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Das Ionenprodukt des Wassers

5. Oktober 2009 Maik Riecken 7 Kommentare

Vorbemerkung:

Alle Formeln in diesem Artikel wurden mit diesem Onlinetool erstellt!

Und jetzt los:

Nach langer Zeit kommt hier endlich wieder etwas Fachliches. Mich nerven seit Jahren Lehrbücher mit einem Satz, der immer wieder in der einen oder anderen Form auftritt. Er lautet:

Wie man leicht sieht…

Entweder ich gehöre nicht zur Spezies „man“, ich bin unbegabt oder einfach zu kritisch. Ich sehe zumindest in den seltensten Fällen die ausgelassenen Zusammenhänge „leicht“. Ein prima Beispiel ist der K_w- bzw. pK_w-Wert, also das Ionenprodukt des Wassers. Die meisten Lehrbücher machen das so (oder ähnlich):

In geringem Maße protolysiert Wasser sich selbst. Darauf ist auch die geringe Leitfähigkeit von reinem Wasser zurückzuführen. Die Reaktion verläuft gemäß:

Für diese Reaktion lässt sich die Massenwirkungskonstante K formulieren:

Und jetzt kommt der Satz:

Wie man leicht sieht, kann die Konzentration des Wasser bei verdünnten sauren und basischen Lösungen als weitere Konstante betrachtet und die Konzentration des Wassers mit in die Massenwirkungskonstante K einbezogen werden, indem man beide Seiten mit dem Term c(H₂O)² multipliziert:

also

Da der Term K * c(H₂O)² jetzt gemäß obiger Voraussetzung ein Produkt zweier Konstanten ist, fasst man beides zu einer neuen Konstante K_w zusammen:

Der Wert von 10^-14 mol²/L^-2 ergibt sich aus der Tatsache, dass reines Wasser einen pH=Wert von 7 aufweist, dort also gilt c(H₃O⁺) = c(OH^-) = 10^-7 mol/L. So weit so gut. Aber was geschieht eigentlich, wenn man die reale Konzentration des Wassers mit einbezieht? Wie stark weicht dann K_idealisiert (Annahme: Die Konzentration des Wassers ist konstant) dann von K_real (die Konzentration des Wassers ist nicht konstant) ab?

Chemieunterricht Abweichung, Berücksichtigung, Ionenprodukt, Konzentration, ohne, Wasser

Ja, wo isses denn, das Lithiumstück?

16. September 2008 Maik Riecken Kommentar hinterlassen

Heute hatte ich ein spannendes Erlebnis aus der Kategorie: Darauf kann nur ein Schüler kommen. Als Chemielehrer kennt man die Reaktion von Alkalimetallen mit Wasser. Dabei „verschwindet“ anscheinend das Metall – anscheinend, weil ja immerhin das Gesetz von der Erhaltung der Masse gilt. Die Reaktion verläuft gemäß der Gleichung:

2Li + 2H₂O â†’ 2Li⁺ + 2OH^- + H₂

Das Lithium verschwindet hier also keineswegs, sondern wird als Ion in Wasser gelöst. Das lässt sich klassischer Weise indirekt dadurch nachweisen, dass man die Leitfähigkeit des Wassers vor und nach dem Versuch vergleicht.

Die Idee des Schülers:

Man kann das Wasser vor und nach dem Versuch wiegen. Der Massenverlust durch den nicht aufgefangenen Wasserstoff müsste durch das auf die Atommasse bezogen siebenmal massereichere Lithium mehr als kompensiert werden und das Wasser dadurch nach dem Versuch mehr Masse besitzen. So könnte der „Nachweis“ viel direkter und weniger abstrakt über ein Messgerät erfolgen.

NIcht schlecht gedacht – aber natürlich geht das auf Grund der stark exothermen Reaktion schief. Nicht nur Wasserstoff geht verloren, sondern es verdampt zusätzlich durch die Reaktionswärme Wasser mit seiner zweieinhalbmal so hohen Molekülmasse (bezogen auf die Atommasse des Lithiums), sodass in einem offenen System die Gesamtmasse trotzdem abnimmt.

Trotzdem muss man darauf erstmal kommen… Wieder etwas gelernt.

Chemieunterricht Lithium, Massenzunahme, Reaktion, Wasser