Table des matières. Aufgaben... 46

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1 Table des matières 1 Quantitative Beziehungen Runden und signifikante Stellen Genauigkeit und Unsicherheit von Zahlenwerten Zahlenwerte ohne Angabe der Unsicherheit Signifikante Stellen zählen Runden Regeln für Berechnungen Genaue Zahlen... 3 Aufgaben Quantitative Beziehungen für Lösungen Lösungen Gehaltsangaben für Lösungen...7 A Massenanteil w... 7 B Massenkonzentration β...8 C Stoffmengenkonzentration c...9 Aufgaben Säure-Base-Reaktionen Säure-Base-Reaktionen als Protonenübergänge Säuren und Basen nach Brønsted Protolysen sind Protonenübergänge Korrespondierende Säure-Base-Paare Ampholyte Mehrwertige Säuren und Basen Namen und Formeln einiger Säure/Base Paaren Autoprotolyse des Wassers und ph-wert Das Ionenprodukt des Wassers ph, poh und pk w -Werte ph-skala für wässrige Lösungen Die Stärke von Säuren und Basen Starke, schwache und sehr schwache Säuren Starke, schwache und sehr schwache Basen Einteilung der Säuren und Basen nach Stärke Die Säurekonstante von schwachen Säuren Die Basekonstante von schwachen Basen Beziehung zwischen pk S und pk B Übersicht der Säuren und Basen nach Stärke Tabelle mit pk S und pk B Werten...35 Aufgaben Berechnung des ph-wertes von Lösungen Lösungen starker Säuren Lösungen schwacher Säuren Lösungen starker Basen Lösungen schwacher Basen Ausgangskonzentration und analytische Konzentration Sehr schwache Säuren und sehr schwache Basen Salze A Kation als Säure, Anion als sehr schwache Base...44 B Anion als Base, Kation als sehr schwache Säure...45 C Kation und Anion sehr schwache Säure und Base...45 D Kation und Anion schwache Säure und schwache Base...46 E Ampholyte Aufgaben Pufferlösungen Wirkungsweise einer Pufferlösung Berechnung des ph-wertes eines Puffers: Pufferbereich und Pufferkapazität...54 A Pufferbereich B Pufferkapazität... 55

2 2.5.4 Herstellung eines Puffers Bedeutung von Puffersystemen...56 Aufgaben a. Berechnen Sie den ph-wert der Lösung Säure-Base-Titrationen Neutralisation, Probe, Maßlösung und Äquivalenzpunkt...61 A Neutralisationsreaktion...61 B Probe und Maßlösung...61 C Äquivalenzpunkt und ph E (ph-wert am Äquivalenzpunkt) Titrationskurven A Titration einer starken Säure mit einer starken Base...65 B Titration einer starken Base mit einer starken Säure...66 C Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base...67 D Titration einer schwachen Base mit einer starken Säure Farbindikatoren Protolysegrad α... 71

3 1 Quantitative Beziehungen 1.1 Runden und signifikante Stellen Genauigkeit und Unsicherheit von Zahlenwerten Die Anzahl signifikanter Stellen einer Zahl gibt Auskunft über die Genauigkeit des Zahlenwertes einer Größe. Je größer die Zahl der signifikanten Stellen, umso größer ist die Genauigkeit des Wertes. Die Zahl 23,5 zum Beispiel verfügt über drei signifikante Stellen, die Zahl 23,54 hat deren vier. Die Auskunft der zweiten Zahl ist genauer als die der ersten Zahl. Auf der letzten Ziffer der beiden Zahlen besteht eine Ungewissheit. Signifikante Stellen einer Zahl sind die Stellen, welche sicher bestimmt sind und die letzte Stelle, welche unsicher ist. Beispiele Eine Waage mit der Messunsicherheit 0,02 g zeigt als Masse einer Probe 42,47 g an. Dies bedeutet, dass sich der reelle Wert zwischen 42,47 g 0,02 g und 42,47 g + 0,02 g also zwischen 42,45 g und 42,49 g befindet. Der Messwert hat vier signifikante Stellen. Die Ziffer der letzten Stelle ist unsicher. Die Unsicherheit bei der Messung des Volumens einer Probe in einem Messzylinder beträgt 0,2 ml. Die Messung ergab 12,8 ml also (12,8 ± 0,2) ml. Der Messwert hat drei signifikante Stellen. Die letzte Stelle ist unsicher Zahlenwerte ohne Angabe der Unsicherheit Ohne Angabe der Unsicherheit, beträgt diese mindestens ± 1 auf der letzten signifikanten Stelle. 30,0 g bedeutet (30,0 ± 0,1) g 14 ml bedeutet (14 ± 1) ml Zahlen ohne Nachkommastellen sind nicht immer eindeutig. 100 g müsste bedeuten (100 ± 1) g könnte aber bedeuten (100 ± 10) g oder gar (100 ± 100) g. Eindeutiger ist die wissenschaftliche Schreibweise. 1, g bedeutet (100 ± 1) g 1, g bedeutet (100 ± 10) g g bedeutet (100 ± 100) g Ohne Angabe der Unsicherheit und ohne aussagenden Kontext sollte also angenommen werden, dass diese sich auf der Einserstelle befindet. 100 g bedeutet (100 ± 1) g 1

4 1.1.3 Signifikante Stellen zählen Die Anzahl der signifikanten Stellen einer Zahl ergibt sich wenn von links nach rechts von der ersten, von null verschiedenen Ziffer, alle Ziffern bis zur letzten abgezählt werden. Beispiele 0,0034 g 2 signifikante Stellen 0,230 g 3 signifikante Stellen 3,400 g 4 signifikante Stellen 32, signifikante Stellen Runden 1 Ist die Ziffer an der ersten wegfallenden Dezimalstelle eine 0, 1, 2, 3 oder 4, wird die Ziffer der letzten signifikanten Stelle beibehalten. Ist die Ziffer an der ersten wegfallenden Dezimalstelle eine 5, 6, 7, 8 oder 9, wird die Ziffer der letzten signifikanten Stelle um eins erhöht. Beispiele 3,4569 gerundet auf drei signifikante Stellen ergibt 3,46 3,23425 gerundet auf drei Nachkommastellen ergibt 3,234 4,650 gerundet auf zwei signifikante Stellen ergibt 4,7 4,35 gerundet auf zwei signifikante Stellen ergibt 4, Regeln für Berechnungen 1. Das Ergebnis einer Addition oder Subtraktion ( Strichrechnen ) erhält so viele Nachkommastellen wie die Zahl mit den wenigsten Nachkommastellen. Beispiele Nachkommastellen 0, , , = 14,6 1 Nachkommastellen , ,23 2 = 15 0 Bei der wissenschaftlichen Schreibweise müssen die Zehnerpotenzen aller zu addierenden oder subtrahierenden Zahlenwerte an die größte Zehnerpotenz angepasst werden. Beispiel 2, Nachkommastellen 1 2, ,5 + 2, =? + 0, , = 2, Rundungsverfahren angelehnt an DIN 1333 und nicht an ISO :

5 2. Das Ergebnis einer Multiplikation oder Division ( Punktrechnen ) erhält so viele signifikante Stellen wie die Zahl mit den wenigsten signifikanten Stellen. Beispiele signifikante Stellen 0, ,4 3 = 1,3 2 signifikante Stellen 13,23 4 / 2,0 2 = 6,6 2 signifikante Stellen 2, ,23 3 = 3, Zur Vermeidung von Rundungsfehlern wird nur das letzte Resultat gerundet und nicht die Zwischenresultate. Beispiel Nachkommastellen 6,780 (12,3 1 11,1421) 4 = 6,780 1, signifikante Stellen 6, , = 7, Genaue Zahlen Genaue Zahlen sind nicht gerundet. Auf genauen Zahlen gibt es keine Unsicherheit. Genaue Zahlen entstehen aus dem Abzählen von Objekten oder sind als genau definiert. Bei der Festlegung der signifikanten Stellen eines Resultats aus einer Berechnung finden diese keine Beachtung. Beispiele Die Anzahl der Schüler in der Klasse Zahl der Räder an einem Dreirad Ein Paar Ein Dutzend Zahl der olympischen Ringe Ein Halbes hecto dezi 3

