Säuren und Basen. Ein Leitprogramm in Chemie

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1 Eidgenössische Technische Hochschule Zürich Institut für Verhaltenswissenschaft Säuren und Basen Ein Leitprogramm in Chemie Verfasst von Walter Caprez, Manon Geijsen Gilbert Hangartner, Rita Oberholzer Kathrin Ott, Albert Scheller, Daniel Suter Herausgeber: Walter Caprez, KS Im Lee, Winterthur

2 ETH-Leitprogramm Säuren und Basen 6. Version Frühling 2001, Änderungen: November 2005 (Felix Ziegler, KS Rychenberg) und August 2006 & Juli 2007 (Matías Reinoso, KS Rychenberg), August 2011 (Matthias Beck, KS Rychenberg), Dezember 2011 (V12; Fachschaft Chemie, KS Rychenberg) Stufe, Schulbereich Gymnasium Fachliche Vorkenntnisse Bindungslehre, Salze, mehratomige Ionen, Lewis-Formeln von mehratomigen Ionen und Carbonsäuren, chemisches Gleichgewicht. Bearbeitungsdauer 16 Lektionen für das Fundamentum (Kapitel 1-6). Das Kapitel 7 bildet das Additum für die schnellen Schülerinnen und Schüler. Sie sollten den ersten Kapiteltest spätestens am Ende der zweiten Lektion absolviert haben (Dauer ca. 15 Minuten). Als Richtwerte für die Bearbeitung der verschiedenen Kapitel gelten folgende Anzahl Lektionen: Kapitel Bearbeitungsdauer Bewertung des Leitprogramms Ihre Leistungen in den Kapiteltests werden addiert und ergeben am Schluss eine Note mit dem Gewicht einer halben Prüfungsnote. Über den Stoff des Leitprogramms werden Sie eine reguläre Prüfung ablegen. Bezugsquelle Walter Caprez Büelrainstr Winterthur Tel./Fax Die ETH-Leitprogramme sind ein Gemeinschaftsprojekt von Karl Frey und Angela Frey-Eiling (Initiatoren), Walter Caprez (Chemie), Hanspeter Dreyer (Physik), Werner Hartmann (Informatik), Urs Kirchgraber (Mathematik), Hansmartin Ryser (Biologie), Jörg Roth (Geographie), zusammen mit den Autorinnen und Autoren. Dieses Projekt wurde durch die ETH Zürich finanziell unterstützt. Zeichnungen von Lil Caprez Diese Vorlage darf innerhalb derjenigen Schule, die sie käuflich erworben hat, für den Gebrauch im Unterricht nach Belieben kopiert werden. Nicht erlaubt ist die kommerzielle Verbreitung. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 2 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

3 Übersicht Übersicht über das Leitprogramm Worum geht es? Säuren und Basen sind Gruppen von Stoffen, die im Alltag und in der Chemie eine wichtige Rolle spielen. Die Essigsäure im Speiseessig und die Zitronensäure in den Zitronen sind Ihnen bestens bekannt. Die Ameisensäure wird von den Ameisen zur Verteidigung benutzt und ist auch in den Brennnesseln enthalten. Basen kommen in vielen Putzmitteln und Seifen vor. Wässerige Lösungen können mehr oder weniger sauer sein. Diesen Säuregrad kann man experimentell leicht messen. Das Mass dafür ist der ph-wert. Sie haben bestimmt schon Angaben des ph-werts bei Duschmitteln gesehen. Säuren und Basen besitzen entgegengesetzte Eigenschaften. Deshalb können sie sich in ihrer Wirkung aufheben. Sie neutralisieren sich. Solche Reaktionen bezeichnet man als Säure-Base-Reaktionen. Wenn man eine Brausetablette ins Wasser gibt, findet eine Säure-Base-Reaktion statt. Auch beim Entfernen von Kalkrückständen mit Essig passieren solche Reaktionen. Säure-Base-Reaktionen spielen also in der Chemie und in der Natur eine wichtige Rolle. Auch an Umweltproblemen sind diese Reaktionen beteiligt. Dies ist besonders bei der Entstehung und den Auswirkungen des sauren Regens der Fall. Säuren und Basen haben unterschiedliche Stärken. Aus der Werbung ist Ihnen vielleicht bekannt, dass es Säuren gibt, mit denen man Kalkrückstände zwanzigmal schneller auflösen kann als mit Essig. Der Stärkegrad wird durch die Säurekonstante angegeben. Man kann mit ihrer Hilfe das Verhalten von Lösungen von Säuren und Basen vorhersagen. So wichtig Basen und Säuren sind, so gefährlich können sie sein. Sie wirken ätzend auf unsere Haut. Sie kennen das von der Ameisensäure in den Brennnesseln. Besonders gefährdet sind die Augen. Wenn man mit Säuren und Basen im Labor arbeitet, muss man deshalb immer eine Schutzbrille tragen! ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 3 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

