In den bisherigen Kapiteln haben wir uns mit der pH-Wert-Berechnung beschäftigt. Die allgemeine Formel zur Bestimmung des pH-Wertes lautet: pH = -log (Protonenkonzentration). Nun wollen wir nicht den pH-Wert einer Säure berechnen, sondern ein Gemisch aus mehreren Säuren. In den bisherigen Kapiteln hatten wir dabei erkannt, dass bei der pH-Berechnung zwischen starken und schwachen Säuren unterschieden werden muss.
Für ein Gemisch aus zwei (oder mehreren) starken Säuren ist die pH-Berechnung relativ einfach. Da alle starken Säuren (fast) vollständig dissoziieren (also die Protonen vollständig abgeben), ist bei einem Gemisch aus starken Säuren die Protonenkonzentration in dem Gemisch gleich der Summe der (Anfangs)Konzentrationen der Säuren.
Haben wir nun ein Gemisch aus zwei (oder mehreren) schwachen Säuren vorliegen, ist die Protonenkonzentration in dem Gemisch nicht additiv, d.h. die Protonen, die abgegeben werden dürfen nicht addiert werden.
pH-Berechnung eines Gemisches zweier (oder mehrerer) schwacher Säuren
Die allgemeine Formel zur Berechnung des pH-Wertes gilt auch bei einer Mischung von schwachen Säuren. Allerdings müssen wir zuerst die Protonenkonzentration der Mischung berechnen. Die Protonenkonzentration bei schwachen Säuren ist nicht: Protonenkonzentration = c(Säure1) + c(Säure).
Der richtige Ansatz zur pH-Wert-Berechnung eines Gemisches aus zwei oder mehreren schwachen Säuren führt über das Massenwirkungsgesetz. Dazu nehmen wir beispielsweise die Säuren HA und HB.
HA + H2O <=> A- + H3O+ (Gleichgewichtsreaktion mit der Konstante KHA)
HB + H2O <=> B- + H3O+ (Gleichgewichtsreaktion mit der Konstante KHB)
Aus diesen beiden Reaktionsgleichungen stellen wir nun die beiden Massenwirkungsgesetze auf. Anschließend setzen wir das dies in die Ladungsbilanz. Für die Ladungsbilanz gilt: c(H3O+) = c(A-) + c(B-) nach dem Elektroneutralitätsprinzip.
weitere Annahmen:
Lösung:
Anschließend muss nur noch die Gleichung nach der Protonenkonzentration aufgelöst werden. Als Ergebnis erhalten wir einen pH-Wert für die Mischung aus zwei schwachen Säuren (bei den Säuren handelt es sich um einprotonige Säuren) folgende Protonenkonzentration
Hierbei sollte noch beachtet werden, dass entsprechende Näherungen in die Gleichung noch zusätzlich (zu den obigen Annahmen) eingegangen sind:
Der pH-Wert des Gemisches ist nun: pH = -log [H3O+]
Der pH-Wert ist ein Maß für die Säure- oder Base-Stärke einer wässrigen Lösung. Er wird als der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration definiert.
Eine schwache Säure ist eine Säure, die nicht vollständig in ihrer Lösung dissoziiert. Das bedeutet, dass in einer wässrigen Lösung der Säure nicht alle Säuremoleküle zu Ionen werden.
Der pH-Wert einer schwachen Säure kann mit der Ka– (Säure-Dissoziationskonstante) und der Anfangskonzentration der Säure berechnet werden.
Die Mischung zweier schwacher Säuren kann zu einem höheren pH-Wert führen als diejenige der einzelnen Säuren, da eine Säure die Dissoziation der anderen hemmen kann.
Die Berechnung des pH-Werts einer Mischung zweier schwacher Säuren ist komplex und erfordert die Anwendung des Prinzips des kleinsten Zwanges oder anderer geeigneter Methoden.
Das Prinzip des kleinsten Zwanges ist eine Strategie zur Bestimmung des Gleichgewichtszustands in chemischen Reaktionen. Es besagt, dass das System seinen Zustand so ändert, dass die Wirkung des angewandten Zwangs minimiert wird.
Essigsäure (CH3COOH) und Kohlensäure (H2CO3) sind Beispiele für schwache Säuren.
Den genauen pH-Wert kann man nicht ohne die genaue Konzentration und die Dissoziationskonstanten sagen, jedoch wird die Mischung eine mäßig saure Lösung ergeben.
Dissoziationskonstante, oder Ka, ist eine Maßzahl für die Stärke einer säurebasierten Reaktion in einer Lösung. Sie ist die Gleichgewichtskonstante für die Dissoziation der Säure.
Um den pH-Wert einer Lösung zu erhöhen (also weniger sauer zu machen), könnte man eine Base hinzufügen, die die vorhandenen Wasserstoffionen (H+) neutralisiert.