6 Aufgaben 1. Zählen Sie die signifikanten Stellen. Sol Sim (a) km (b) 0,0020 m (c) 0, s (d) 0, m (e) 180,701 g (f) 0, m (g) 0, km (h) ha 2. Runden Sie auf zwei signifikante Stellen. Sol Sim (a) 1593,85 (b) 6,73 (c) 36,33 (d) 230,85 3. Runden Sie auf drei signifikante Stellen. Sol Sim (a) 32234,8 (b) 2, (c) 327,35 (d) 0,09 4. Berechnen und runden Sie das Resultat. Sol Sim (a) 10,234 / 4,97 (b) 1,4 0, ,69 (c) 27,54 3,342 / 203,02 (d) (0,2 10) / (6, ) 5. Berechnen und runden Sie das Resultat. Sol Sim (a) 10,34 2,7862 (b) , , ,33 (c) 19,6 + 58,33 4,974 (d) 0,

7 6. Berechnen und runden Sie das Resultat. Sol Sim (a) (24,6681 2) (b) (85,3 0,189) 0,02 (c) (521 28,7) + 5,345 (d) (28, ) / 48, Berechnen Sie das Volumen eines Raumes der Höhe 315 cm, der Länge 7,2 m und der Breite 5,32 m. Sol Sim 8. Wandeln Sie einen Druck von 1,267 atm in Torr um, wissend dass 760 Torr (Torricelli) definitionsgemäß genau einer atm (physikalische Atmosphäre) entsprechen. Sol Sim 9. Ein Mann wiegt 81 kg. Er nimmt 250 g zu. Berechnen Sie seine Masse. Sol Sim 10. Eine Gasmaus hat ein Volumen von 100,0 ml und leergesaugt eine Masse von 123,45 g. Mit einem Gas gefüllt wiegt sie 123,67 g. Berechnen Sie die Dichte des Gases in g/l. Sol Sim Sechskantstahlschrauben M8 14 mm haben ein Masse von 1,05 kg. Berechnen Sie die Masse von 23 Schrauben. Sol Sim 5

8 1.2 Quantitative Beziehungen für Lösungen Lösungen Lösungen (Ls) sind homogene Gemische bestehend aus einem flüssigen Lösungsmittel (Lm) und aus mindestens einem vollständig gelösten Reinstoff (X) der rein als Feststoff, Flüssigkeit oder Gas vorliegt. Bei homogenen Lösungen ist der gelöste Stoff nicht erkennbar. Er liegt in Lösung als gelöste Moleküle, Atome oder Ionen vor. Die Teilchen des gelösten Stoffes verteilen sich im Lösungsmittel und sind von Lösungsmittelteilchen umgeben (solvatisiert). Dieser Zustand wird durch die Abkürzung (sln) 2 im allgemeinen und (aq) wenn das Lösungsmittel Wasser ist bezeichnet. In der Regel und ohne weitere Angabe kann von Wasser als Lösungsmittel ausgegangen werden. Molekulare Stoffe liegen in wässriger Lösung als solvatisierte Moleküle vor. Ethanol: Zucker: Sauerstoff: Ethansäure in Wasser : Chlor in Wasser: Ammoniak in Wasser: CH 3 CH 2 OH(l) CH 3 CH 2 OH(aq) C 12 H 22 O 11 (s) C 12 H 22 O 11 (aq) O 2 (g) O 2 (aq) CH 3 COOH(l) CH 3 COOH(aq) Cl 2 (g) Cl 2 (aq) NH 3 (g) NH 3 (aq) Ionische Verbindungen liegen in Lösung als solvatisierte Ionen vor. Kochsalz in Wasser: Calciumchlorid in Wasser: Kupfer(II)-sulfatpentahydrat: Natriumcarbonat in Wasser: Natriumhydroxid: NaCl(s) Na + (aq) + Cl (aq) CaCl 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2 Cl (aq) CuSO 4 5H 2 O(s) Cu 2+ 2 (aq) + SO 4 (aq) + 5 H 2 O(l) Na 2 CO 3 (s) 2 Na + 2 (aq) + CO 3 (aq) NaOH(s) Na + (aq) + OH (aq) Gelöste Moleküle oder Ionen können mit dem Lösungsmittel reagieren. Es entstehen neue Stoffe. NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH (aq) CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) CH 3 COO (aq) + H 3 O + (aq) 2 CO 3 (aq) + H 2 O(l) HCO3 (aq) + OH (aq) Cl 2 (aq) + 3 H 2 O(l) OCl (aq) + 2 H 3 O + (aq) + Cl (aq) 2 Aus dem englischen solution. 6

9 Beispiele Lösung (Ls) Lösungsmittel (Lm) Reinstoff (X) Salzsäure H 2 O(l) Wasser HCl(g) Chlorwasserstoff Essigsäure H 2 O(l) Wasser CH 3 COOH(l) Eisessig Kupfersulfat-Lösung H 2 O(l) Wasser CuSO 4 5H 2 O(s) Kupfer(II)-sulfatpentahydrat Kalilauge H 2 O(l) Wasser KOH(s) Kaliumhydroxid Ammoniakwasser, Salmiakgeist H 2 O(l) Wasser NH 3 (g) Ammoniak Gehaltsangaben für Lösungen A Massenanteil w w (X)= m(x) m(ls) m(x): m(ls): w(x): Masse des gelösten Stoffs Masse der Lösung Massenanteil des gelösten Stoffs w(x) m(x) = w(x) m(ls) m(lm) = m(ls) - m(x) Der Massenanteil ist eine dimensionslose Größe, also eine Zahl, die Werte zwischen 0 und 1 annehmen kann. Bei einem einzigen gelösten Stoff und 500 g Lösung hätte man: 0 0 % 0 g 500 g kein gelöster Stoff, reines Lösungsmittel 0,001 0,1 % 0,5 g 499,5 g 0,01 1 % 5 g 495 g 0,1 10 % 50 g 450 g 10 % der Masse der Lösung ist gelöster Stoff 0,5 50 % 250 g 250 g % 500 g 0 g 100 %, ungelöster Reinstoff Sie kann aus praktischen Gründen als % (Prozent, = 10 2 ), (promille, = 10 3 ) oder ppm (parts per million, = 10 6 ) angegeben werden. Beispielaufgabe 13,4 g Kochsalz werden in 112,1 g Wasser gelöst. Berechnen Sie den Massenanteil in %. m(ls) = m(nacl) + m(lm) = 112,1 g + 13,4 g = 125,5 g w (NaCl) = m(nacl) m(ls) = 13,4 g 125,5 g = 0,107 = 0, % = 10,7 % 7

10 B Massenkonzentration β β(x) = m(x) V (Ls) m(x): V(Ls): β(x): Masse des gelösten Stoffs Volumen der Lösung Massenkonzentration Die gängigen Einheiten für die Massenkonzentration sind g/l; mg/l; µg/l;. Die Volumeneinheit ist normalerweise das Liter. Beispielaufgabe 250 ml einer Lösung enthalten 0,125 mol Natriumnitrat. Berechnen Sie die Massenkonzentration der Lösung in g/l. V (Ls) = 250 ml = 0,250 L; n(nano 3 ) = 0,125 mol; M (NaNO 3 ) = (23,0 + 14,0 + 48,0) g/mol = 85,0 g/mol β(nano 3 ) = m(nano 3) = n(nano 3) M (NaNO 3 ) V (Ls) V (Ls) 0,125 mol 85,0 g mol 1 = = 42,5 g/l 0,250 L Achtung! ρ nicht mit β verwechseln. ρ steht für die Dichte eines Reinstoffes oder Gemisches. Dabei kann es sich um die Dichte des Lösungsmittels ρ(lm) oder des gelösten Reinstoffes ρ(x) vor dem Lösen handeln oder auch um die Dichte der fertigen Lösung ρ(ls). ρ(x ) = m(x) V (X) m(x): V(X): ρ(x): Masse von X (Reinstoff oder Gemisch) Volumen von X Dichte Gängige Einheiten für die Dichte: - in der Physik kg/m 3 (SI Einheit) - in der Chemie g/ml (Flüssigkeiten und Feststoffe) und g/l (Gase) Beispielaufgabe Ein 25,0 ml Messkolben hat eine Leermasse von 29,738 g. Bis zur Eichmarke mit Ethanol gefüllt beträgt die Masse 49,463 g. Berechnen Sie die Dichte von Ethanol in g/l. V (Alkohol) = 25,0 ml = 0,0250 L; m(alkohol) = m gefüllt (Messkolben) m leer (Messkolben) = 49,463 g - 29,738 g = 19,725 g; ρ(alkohol) =? g/l ρ(alkohol) = m(alkohol) V (Alkohol) = 19,725 g 0,0250 L = 789 g/l 8