4 Inhaltsverzeichnis Inhaltsverzeichnis Kapitel Inhalt Seite 1 Was sind Säuren und Basen? 7 2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola? 15 ph-wert und ph-messung 3 Wir lösen Kalkrückstände mit Essig auf: 23 Säure-Base-Reaktionen 4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig? 37 Gehaltsbestimmung von sauren und basischen Lösungen durch Titration 5 Puffer gibt es nicht nur bei der Eisenbahn: 49 Pufferlösungen 6 Warum ist der Regen sauer? 62 7 Kann man den ph-wert von Essig auch berechnen? 74 ph-berechnung von Lösungen schwacher Säuren und Basen ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 4 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

5 Arbeitsanleitung Arbeitsanleitung Chemieunterricht einmal ganz anders! Unser Chemieunterricht verläuft jetzt während einiger Wochen etwas anders. Sie bearbeiten dieses Leitprogramm selbständig. Sie fragen mich nur, wenn Sie wirklich nicht mehr weiterkommen. Wenn Sie ein Kapitel durchgearbeitet haben, kommen Sie zu einer kurzen Prüfung zu mir. Haben Sie diese bestanden, fahren Sie mit dem nächsten Kapitel weiter. Zum Bestehen des Kapiteltests müssen Sie mindestens 75% der möglichen Punkte erzielen. Nur Lesen wäre ja langweilig! Wenn im Text ein Bildchen erscheint, führen Sie die entsprechenden Anweisungen aus. Sie lösen eine Aufgabe. Sie kontrollieren selbst, ob Sie das soeben Gelernte auch verstanden haben. Die Lösungen zu den Aufgaben finden Sie im Lösungsordner auf dem Tisch im Schulzimmer. Auch moderne Ausbildungsmedien werden eingesetzt! Sie sehen sich zu zweit ein kurzes Video an und besprechen anschliessend gemeinsam den Inhalt. Manchmal steht das Wichtigste in einem Buch. Holen Sie das Buch und lesen Sie den entsprechenden Text. Die Bücher finden Sie auf dem Tisch im Schulzimmer. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 5 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

6 Arbeitsanleitung Sie arbeiten zu zweit im Labor. Finden Sie jemanden, der gleich weit ist wie Sie. Gehen Sie dann ins Labor. Führen Sie das entsprechende Experiment durch. Chemikerinnen und Chemiker arbeiten nie ohne Labormantel und Schutzbrille! Manchmal müssen Sie auch Handschuhe tragen. Auch dieses Bildchen heisst: Partnerarbeit. Sie gehen zum Computer und arbeiten mit dem angegebenen Programm. Sie sehen, für Abwechslung ist in diesem Leitprogramm gesorgt! Doch trotz der vielen Hilfsmittel geht's nicht ohne Köpfchen! Dieses Bildchen bezeichnet so genannte Merksätze. Dies sind Sätze, welche Sie sich unbedingt einprägen sollten. Sie entsprechen den springenden Punkten in ihrem Heft. Alles klar? Also los, beginnen Sie mit dem Kapitel 1! ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 6 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

7 1 Was sind Säuren und Basen? 1. Kapitel: Was sind Säuren und Basen? Übersicht Thema Das Thema dieses Leitprogramms heisst Säuren und Basen. Säuren und Basen begegnen uns häufig in unserem Alltag. In diesem Kapitel erfahren Sie, was chemisch geschieht, wenn eine Säure mit einer Base reagiert. Sie lernen einige Säuren und Basen kennen. Lektionsablauf Zuerst lesen Sie die Theorie. Zwischen den einzelnen Abschnitten sind kleinere Aufgaben gestellt, die Sie selbständig schriftlich lösen. Die Antworten notieren Sie auf der leeren Seite am Ende des Kapitels (S.14). Nachher bearbeiten Sie weitere Aufgaben im Abschnitt Lernkontrolle. Auch diese Antworten notieren Sie. Die Lösungen zu allen Aufgaben finden Sie im Lösungsordner. Gehen Sie aber erst hin, wenn Sie alle Aufgaben schriftlich gelöst haben. Bearbeiten Sie dieses Kapitel so lange, bis Sie sich sicher fühlen. Dann können Sie zum Lehrer gehen, der Sie kurz prüfen wird. Lernziele: 1. Sie wissen, was eine potenzielle Säure und was eine potenzielle Base ist. Sie können diese beiden zentralen Begriffe in einem Satz erklären. 2. Sie können in Worten und mit einer Reaktionsgleichung beschreiben, was bei der Reaktion einer potenziellen Säure oder einer potenziellem Base mit Wasser geschieht. 3. Sie kennen einige Säuren und Basen aus dem Alltag. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 7 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

