A B - AB K D. Elektrolytische Dissoziation. AB(aq) Stoffe, die in Lösung Ionen bilden, heißen Elektrolyte. Es gilt das Massenwirkungsgesetz

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1 Elektrolytische Dissoziation AB(aq) A + (aq) + B - (aq) Stoffe, die in Lösung Ionen bilden, heißen Elektrolyte. Es gilt das Massenwirkungsgesetz K D A B - AB K D : Dissoziationskonstante Dissoziation ist umso stärker, je größer K D ist schwache und starke Elektrolyte 1

2 Dissoziationsgrad AB(aq) A + (aq) + B - (aq) Der Dissoziationsgrad gibt an, wie groß der Prozentsatz an dissoziierten Teilchen (A +, B - ) ist. kann Werte zwischen 0 und 1 annehmen (0 1) dissoziierte Spezies: c(a + ) = c(b - ) = c 0 nicht dissoziierte Spezies: c = (1 c 0 K D A B - α c α c α c 0 AB 1 α c 1 α 0 c 0 : Startkonzentration von AB K D c 0 2 α 1 α Ostwaldsches Verdünnungsgesetz: bei niedrigerer Konzentration steigt α 3

3 Dissoziationsgrad als Funktion der Konzentration Dissoziation von Essigsäure (HAc, HOOCCH 3 ) HAc H 2 O H 3 O + + Ac - c 0 / mol/l α (1.3 %) (34.4 %) (95.2 %) (100 %) auch schwache Elektrolyte sind bei hoher Verdünnung praktisch vollständig dissoziiert. 4

4 Säuren und Basen Definition nach Arrhenius Säuren dissoziieren in Wasser in Wasserstoff- Kationen und Säurerest-Anionen Die Wasserstoff-Kationen sind entscheidend für die Säuremerkmale. Svante Arrhenius ( ), Nobelpreis 1903 Basen sind Verbindungen, die in Wasser Hydroxid-Anionen und Metall-Kationen bilden. Die Hydroxid-Anionen (OH - ) sind entscheidend für den Basencharakter. Säure: HCl H + + Cl - Base: NaOH Na + + OH - Neutralisation: HCl + NaOH Säure Base NaCl + H 2 O Salz 5

5 Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept Säuren sind Teilchen, die Protonen abgeben Protonendonatoren Basen sind Teilchen, die Protonen aufnehmen Protonenakzeptoren Johannes Nicolaus Brønsted ( ) 5

6 Das Elektronen-Donator-Akzeptor-Konzept Säuren sind Elektronenpaar-Akzeptoren. Basen sind Elektronenpaar-Donatoren. Gilbert Newton Lewis ( ) 6

7 Lewis-Säure-Base vs. Brønsted-Säuren-Basen Die Säure-Base Definition von Brønsted ist ein Sonderfall der Säure-Base Defintion von Lewis Lewis-Säuren sind Elektronenpaar-Akzeptoren Brønsted-Säuren sind H + -Donatoren H + Lewis-Basen sind Elektronenpaar-Donatoren Brønsted-Basen sind H + -Akzeptoren H H O H H N O H H 8

8 Säuren und Basen

9 Säuren und Basen

10 Säuren und Basen

11 Formel HF HCl HNO 3 HCN H 2 CO 3 H 2 SO 3 H 2 S H 2 SO 4 H 3 PO 4 Name Flusssäure Salzsäure Salpetersäure Blausäure Kohlensäure schwefelige Säure Schwefelwasserstoff Schwefelsäure Phosphorsäure

12 NaOH Natriumhydroxid "Natronlauge" KOH Kaliumhydroxid "Kalilauge" Ca(OH) 2 Calziumhydroxid "Calziumlauge" Mg(OH) 2 Magnesiumhydroxid "Magnesiumlauge" NH 4 OH Ammoniumhydroxid "Ammoniumlauge"