11 C Stoffmengenkonzentration c c (X) = n (X) V (Ls) n(x): V(Ls): c(x): Stoffmenge des gelösten Stoffs Volumen der Lösung Stoffmengenkonzentration Die gängigen Einheiten für die Massenkonzentration sind mol/l; mmol/l; µmol/l;. Die Volumeneinheit ist normalerweise das Liter. Beispielaufgabe 50 ml Barytwasser enthalten 39,7 mg reines Bariumhydroxid. Berechnen Sie die Stoffmengen-konzentration dieser Lösung. Aufgaben V (Ls) = 50 ml = 0,050 L; m(ba(oh) 2 ) = 39,7 mg = 0,0397 g; M (Ba(OH) 2 ) = (137, ,0) g/mol = 171,3 g/mol c (Ba(OH) 2 ) = n(ba(oh) 2) m(ba(oh) = 2 ) V (Ls) M (Ba(OH) 2 ) V (Ls) 0,0397 g = 171,3 g mol 1 0,050 L = 4, mol/l 1. Vervollständigen Sie folgende Tabelle indem Sie die Formel für die Berechnung der Größen der ersten Spalte aus den jeweiligen Größen der folgenden Spalten einsetzen. Falls notwendig sollen M(X) und ρ(ls) verwendet werden. Sol Berechnung von: aus w(x) aus c(x) aus β(x) w(x) / (1) (2) c(x) (3) / (4) β(x) (5) (6) 9

12 2. In 250 ml Kalkwasser sind 215 mg Calciumhydroxid gelöst. Berechnen Sie die Stoffmengen-konzentration der Lösung. Sol Sim 3. Aus 10 mmol/l Kalkwasser werden 10,0 ml pipettiert und in einem 250,0 ml Messkolben mit Wasser aufgefüllt. Berechnen Sie Stoffmengenkonzentration der Hydroxid-Ionen in der verdünnten Lösung. Sol Sim 4. Berechnen Sie die Stoffmengen- und Massenkonzentration einer 30 %igen Salzsäure (Dichte = 1,14 g/ml). Sol Sim 10

13 5. Berechnen Sie welche Masse an Kupfer(II)-sulfatpentahydrat eingewogen werden muss um 50,0 ml einer 1,25 mol/l Kupfer(II)- sulfat-lösung herzustellen. Sol Sim 6. Welches Volumen Salzsäure (w = 36 %, ρ = 1,179 g ml -1 ) wird benötigt um 2,0 L 1,5 mol/l Salzsäure herzustellen? Sol Sim Sim 11

14 7. Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration der Hydroxid-Ionen eines Barytwassers (Bariumhydroxid-Lösung). In 500 ml Lösung sind 1,425 g reiner Feststoff gelöst. Sol Sim 8. Calciumoxid reagiert mit Wasser zu Calciumhydroxid: CaO(s) + H 2 O(l) Ca(OH) 2 (aq). Sol Sim In destilliertem Wasser werden 187 mg Calciumoxid und 374 mg Kaliumhydroxid aufgelöst. Dann wird genügend destilliertes Wasser hinzugefügt bis man 250 ml Lösung erhält.berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration der Hydroxid-Ionen des Gemisches. 12

15 9. Ein Ammoniakwasser hat einen Massenanteil von 25,3 % und eine Stoffmengenkonzentration von 13,5 mol/l. Berechnen Sie die Dichte dieser Lösung. Sol Sim ,0 g einer konzentrierten Essigsäure-Lösung enthalten 237,5 g Eisessig (CH 3 COOH) und die Dichte beträgt 1,060 g/ml. Berechnen Sie den Massenanteil, die Massenkonzentration und die Stoffmengenkonzentration. Sol Sim 13

16 11. Kreuzen Sie die zutreffende Antwort an. Nur eine ist Antwort ist korrekt. a) Ein Massenanteil von w = 0, entspricht einem Massenanteil von: Sol A 0,071 % B 0,0071 C 71 ppm (parts per million) D 0,71 b) Eine Salpetersäure (c = 0,025 M) entspricht einer Massenkonzentration: A β von 1,575 g/l B β von 1,575 g/ml C β von 1,757 g/l D Mk von 1,575 g/l c) Ein Kalkwasser (c = 2, M) entspricht einer Massenkonzentration an Hydroxid-Ionen von: A 1,8525 mg/l B 0,85 mg/l C 0,425 mg/l D 0,85 g/l d) Ein Ammoniakwasser (w = 20 %; ρ = 0,925 g/ml) entspricht einer Stoffmengenkonzentration von: A 1,2 mol/l B 54 mol/l C 11 mol/l D 11 mol/cm 3 e) Die Stoffmengenkonzentration an Nitrat-Ionen in einem Gemisch aus 100 ml Natriumnitrat 0,1 M und 300 ml Magnesiumnitrat 0,3 M beträgt: A 0,2 mol/l B 0,4 mol/l C 0,25 mol/l D 0,475 mol/l 14

17 2 Säure-Base-Reaktionen 2.1 Säure-Base-Reaktionen als Protonenübergänge Säuren und Basen nach Brønsted Säuren geben Protonen ab (Protonendonatoren). Basen nehmen Protonen auf (Protonenakzeptoren). Brønsted-Säuren verfügen über Wasserstoffatome, die als Proton an eine Base übertragen werden können. In der Regel sind diese an F, Cl, Br, I, S oder O gebunden. Ein Teilchen ist nur dann eine Säure, wenn dieses in einer Reaktion ein Proton an eine Base abgibt. Viele Stoffe jedoch werden vom Namen her als Säuren bezeichnet weil diese in Wasser eine saure Lösung bilden. Beispiele (Lewisformeln) Schwefelsäure H 2 SO 4 Flusssäure HF unterphosphorige Säure H 3 PO 2 Essigsäure CH 3 COOH Basen verfügen zwingend über ein freies Elektronenpaar, das ein Proton aufnehmen kann. Stoffe gelten als Basen wenn sie in einer Reaktion Protonen aufnehmen. Oft werden Stoffe oder Teilchen generell als Base bezeichnet, wenn diese in Wasser alkalische (basische) Lösungen bilden. Beispiele (Lewisformeln) Ammoniak NH 3 Hydroxid-Ion OH Hydrogensulfid HS Cyanid CN Protolysen sind Protonenübergänge Bei Protolysen oder Säure-Base Reaktionen werden Protonen von Säuren auf Basen übertragen (Protonenübergänge). A H + B H B + + A Beim Protonenübergang wird die kovalente Bindung am H-Atom der Säure gespalten und zum freien Elektronenpaar. Durch den Abgang des positiv geladenen Protons wird die Ladung um eine Elementarladung vermindert. Das freie Elektronenpaar der Base bildet eine kovalente Bindung mit dem H-Atom. Die Aufnahme des Protons erhöht die Ladung um eine Elementarladung. 15

18 Beispiele Die geschwungenen Pfeile zeigen jeweils welches freie Elektronenpaar eine Bindung mit Wasserstoff eingeht, und welches Bindungselektronenpaar ein freies Elektronenpaar bildet. (i) Chlorwasserstoff und Wasser Info T HCl(g) + H 2 O(l) Cl (aq) + H 3 O + (aq) Chlorwasserstoff Wasser Chlorid-Ion Oxonium-Ion Säure Base (ii) Ammoniak und Wasser Info T H 2 O(l) + NH 3 (g) OH (aq) + NH 4+ (aq) Wasser Ammoniak Hydroxid-Ion Ammonium-Ion Säure Base (iii) Ammoniak und Chlorwasserstoff Info T HCl(g) + NH 3 (g) NH 4+ Cl (s) Chlorwasserstoff Ammoniak Ammoniumchlorid Säure Base (weißer Rauch) Aufgaben 1. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen der Protolysen für folgende allgemeine Formeln für Säuren und Basen. Achten Sie dabei auf die richtige Zuordnung der Ladungen. Sol (i) A-H + B (ii) A-H + + B (iii) A-H + + B 16

19 2. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen folgender Protolysen zuerst mit Summenformeln und dann mit Strukturformeln und geschwungenen Pfeilen um die Protonenübergänge zu verdeutlichen. (i) Schwefelwasserstoff(g) als Säure und Wasser als Base Sol (ii) Hydrogensulfid als Säure und Wasser als Base Sol (iii) Cyanwasserstoff (HCN(g)) und Ammoniak(g) Sol 17

