Grundausstattung

Instrumente

• Bechergläser (50 ml & 250 ml)
• Wellplatte
• Tropfer
• Elektronische Waage
• Glasstab
• Messzylinder (25 ml & 100 ml)
• Spatel
• pH-Messgerät
• pH-Farbtabelle
• Rotes Lackmuspapier
• Blaues Lackmuspapier
• pH-Indikatorpapier
• Küchenrolle
• Handschuhe und Augenschutz

Produkte

• Ammoniumsulfat (Pulver)
• Universal-pH-Indikator (flüssig)
• Destilliertes Wasser
• Unbekannte Flüssigkeit #1 – Ethansäure 5 % (v/v)
• Unbekannte Flüssigkeit #2 – Natriumhydroxid 0,1 M
• Unbekannte Flüssigkeit #3 – destilliertes Wasser