13 Brønsted- Säuren und - Basen konjugierte Säure-Base-Paare Nur in Anwesenheit einer Base kann die Säure als solche reagieren (und umgekehrt) Eine Säure geht durch Abspaltung eines Protons in ihre konjugierte Base über (und umgekehrt). 9

14 Brønsted- Säuren und - Basen konjugierte Säure-Base-Paare Eine Base geht durch Aufnahme eines Protons in ihre konjugierte Säure über. H 2 O reagiert mit HNO 2 als Base und mit NH 3 als Säure. Ampholyte sind Stoffe die als Säure und als Base reagieren können (Amphoterie). 10

15 Welche Ionen bilden Säuren in Wasser? Chlorwasserstoffsäure (Salzsäure) Hydratisierte Hydroniumionen: H 5 O 2 + und H 9 O

16 Welche Ionen bilden Basen in Wasser? Dissoziation eines Hydroxid-Salzes, Natriumhydroxid: NaOH H 2 O Na + (aq) + O H (aq) Protonenübertragung von Wassermolekülen: H H + H H N + H N H + O H H H O H 16

17 Säure-Base-Reaktionen ohne Wasser Bildung von Ammoniumchlorid (NH 4 Cl): Reaktion in der Gasphase: Säure-Base-Reaktionen sind nicht auf das wässrige Medium beschränkt. 13

18 Mehrbasige Säuren und Basen Mehrprotonige Säuren: H 3 PO 4, H 2 SO 4, Si(OH) 4 1. Dissoziationskonstante: H 2 SO 4 + H 2 O HSO H 3 O + 2. Dissoziationskonstante: HSO H 2 O SO H 3 O + Mehrbasige Basen: Ca(OH) 2, H 2 NNH 2 1. Protonierungskonstante: H 2 NNH 2 + H 2 O H 2 NNH OH - 2. Protonierungskonstante: H 2 NNH H 2 O H 3 NNH OH - 18

19 Wärmetönung des Ionenproduktes H 2 O + H 2 O kj + - H 3 O + OH Die Spaltung von Wasser ist endotherm und erfordert 57.4 kj/mol. Neutralisationswärme Entsteht bei einer Neutralisationsreaktion Wasser wird unabhängig von den eingesetzten Spezies eine Wärme von 57.4 kj/mol frei. HCl + NaOH NaCl + H 2 O H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 CaSO H 2 O Säure Base Salz 19

20 Autoprotolyse von Wasser 2 H O H O + + OH 2 3 H + + H + OH + H + H 2 O H 3 O + H + Aber: auf ~550 Mio Wassermoleküle kommt nur ein dissoziiertes Wassermolekül! H 3 O + OH H O 2 20

21 Ionenprodukt des Wassers Autoionization OH - H 3 O + K w = [H 3 O + ] [OH - ] = 1.00 x bei 25 o C Neutral [H 3 O + ] = [OH - ] K w = [H 3 O + ] 2 = [OH - ] 2 [H 3 O + ] = [OH - ] = 1.00 x 10-7 M

22 Wann ist eine Lösung sauer, wann basisch? saure Lösung: [H 3 O + ] > 1.00 x 10-7 > [OH - ] alkalische Lösung: [OH - ] > 1.00 x 10-7 > [H 3 O + ] 22

23 Erinnerung: Rechnen mit Logarithmen 23

24 ph = - lg [H 3 O + ] Der ph-wert Der ph-wert ist der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration saure Lösung: alkalische Lösung: neutrale Lösung: ph < 7 ph > 7 ph = 7 24

25 Der poh-wert poh = - lg [OH - ] ph poh pk w = 14 25

26 Der ph-wert - Beispiele 26

27 Der ph-wert - Indikatoren Indikatoren sind schwache organische Säuren oder Basen, die ihre Farbe ändern, wenn sie mit Säuren oder Basen reagieren 27

28 Indikatoren - Beispiele Phenolphthalein 28

29 Indikatoren - Beispiele Cyanidin aus Rotkohl 29

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