20 2.1.3 Korrespondierende Säure-Base-Paare Wenn eine Säure ein Proton abgibt, bleibt als Säurerest die korrespondierende Base. Wenn eine Base ein Proton aufnimmt wird die korrespondierende Säure gebildet. Es sind immer zwei Säure/Base-Paare an einer Protolyse beteiligt. HA + B A + BH Säure/Base-Paare S1 B2 B1 S2 HA/A und BH/B Beispiele Protolyse Säure/Base-Paare HCl(g) + H 2 O(l) Cl (aq) + H 3 O + (aq) HCl/Cl und H 3 O + /H 2 O S1 B2 B1 S2 NH 3 (g) + H 2 O(l) NH 4+ (aq) + OH (aq) NH 4+ /NH 3 und H 2 O/OH S1 B2 B1 S2 HCl(g) + NH 3 (g) NH 4+ Cl (s) HCl/Cl und NH 4+ /NH 3 S1 B2 S2 B1 Aufgaben 1. Vervollständigen Sie folgende Tabelle mit den chemischen Formeln der korrespondierenden Säuren bzw. Basen. Sol Säure Base Säure Base Säure Base HI. HCOOH HPO 4 2 NH 3 CH 3 COO Cl NH 3 HPO 4 2 HClO H 2 O CO 3 2 CH 3 NH Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen in wässriger Lösung. Das erste Teilchen reagiert als Säure. Geben Sie beide an der Protolyse beteiligten Säure-Base-Paare an. Sim Sol (i) Salpetersäure + Sulfat-Ion 18

21 (ii) Ammonium-Ion + Sulfid-Ion (iii) Hydrogensulfid-Ion + Hydroxid-Ion (iv) Schwefelwasserstoff + Acetat-Ion (v) Hydrogencarbonat-Ion + Hypochlorit-Ion (ClO ) (vi) Hydrogenphosphat-Ion + Ammoniak 19

22 2.1.4 Ampholyte Ampholyte oder amphotere Teilchen reagieren je nach Reaktionspartner als Säure oder als Base. 3 Beispiele (i) Wasser H 2 O Wasser als Säure und Methanamin als Base H 2 O(aq) + CH 3 NH 2 (aq) OH (aq) + CH 3 NH 3+ (aq) Wasser als Base und Ethansäure als Säure H 2 O(l) + CH 3 COOH(aq) H 3 O + (aq) + CH 3 COO (aq) Wasser als Säure und Base H 2 O(l) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH (aq) (Autoprotolyse des Wassers) H 2 O kann sowohl Protonen abgeben (Säurecharakter) als auch aufnehmen (Basecharakter). Wasser ist ein Ampholyt! B BH + B BH + Säure/Base-Paare H 3 O + H 2 O OH H 3 O + /H 2 O und H 2 O/OH A HA A HA (ii) Dihydrogenphosphat H 2 PO 4 und Hydrogenphosphat HPO 4 2 Dihydrogenphosphat als Säure und B als Base H 2 PO 4 (aq) + B(aq) HPO 4 2 (aq) + BH + (aq) Dihydrogenphosphat als Base und HA als Säure H 2 PO 4 (aq) + HA(aq) H 3 PO 4 (aq) + A (aq) Hydrogenphosphat als Säure und B als Base HPO 4 2 (aq) + B(aq) PO 4 3 (aq) + BH + (aq) Hydrogenphosphat als Base und HA als Säure HPO 4 2 (l) + HA(aq) H 2 PO 4 (aq) + A (aq) Sowohl H 2 PO 4 als auch HPO 4 2 können Protonen abgeben und aufnehmen. Beide sind Ampholyte. B BH + B BH + B BH + H 3 PO 4 H 2 PO 4 HPO 4 2 PO 4 3 A HA A HA A HA Säure/Base-Paare H 3 PO 4 /H 2 PO 4, H 2 PO 4 /HPO 4 2 und HPO 4 2 /PO 4 3 Phosphorsäure (H 3 PO 4 ) kann nur Protonen abgeben, H 3 PO 4 reagiert ausschließlich als Säure. Das Phosphat-Anion (PO 4 3 ) kann nur Protonen aufnehmen. Es reagiert ausschließlich als Base. 3 Das Adjektiv von Ampholyt ist amphoter. Amphoter als Substantiv bezeichnet einen Stoff, der auf unterschiedliche Arten reagieren kann. 20

23 Aufgaben 1. Bestimmen und begründen Sie welche der folgenden Teilchen in wässriger Lösung amphoter sind. Formulieren Sie jeweils die möglichen Reaktionen mit H 3 O + und OH. Sim Sol (i) Carbonat-Ion (ii) Phosphit (iii) Hydrogensulfid-Ion (iv) Hydrogensulfit-Ion 21

24 2. Beim Auflösen von Natriumhydrogencarbonat in Wasser, bildet sich eine alkalische Lösung. Beim Auflösen von Natriumhydrogensulfat in Wasser, bildet sich eine saure Lösung. Deuten Sie die beschriebenen Beobachtungen. Sim Sol (i) Natriumhydrogencarbonat (ii) Natriumhydrogensulfat: 22

25 2.1.5 Mehrwertige Säuren und Basen Mehrwertige oder mehrprotonige Säuren enthalten mehrere Wasserstoffatome, die stufenweise als Protonen abgegeben werden können. Mehrwertige Basen können stufenweise mehrere Protonen annehmen. Während die erste Protolyse mit Wasser als Base je nach Säure noch vergleichsweise leicht erfolgt, wird die Abspaltung von weiteren Protonen in Wasser immer schwieriger. Ein geringerer Anteil an Säure wird umgesetzt. Es stellt sich ein Gleichgewicht ein 4. Beispiele Abbildung 1: Cola enthält Phosphorsäure Phosphorsäure in Wasser H 3 PO 4 (aq) + H 2 O(l) H 2 PO 4 (aq) + H 3 O + (aq) H 2 PO 4 (aq) + H 2 O(l) HPO 4 2 (aq) + H 3 O + (aq) HPO 4 2 (aq) + H 2 O(l) PO 4 3 (aq) + H 3 O + (aq) H 3 PO 4 (aq) + 3 H 2 O(l) PO 4 3 (aq) + 3 H 3 O + (aq) Natriumcarbonat-Lösung mit Salzsäure. Natriumcarbonat ist eine ionische Verbindung. Lösungsgleichung: Na 2 CO 3 (s) 2 Na + (aq) + CO 3 2 (aq). Salzsäure ist eine wässrige Lösung von Chlorwasserstoff. HCl(g) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl (aq). Die Protolyse findet zwischen Oxonium- und Cabonat-Ionen statt. CO 3 2 (aq) + H 3 O + (aq) HCO 3 (aq) + H 2 O(l) Abbildung 2: Reaktion von Salzsäure mit Natriumcarbonat HCO 3 (aq) + H 3 O + (aq) CO 2 (g) + 2 H 2 O(l) CO 3 2 (aq) + 2 H 3 O + (aq) CO 2 (g) + 3 H 2 O(l) Aufgaben 1. Formulieren Sie die Gleichungen für die schrittweise Protolyse von Schwefelsäure in Wasser mit Gesamtgleichung (erste Protolyse vollständig und zweite Protolyse als Gleichgewicht). Sol 4 siehe 2.3Die Stärke von Säuren und Basen 23

26 2. Formulieren sie die schrittweise Protolyse von Natriumphosphat mit Salzsäure. Sol Namen und Formeln einiger Säure/Base Paaren Chlorwasserstoff HCl(g) Salzsäure HCl(aq) Chlorid-Ion Cl (aq) Bromwasserstoff HBr(g) Bromwasserstoffsäure HBr(aq) Bromid-Ion Br (aq) Salpetersäure HNO 3 (l), HNO 3 (aq) Nitrat-Ion NO 3 (aq) Perchlorsäure HClO 4 (l), HClO 4 (aq) Perchlorat-Ion ClO 4 (aq) Cyanwasserstoff HCN(g) Blausäure HCN(g), HCN(aq) Cyanid-Ion CN (aq) Ammonium-Ion NH 4+ (aq) Ammoniak NH 3 (g) Ammoniakwasser NH 3 (aq) Methansäure Ameisensäure HCOOH(aq) Methanoat-Ion Formiat-Ion HCOO (aq) Ethansäure Essigsäure CH 3 COOH(aq) Ethanoat-Ion Acetat-Ion CH 3 COO (aq) Schwefelwasserstoff H 2 S(g) Schwefelwasserstoffsäure H 2 S(aq) Hydrogensulfid-Ion HS (aq) Sulfid-Ion S 2 (aq) Schweflige Säure H 2 SO 3 (aq) Hydrogensulfit-Ion HSO 3 (aq) Sulfit-Ion SO 3 2 (aq) Schwefelsäure H 2 SO 4 (aq), H 2 SO 4 (aq) Hydrogensulfat-Ion HSO 4 (aq) Sulfat-Ion SO 4 2 (aq) Kohlensäure H 2 CO 3 (aq), CO 2 (aq) + H 2 O(l) Hydrogencarbonat-Ion HCO 3 (aq) Carbonat-Ion CO 3 2 (aq) Phosphorsäure H 3 PO 4 (aq) Dihydrogenphosphat-Ion H 2 PO 4 (aq) Hydrogenphosphat-Ion HPO 4 2 (aq) Phosphat-Ion PO 4 3 (aq) 24

27 2.2 Autoprotolyse des Wassers und ph-wert Das Ionenprodukt des Wassers Reines Wasser leitet geringfügig den elektrischen Strom 5. In reinem Wasser müssen Ionen vorhanden sein. Diese Ionen entstehen bei der Autoprotolyse des Wassers. Wasser reagiert als Ampholyt sowohl als Säure als auch als Base (Autoprotolyse). Dabei entstehen Oxonium- und Hydroxid-Ionen. H 2 O + H 2 O OH + H 3 O + S1 B2 B1 S2 Das Gleichgewicht liegt sehr stark auf Seite des Wassers. Die Gleichgewichtskonstante K entspricht im Gleichgewicht K = c (OH ) c (H 3 O + ) (c (H 2 O)) 2. Von der Konzentration des Lösungsmittels Wasser wird angenommen, dass sie konstant ist. So kann eine neue Konstante, das Ionenprodukt des Wassers definiert werden. K w = K (c (H 2 O)) 2 = c (OH ) c (H 3 O + ) K W hängt ausschließlich von der Temperatur ab und beträgt bei θ = 25 C für alle wässrigen Lösungen mol 2 L 2. In reinem Wasser sind die OH und H 3 O + Konzentrationen gleich. c (H 3 O + ) = 10 7 mol L und c (OH ) = 10 7 mol L Die Oxonium-Ionen und Hydroxid-Ionen-Konzentrationen sind voneinander abhängig. Bei steigender Oxonium-Konzentration vermindert sich die Hydroxid-Konzentration und umgekehrt. Alle wässrigen Lösungen enthalten sowohl Oxonium- als auch Hydroxyd- Ionen. Die Stoffmengenkonzentrationen berechnen sich aus: c (H 3 O + ) = K w c (OH ) und c (OH ) = K w c(h 3 O + ). Das Ionenprodukt des Wassers ist das Produkt der Konzentrationen der Oxonium-Ionen und der Hydroxid-Ionen im Gleichgewicht und die Gleichgewichtskonstante für die Autoprotolyse in wässrigen Lösungen. Aufgabe K w = c (OH ) c (H 3 O + ) = mol 2 L 2 bei 25 C Formulieren Sie die Autoprotolyse von Schwefelsäure und berechnen Sie die Konzentration von Hydrogensulfat in reiner Schwefelsäure. Das Ionenprodukt der Schwefelsäure beträgt 10 4 mol 2 L 2. Sol 5 Die Leitfähigkeit reinen Wassers beträgt s = 5,4 µs/m. 25

28 2.2.2 ph, poh und pk w -Werte Zur einfachen Darstellung der Oxonium-Konzentration wird diese logarithmiert und dadurch besonders im Bereich der kleinen Werte besser überschaubar. Als besondere Eigenschaft einer logarithmischen Darstellung entsprechen gleiche Abstände gleichen Faktoren. Eine Verzehnfachung des Wertes zum Beispiel entspricht nur der Erhöhung um 1 des dekadischen Logarithmus. Eine lineare Darstellung der Werte die sich über 6 Einheiten einer logarithmischen Skala erstreckt wäre bei gleicher großer Einheit eine Million mal größer und somit graphisch nicht darstellbar. Der ph-wert entspricht dem negativen dekadischen Logarithmus des Zahlenwertes der Oxonium-Ionenkonzentration. Er ist sowohl ein Maß für die Konzentration der Oxonium-Ionen als auch für den sauren oder basischen Charakter einer wässrigen Lösung. ph = log( c (H 3 O+ ) mol L ) c (H 1 3 O + ) = 10 ph mol L 1 Auf die gleiche Weise sind poh-wert und pk w -Wert definiert. poh = log ( c(oh ) mol L ) 1 c (OH ) = 10 poh mol L 1 pk w = log( K w mol 2 L ) 2 K w = 10 pk w mol 2 L 2 ph und poh sind über das Ionenprodukt voneinander abhängig log( x mol 2 L 2 ) log (a b) = log(a) + log(b) K w = c (OH ) c (H 3 O + ) K log( w mol 2 L ) 2 pk w = log( c (OH ) mol L 1 ) ( = log c (OH ) c (H 3 O + ) mol L 1 mol L ) 1 ( log c (H 3O + ) = ph + poh mol L ) 1 Bei θ = 25 C gilt: K w = und pk w = log(10 14 ) = 14 und in reinem Wasser ph = poh = 7. ph und poh sind veränderlich. In der Summe ergeben Sie aufgrund des Autoprotolysegleichgewichts des Wassers bei einer Temperatur von θ = 25 C für alle wässrigen Lösungen 14. pk w = ph + poh = 14 Aufgabe Der ph von Blut beträgt beim gesunden Menschen 7,4. Berechnen Sie die Konzentrationen der Oxonium- und Hydroxid-Ionen. Sol 26

29 2.2.3 ph-skala für wässrige Lösungen Neutrale, saure und basische Lösungen Saure Lösungen enthalten Säuren, die durch Protolyse mit Wasser Oxonium-Ionen bilden. Die Konzentration der Oxonium-Ionen liegt über dem Wert von 10 7 mol L 1 von reinem (neutralen) Wasser. Aufgrund des Autoprotolysegleichgewichts fällt die Konzentration an Hydroxid-Ionen entsprechend geringer aus. Basische Lösungen enthalten Basen, die durch die Protolyse mit Wasser Hydroxid-Ionen bilden. Die Konzentration der Hydroxid-Ionen ist höher als der Wert von 10 7 mol L 1 in reinem (neutralen) Wasser. Die Konzentration der Oxonium-Ionen ist entsprechend geringer. Lösungen mit gleicher Konzentration an Oxonium und Hydroxid-Ionen von 10 7 mol L 1 sind neutral, also weder sauer noch basisch. Neutral c (OH ) = c (H 3 O + ) c (H 3 O + ) = 10 7 ph = 7 c (OH ) = 10 7 poh = 7 Sauer c (OH ) < c(h 3 O + ) c (H 3 O + ) > 10 7 ph < 7 c (OH ) < 10 7 poh > 7 Basisch c (OH ) > c(h 3 O + ) c(h 3 O + ) < 10 7 ph > 7 c (OH ) > 10 7 poh < 7 ph-skala ph poh pk w c (H 3 O + ) mol L 1 1 0,1 0, c (OH - ) mol L ,01 0,1 1 K w mol 2 L Lösung zunehmend sauer neutral zunehmend basisch Aufgaben 1. Vervollständigen Sie folgende Tabelle mit Werten oder Bereichen für die entsprechenden Größen und geben Sie an ob die Lösungen neutral, sauer oder basisch sind. Sol ph 12,5 0,2 14,2 poh 12,5 < 5,5 c(h 3 O + ) 0,0045 mol/l c(oh ) 0,012 mol/l Lösung basisch neutral 10 9,5 mol/l 2. Berechnen Sie den ph-wert von reinem Wasser bei 10 C und bei 80 C. (pk w (10 C) = 14,53; K w (80 C) = 2, mol 2 L 1 ) Sim Sim Sol 27

30 28

31 2.3 Die Stärke von Säuren und Basen Starke, schwache und sehr schwache Säuren Versuch: Die ph- Werte drei verschiedener wässriger Lösungen gleicher Konzentration werden mit einem kalibriertem ph-meter oder gegebenenfalls Indikatorpapier bestimmt. Lösung c ph (i) Salzsäure 0,1 mol L 1 (ii) Ethansäure 0,1 mol L 1 (iii) Ethanol 0,1 mol L 1 Der ph- Wert der Salzsäure-Lösung ist. als der der Ethansäure-Lösung. Der ph- Wert der Ethanol-Lösung ist.. Erklärungen (i) Der ph-wert entspricht einer Oxonium-Ionen-Konzentration von ungefähr 0,1 mol/l also der Ausgangskonzentration der Salzsäure. HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl (aq) c 0 0,1 mol L mol L 1 0* 0 - x + x + x c.... 0,1 mol L * Die Ausgangskonzentration der Oxonium-Ionen von 10 7 mol/l ist so gering, dass sie für die Berechnungen in Anbetracht der viel höheren Konzentration am Ende mit 0 gleichgesetzt werden kann. Die Auswertung ergibt für x 0,1 mol/l. Folglich ist die Protolyse vollständig. Alle HCl-Moleküle haben mit Wasser reagiert. Säuren die mit Wasser eine vollständige Protolyse eingehen werden als starke Säuren bezeichnet. Am Ende der Protolyse gilt für starke Säuren c(ha) = 0. Demnach ist in der Lösung keine starke Säure enthalten. Die stärkste Säure in wässriger Lösung ist das Oxonium-Ion. Alle stärkeren Säuren werden in Wasser zu H 3 O + umgesetzt. Dieser Umstand wird als der nivellierende Effekt des Wassers bezeichnet. (ii) Der ph-wert entspricht einer Oxonium-Ionen-Konzentration von ungefähr 0,001 mol/l. Diese ist viel geringer als jene der Essigsäure. CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO (aq) c 0 0,1 mol L mol L 1 0* 0 mol L 1 - x + x + x c. 0,001 mol L 1... * Auch für die Essigsäure gilt, dass die Ausgangskonzentration der Oxonium-Ionen von 10 7 mol/l für die Berechnungen in Anbetracht der viel höheren Konzentration am Ende mit 0 gleichgesetzt werden kann. Die Auswertung ergibt für x ungefähr 0,001 mol L 1. Folglich ist die Protolyse unvollständig. Nur ein Teil, etwa ein Hundertstel der Essigsäure-Moleküle, sind zu Acetat umgesetzt. 29

32 Die Zugabe von etwas molarer Natronlauge führt zur gänzlichen Umsetzung der Essigsäure und zum Verschwinden des typischen Essiggeruchs der Lösung. Es handelt sich um ein Gleichgewicht. Säuren die mit Wasser eine unvollständige Protolyse eingehen, bei der sich ein Gleichgewicht einstellt, werden als schwache Säuren bezeichnet. (iii) Der ph-wert entspricht einer Oxonium-Ionen-Konzentration von 10 7 mol/l und damit der Konzentration in reinem Wasser. CH 3 CH 2 OH(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 CH 2 O (aq) c 0 0,1 mol L mol L 1 * 0 - x + x + x c mol L 1... * Die Ausgangskonzentration kann nicht vernachlässigt werden. Die Konzentration an Oxonium-Ionen bleibt unverändert. Es findet keine Protolyse statt. Alkohol reagiert nicht als Säure mit Wasser 6. Säuren, die mit Wasser keine Protolyse eingehen, werden als sehr schwache Säuren bezeichnet. Diese Stoffe werden in wässriger Lösung nicht als Säuren betrachtet Starke, schwache und sehr schwache Basen Die Definitionen von starken, schwachen und sehr schwachen Basen beruhen auf der Protolyse mit Wasser analog zu denen der Säuren. Bei vollständiger Protolyse einer Säure mit Wasser entsteht eine korrespondierende Base, die offensichtlich keine Protolyse mit Wasser als Säure eingeht. Es wäre demnach eine sehr schwache Base. Sehr schwache Basen sind die Säurereste starker Säuren. Beispiel: HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl (aq) Die korrespondierende Base der Salzsäure ist das Chlorid-Ion. Chlorid-Ionen gehen keine Protolyse mit Wasser als Säure ein. Eine Kochsalzlösung ist neutral. Umgekehrt gilt, dass die korrespondierende Säure einer starken Base eine sehr schwache Säure ist. Abbildung 3: Natrium in Ethanol Beispiel Natriumethanolat entsteht bei der Reaktion von wasserfreiem Ethanol mit Natrium. 2 CH 3 CH 2 OH(l) + 2 Na(s) 2 CH 3 CH 2 ONa(solv) + H 2 (g) Das Ethanolat reagiert vollständig mit Wasser. CH 3 CH 2 ONa(solv) + H 2 O(l) CH 3 CH 2 OH(l) + NaOH(aq) CH 3 CH 2 O (aq) + H 2 O(l) CH 3 CH 2 OH(l) + OH (aq) 6 Mit Natrium hingegen reagiert Alkohol als Säure unter Bildung von Wasserstoff: Säure + unedles Metall Wasserstoff + Salz 30

33 Es bildet sich eine basische Lösung. Ethanolat ist die korrespondierende starke Base der sehr schwachen Säure Alkohol. Schwache Basen und schwache Säuren haben, da sich im Wasser ein Protolysegleichgewicht einstellt, schwache korrespondierende Säuren und Basen. Beispiel Der ph-wert einer 0,1 mol L 1 Natriumacetat-Lösung erreicht nicht den, bei einer vollständigen Protolyse, zu erwartenden Wert von 13 sondern nur 9. Nur etwa 1/10000 der Acetat-Ionen haben reagiert. CH 3 COO (aq) + H 2 O(l) CH 3 COOH(aq) + OH (aq) CH 3 COO (aq) + H 2 O(l) CH 3 COOH(aq) + OH (aq) Das Acetat ist die schwache korrespondierende Base der schwachen Ethansäure Einteilung der Säuren und Basen nach Stärke Protolyse mit Wasser korrespondierendes Säure-Base -Paar Säure Base Protolyse mit Wasser vollständig stark sehr schwach keine Gleichgewicht schwach schwach Gleichgewicht keine sehr schwach stark vollständig 31

34 2.3.4 Die Säurekonstante von schwachen Säuren Gleichung der Protolyse einer schwachen Säure HA in Wasser: HA(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + A (aq). Im Gleichgewicht entspricht die Gleichgewichtskonstante: K = c (H 3O + ) c (A ) c (H 2 O) c (HA) Die Konzentration des Lösungsmittels Wasser c(h 2 O) = 55,3 mol L -1 wird als konstant betrachtet. Eine neue Gleichgewichtskonstante, die Säurekonstante, Ks, ist definiert als und entspricht: K S = K c (H 2 O) = c (H 3 O+ ) c (A ) c (HA) Je größer die Säurekonstante umso stärker ist das Gleichgewicht nach rechts verlagert. Schwache Säuren sind also umso stärker je größer ihre Säurekonstante. Stärkere Säuren ergeben bei gleicher Konzentration eine höhere Oxonium-Ionen Konzentration bzw. einen geringeren ph-wert als schwächere Säuren. Die Oxonium-Ionen- Konzentration hängt von der Konzentration und der Stärke der Säure ab. K s ist die Gleichgewichtskonstante für die Protolyse einer schwachen Säure mit Wasser und hängt ausschließlich von der Temperatur und der betrachteten Säure ab. Sie ist ein Maß für die Stärke der Säure. Im Gleichgewicht entspricht sie dem Ausdruck: K S = c (H 3O + ) c(a ) c (HA) Analog zum ph-wert wird der pk S -Wert definiert: K pk S = log( S mol L ) K 1 S = 10 pk S mol L 1 Je größer der pk S -Wert umso schwächer die Säure. Aufgabe Ordnen Sie folgende Säuren nach steigender Säurestärke: Ameisensäure (pk S = 3,75); Blausäure (pk S = 9,40); Flusssäure (K S = 7, mol/l); Essigsäure (K S = 1, mol/l). Sol 32

35 2.3.5 Die Basekonstante von schwachen Basen Allgemein gilt für eine schwache Base B: B(aq) + H 2 O(l) BH + (aq) + OH (aq) Im Gleichgewicht entspricht die Gleichgewichtskonstante: K = c (BH+ ) c (OH ) c (H 2 O) c (B) Weil c(h 2 O) = 55,3 mol L -1 als konstant betrachtet wird, kann eine neue Gleichgewichtskonstante, die Basekonstante, K B, definiert werden: K c (H 2 O) = c (BH + ) c(oh ) c (B) Je größer die Basekonstante umso stärker ist das Gleichgewicht nach rechts verlagert. Schwache Basen sind also umso stärker je größer ihre Basekonstante. Stärkere Basen ergeben bei gleicher Konzentration eine höhere Hydroxid-Ionen Konzentration bzw. einen höheren ph-wert als schwächere Basen. Die Hydroxid-Ionen- Konzentration hängt von der Konzentration und der Stärke der Base ab. K B ist die Gleichgewichtskonstante für die Protolyse einer schwachen Base mit Wasser und hängt ausschließlich von der Temperatur und der betrachteten Base ab. Sie ist ein Maß für die Stärke der Base. Im Gleichgewicht entspricht sie dem Ausdruck: K B = c (BH + ) c (OH ) c(b) Der pk B -Wert ist definiert als: K pk B = log( B mol L ) K 1 B = 10 pk B mol L 1 Stärkere Basen haben einen geringeren pk B -Wert als schwächere Basen. Aufgabe Ordnen Sie folgende Basen nach absteigender Basenstärke: Anilin (pk B = 9,42); Fluorid (pk B = 10,83); Acetat (K B = 5, mol/l); Sulfat (K B = 8, mol/l). Sol 33

36 2.3.6 Beziehung zwischen pk S und pk B Die Säure- und Basenstärke eines korrespondierendes Säure-Base Paares sind voneinander abhängig. Je stärker die Säure umso schwächer ist die korrespondierende Base. Es gibt also eine Beziehung zwischen K S und K B. HA + H 2 O H 3 O + + A K S = c (H 3 O+ ) c (A ) c (HA ) A + H 2 O HA + OH K B = c (HA) c (OH ) c (B - ) K S K B = c (H 3O + ) c(a ) c (HA) c(oh ) c (HA) c (A ) K S K B = K w = c (H 3 O + ) c(oh ) = K w pk S + pk B = pk W Ausschließlich für korrespondierende Säuren und Basen gilt pk S + pk B = pk W Stärkere Säuren haben schwächere korrespondierende Basen. Aufgabe Sol Butansäure oder Buttersäure, CH 3 CH 2 CH 2 COOH, ist eine farblose, sehr bewegliche und wasserlösliche Flüssigkeit. Sie ist verantwortlich für den unangenehmen Geruch von Erbrochenem oder ranziger Butter. Ihr pk S -Wert beträgt 4,82. Geben Sie die Formel der korrespondierenden Base an und berechnen Sie ihre Basekonstante Übersicht der Säuren und Basen nach Stärke pk S Säure korrespondierende Base pk B starke Säuren, vollständige Protolyse H 3 O + sehr schwache Basen, keine Protolyse H 2 O schwache Säuren, unvollständige Protolyse, Bildung eines Gleichgewichts Je kleiner pk S desto - stärker die Säure - schwächer die korrespondierende Base - größer pk B schwache Basen, unvollständige Protolyse, Bildung eines Gleichgewichts Je kleiner pk B desto - stärker die Base - schwächer die korrespondierende Säure - größer pk S H 2 O OH sehr schwache Säuren, keine Protolyse starke Basen, vollständige Protolyse 34

37 2.3.8 Tabelle mit pk S und pk B Werten pk S Säure korrespondierende Base pk B Vollständige Protonenabgabe Perchlorsäure HClO 4 ClO 4 Perchlorat-Ion Iodwasserstoffsäure HI I Iodid-Ion Bromwasserstoff HBr Br Bromid-Ion Salzsäure HCl Cl Chlorid-Ion Schwefelsäure H 2 SO 4 HSO 4 Salpetersäure HNO 3 NO 3 Hydrogensulfat-Ion Nitrat-Ion Oxonium-Ion H 3 O + H 2 O Wasser 1,42 Oxalsäure H 2 C 2 O 4 HC 2 O 4 1,92 Hydrogensulfat-Ion HSO 4 SO 4 2 2,13 Phosphorsäure H 3 PO 4 H 2 PO 4 Keine Protonenaufnahme Hydrogenoxalat-Ion 12,58 Sulfat-Ion 12,08 Dihydrogenphosphat-Ion 11,87 2,22 Hexaaquaeisen(III)-Ion [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ [Fe(OH)(H 2 O) 5 ] 2+ Pentaaquahxdroxyeisen(III)-Ion 11,78 3,14 Flusssäure (Fluorwasserstoffsäure) HF F Fluorid-Ion 10,86 3,35 Salpetrige Säure HNO 2 NO 2 Nitrit-Ion 10,65 3,75 Ameisensäure (Methansäure) HCOOH HCOO Methanoat-Ion (Formiat) 10,25 4,75 Essigsäure (Ethansäure) CH 3 COOH CH 3 COO Ethanoat-Ion (Acetat) 9,25 4,85 Hexaaquaaluminium-Ion [Al(H 2 O) 6 ] 3+ Al(OH)(H 2 O) 5 ] 2+ Pentaaquahxdroxyaluminium-Ion 9,15 6,52 Kohlensäure H 2 CO 3 / CO 2 HCO 3 Hydrogencarbonat-Ion 7,48 6,92 Schwefelwasserstoff H 2 S HS Hydrogensulfid-Ion 7,08 7,00 Hydrogensulfit-Ion HSO 3 SO 3 2 7,20 Dihydrogenphosphat-Ion H 2 PO 4 HPO 4 2 Sulfit-Ion 7,00 Hydrogenphosphat-Ion 6,80 9,25 Ammonium-Ion NH 4 + NH 3 Ammoniak 4,75 9,40 Blausäure (Cyanwasserstoff) HCN CN Cyanid-Ion 4,60 10,40 Hydrogencarbonat-Ion HCO 3 CO ,62 Wasserstoffperoxid H 2 O 2 HO 2 12,36 Hydrogenphosphat-Ion HPO 4 2 PO 4 3 Carbonat-Ion 3,60 Hydrogenperoxid-Ion 3,38 Phosphat-Ion 1,64 13,00 Hydrogensulfid-Ion HS S 2 Sulfid-Ion 1,00 Keine Protonenabgabe Wasser H 2 O OH Hydroxid-Ion Ethanol CH 3 CH 2 OH CH 3 CH 2 O Ethanolat-Ion Methanol CH 3 OH CH 3 O Methanolat-Ion Ammoniak NH 3 NH 2 Amid-Ion Hydroxid-Ion OH O 2 Oxid-Ion Wasserstoff H 2 H Hydrid-Ion Vollständige Protonenaufnahme 35

38 Aufgaben 1. Welche Teilchen liegen in den folgenden wässrigen Lösungen vor? Geben Sie jedesmal die Protolyse-, bzw. Lösungsgleichung an. Sol a) Salzsäurelösung b) Essigsäure c) Formiat-Ion d) Natronlauge 36

39 e) Ammoniaklösung f) Oxid-Ion 2. Eine Propansäurelösung (CH 3 CH 2 COOH(aq)) der Ausgangskonzentration c 0 = 0,50 mol/l hat einen ph-wert von 2,59. Geben Sie die Protolysegleichung an und berechnen Sie K S und pk S. Sim Sim Sol 37

40 2.4 Berechnung des ph-wertes von Lösungen Lösungen starker Säuren Für starke Säuren ist die Protolyse mit Wasser als Base vollständig. Die ganze Säure wird in Säurerest und Oxonium-Ionen umgesetzt. Die Konzentration der Oxonium-Ionen entspricht der Ausgangskonzentration c 0 der starken Säure HA. HA(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + A (aq) Anfang c mol L 1 0* 0 c 0 + c 0 + c 0 Ende c(ha) = 0 c(h 3 O + ) = c 0 c(a ) = c 0 * Zur Vereinfachung der Berechnung wird die Autoprotolyse des Wassers nicht mit einbezogen. Vereinfachung der Schreibweise: log ( x wird als log (x ) mol L ) 1 angeschrieben ( x = Zahlenwert), aus ph = log( c (H 3 O+ ) mol L ) wird: 1 Lösungen starker Säuren mit vollständiger Protolyse. c (H 3 O + ) = c 0 ph = log (c (H 3 O + )) = log (c 0 ) Beispiele Geben Sie jeweils die ph-relevante Protolysegleichung an. Berechnen Sie dann den ph-wert der Lösung. Sol (i) Eine 0,010 molare Perchlorsäure (ii) In 250 ml einer Salzsäure sind 1,42 g Chlorwasserstoff enthalten. 38

41 2.4.2 Lösungen schwacher Säuren Für schwache Säuren ist die Protolyse mit Wasser als Base unvollständig. Es stellt sich ein Gleichgewicht ein. Die Konzentration der Oxonium-Ionen entspricht nicht der Ausgangskonzentration der Säure. Die Berechnung des ph-wertes bedingt dass die Säurekonstante oder pk S der Säure bekannt ist. Theo Lösungen schwacher Säuren mit unvollständiger Protolyse. c (H 3 O + ) = K S c 0 und ph = log (c (H 3 O + )) oder ph = 1 2 pk 1 S 2 log (c 0 ) 39

42 Bemerkung x 2 K S = c 0 x K S (c 0 x ) = x 2 K S c 0 - K S x = x 2 x 2 + K S x - K S c 0 = 0 x = K S ± K S K S c 0 2 Die für diese Formeln verwendete zweite Vereinfachung beruht auf der Annahme, dass c(a ) vernachlässigbar gegenüber c 0 ist. Die entsprechende Formel genügt in der Regel zur Berechnung bis zur ersten Nachkommastelle des ph-wertes. Bei verdünnten schwachen Säuren mit größerer Säurekonstante können diese Formeln jedoch zu leicht abweichenden Werten führen 7. In diesen Fällen wäre eine quadratische Gleichung zu lösen. Eine der beiden Lösungen für x entspricht dann c(h 3 O + ). Beispiele Geben Sie jeweils die ph-relevante Protolysegleichung an. Berechnen Sie dann den ph-wert der Lösung. Sol (i) Eine 0,010 molare Ameisensäure (ii) In 100 ml einer Blausäure-Lösung sind 2,025 g Cyanwasserstoff enthalten. (iii) Salpetrige Säure (β = 17,25 g/l). 7 Für Lösungen mit Konzentrationen ab 0,001 mol/l abwärts wäre die quadratische Gleichung für Säuren mit pks kleiner als 3 unbedingt anzuwenden. 40

43 2.4.3 Lösungen starker Basen Genau wie starke Säuren gehen starke Basen eine vollständige Protolyse mit Wasser ein. B(aq) + H 2 O(l) OH (aq) + BH + (aq) Anfang c mol L c 0 + c 0 + c 0 Ende c(b) = 0 c(oh ) = c 0 c(bh + ) = c 0 Lösungen starker Basen mit vollständiger Protolyse. c(oh ) = c 0 poh = log (c (OH )) = log (c 0 ) ph = 14 poh Bemerkung Für Hydroxide wird dieselbe Formel zur Berechnung des ph-wertes verwendet. Es findet jedoch keine Protolyse mit Wasser als Base statt. Die Hydroxide werden lediglich gelöst. NaOH(s) Na + (aq) + OH (aq) c(oh ) = c 0 (NaOH) Beispiele Geben Sie jeweils die Lösungsgleichung an. Berechnen Sie dann den ph-wert der Lösung. Sol (i) Eine 0,050 molare Kalilauge. (ii) In 250 ml einer Natronlauge sind 3,92 g Natriumhydroxid enthalten. 41

44 2.4.4 Lösungen schwacher Basen Theo Lösungen schwacher Basen c (OH ) = K B c 0 und poh = log (c (OH )) oder poh = 1 2 pk 1 B 2 log (c 0 ) mit ph = 14 poh 42

45 Beispiel Berechnen Sie den ph-wert einer Lösung (250 ml) welche 1,125 g Formiat-Ionen enthält. Sol Sim Ausgangskonzentration und analytische Konzentration Die Etiquettierung der Lösung rechts im Bild gibt eine Konzentration von 1,0 mol/l an Säure.an. Diese Konzentration entspricht nicht der tatsächlichen Konzentration an Säure, sondern der Anfangskonzentration, die aufgrund der Herstellung dieser Lösung berechnet wird. Diese Konzentration wird auch als analytische Konzentration bezeichnet, da eine titrimetrische Bestimmung der Säure die Ausgangskonzentration ergibt Sehr schwache Säuren und sehr schwache Basen Sehr schwache Säuren gehen keine Protolyse mit Wasser als Base ein. Sie haben keine Einfluss auf den ph-wert. Sehr schwache Basen gehen kein Protolyse mit Wasser als Säure ein. Wenn also keine anderen Protolysen in wässriger Lösung stattfinden sind die Lösungen sehr schwacher Säuren bzw. Basen neutral. Zum Beispiel könnte eine sehr schwache Base als Säure reagieren. Beispiel 1 HSO 4 ist eine sehr schwache Base. Das Hydrogesulfat-Ion reagiert nicht mit Wasser als Base. HSO 4 ist aber auch eine schwache Säure pks = 1,92 und reagiert mit Wasser als Säure und hat somit sehr wohl einen Einfluss auf den ph-wert. Die Lösung ist sauer! Eine 0,10 mol/l Natriumhydrogensulfat -Lösung hat einen ph von: HSO 4 (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + SO 4 2 (aq) c (H 3 O + ) = K S c 0 = 10 1,92 mol L 1 0,10mol L 1 = 0,035mol L 1 ph = log(0,035) = 1,5 Oder eine sehr schwache Säure könnte als Base reagieren. Beispiel 2 NH 3 ist somit eine sehr schwache Säure da die konjugierte Base, das Amid, NH 2, eine starke Base ist. Eine Ammoniaklösung ist aber nicht neutral, da Ammoniak selbst eine schwache Base ist. Die Lösung ist alkalisch! 43

46 2.4.7 Salze Erkennungsmerkmal einer ionischen Verbindung : Ionische Verbindungen enthalten Metallkationenoder Ammonium. Salze sind ionische Verbindungen. In wässriger Lösung liegen diese als hydratisierte Ionen vor. Die Kationen und Anionen in Lösung können als Säuren oder Basen reagieren. Deshalb sollte bei Berechnungen von ph-werten von Salzlösungen immer zuerst eine Lösungsgleichung formuliert werden um aufzuzeigen welche Ionen in welchem stöchiometrischen Verhältnis vorliegen. Welche Ionen als Säuren oder Basen reagieren ist in der Regel aus der pk S -Tabelle ersichtlich. Säurereste starker Säuren sind sehr schwache Basen. Zum Beispiel Chlorid. Die konjugierten Säuren starker Basen sind sehr schwache Säuren. Zum Beispiel Ethanol. Hydratisierte Kationen der Alkalimetalle Li +, Na +, K + und der Erdalkalimetalle Mg 2+, Ca 2+, Ba 2+ fast keinen Einfluß auf den ph-wert haben. Die Kationen vieler Übergangsmetalle und Aluminium bilden mitunter Komplexe mit Wasser. Bei Komplexen sind zwischen Metall-Kation (Zentralteilchen) und Wassermolekülen (Liganden) stärkere Wechselwirkungen entstanden welche als Bindungen angesehen werden. Für M = Fe: [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ und für M = Al: [Al(H 2 O) 6 ] 3+ Aufgrund der hohen Ladung der Metallkationen sind die als Liganden gebundenen Wassermoleküle stärkere Säuren als Wasser. Es kommt zur Protolyse zwischen Komplex und Wasser. [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ + H 2 O H 3 O + + [Fe(OH)(H 2 O) 5 ] 2+ A Kation als Säure, Anion als sehr schwache Base Beispiel Ammoniumchlorid (c = 0,025 mol/l) Lösungsgleichung NH 4 Cl(s) NH 4+ (aq) + Cl (aq) c c 0 c 0 schwache Säure sehr schwache Base pk S = 9,25 44

47 Durch das Auflösen von Ammoniumchlorid in Wasser wird die schwache Säure NH 4 + freigesetzt, welche dann eine unvollständige Protolyse eingeht: Protolyse NH 4+ (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + NH 3 (aq) pk S = 9,25 ph = 1 2 pk 1 S 2 log (c 0 ) = 1 2 9,25 1 log (0,025 ) = 5,4 2 B Anion als Base, Kation als sehr schwache Säure Beispiele (i) Natriumacetat (c = 0,01 mol/l) CH 3 COONa(s) CH 3 COO (aq) + Na + (aq) c c 0 c 0 schwache Base sehr schwache Säure Durch das Auflösen von Natriumacetat in Wasser wird die schwache Base CH 3 COO freigesetzt, welche dann eine unvollständige Protolyse eingeht: CH 3 COO (aq) + H 2 O(l) OH (aq) + CH 3 COOH(aq) pk B = 9,25 ph = pk + 1 B 2 log (c 0 ) = , log (0,01) = 8,4 2 (ii) Natriumoxid (c = 0,005 mol/l) Na 2 O(s) 2 Na + (aq) + O 2 (aq) c c 0 c 0 sehr schwache Säure sehr starke Base Durch das Auflösen von Natriumoxid in Wasser wird die sehr starke Base O 2 freigesetzt, welche dann eine vollständige Protolyse eingeht: O 2 (aq) + H 2 O(l) 2 OH (aq) c c 0 poh = log (c (OH )) = log (2 c 0 ) ph = 14 - poh = 14 + log (2 c 0 ) = 14 + log (2 0,005) = 12 C Kation und Anion sehr schwache Säure und Base Beispiel Kochsalz NaCl(s) Na + (aq) + Cl (aq) sehr schwache Säure sehr schwache Base 45

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