8 1 Was sind Säuren und Basen? Was passiert, wenn man eine potenzielle Säure ins Wasser gibt? Potenzielle Säuren sind Verbindungen, die H + -Ionen abgeben können. Das bedeutet also: Ein Teilchen, welches H gebunden hat, ist eine potenzielle Säure 1. Betrachten wir beispielsweise ein Chlorwasserstoffmolekül. Es hat die Formel HCl. Ein Wasserstoff- und ein Chloratom sind miteinander verbunden: H Cl Wir können auch schreiben: H-Cl oder HCl Nun leiten wir Chlorwasserstoffgas (HCl) in reines Wasser ein. HCl ist gut in Wasser löslich. Es entsteht eine saure Lösung. Von Lösungen sprechen wir, wenn im Wasser andere Stoffe gelöst sind. Eine Lösung von HCl in Wasser nennen wir Salzsäure (Abkürzung: HCl aq ). Reines Wasser leitet den elektrischen Strom sehr schwach. Salzsäure hingegen leitet sehr gut. Eine Lösung leitet den Strom aber nur, wenn sie Ionen enthält. Salzsäure muss also Ionen enthalten. Ionen sind geladene Teilchen. Da weder HCl noch H 2 O Ionen sind, müssen die Ionen durch eine chemische Reaktion mit dem Wasser entstanden sein. Wie ist dies geschehen? Ein HCl- und ein H 2 O-Molekül stossen zusammen. Dabei wird ein H + -Ion vom HCl- Molekül auf das Wassermolekül übertragen. H Cl O Cl + H H + - H H O + H Chlorid-Ion Oxonium-Ion Das Elektron des Wasserstoff-Atoms bleibt beim Chlor zurück. Deshalb hat das Chlor nachher ein Elektron mehr. Es ist nun negativ geladen. Man nennt ein solches Teilchen Chlorid-Anion (Cl - ). 1 Falls Sie Schwierigkeiten mit dem Begriff potenzielle Säure haben, betrachten Sie diese Analogie: Brigitte ist eine Frau (das gehört zu ihrem Wesen). Das heisst aber nicht, dass sie Schwester ist (das wäre eine Funktion). Hat Sie ein Geschwister, kann sie auch als Schwester fungieren. Eine potenzielle Säure hat ein H gebunden (gehört zum Wesen). Das heisst aber nicht, dass sie dieses als H + unter allen Umständen abgibt (die Funktion reagiert als Säure ). Dazu braucht es einen geeigneten Reaktionspartner! ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 8 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

9 1 Was sind Säuren und Basen? Mit Lewis-Formeln schreiben wir die Reaktion so: H Cl + O H H Cl + H O H H + Das H + -Ion wird über eine nichtbindende Elektronenwolke des Sauerstoff-Atoms an das Wasser-Molekül gebunden. Üblicherweise schreiben Chemikerinnen und Chemiker die Reaktion zwischen HCl und Wasser einfacher auf. Diese Schreibweise nennen wir Reaktionsgleichung: HCl!(aq)!+!H 2 O!(l)!! #!"!Cl!!(aq)!+!H 3 O +!(aq) (Bemerkung: Die Abkürzungen in Klammern nach den chemischen Formeln geben den Zustand der Substanz an. Dabei bedeuten: (aq): aquatisiert, d.h. in Wasser gelöst; (l): flüssig (engl.: liquid); (s): fest (engl.: solid); (g): gasförmig (engl.: gaseous) ) Reagiert eine potenzielle Säure als Säure mit Wasser, passiert die oben gezeigte Reaktion. Es wird ein H + -Ion von der Säure auf das Wasser übertragen. Dabei entstehen H 3 O + -Ionen. Je mehr von diesen Ionen im Wasser sind, desto saurer ist die Lösung. Reagiert ein Teilchen als Säure mit Wasser, findet eine H + -Ionen-Übertragung statt. Ein Wassermolekül nimmt das H + -Ion auf. Dabei entstehen H 3 O + -Ionen. Aufgabe 1.1: Was geschieht beim Lösen von HBr in Wasser? Schreiben Sie dies zuerst in einem Satz mit Worten auf dem leeren Blatt am Ende des Kapitels auf. Dann notieren Sie die Reaktion mit den Lewis- Formeln. Am Schluss geben Sie die Reaktion so an, wie es Chemikerinnen und Chemiker üblicherweise tun: in einer Reaktionsgleichung. HBr reagiert wie HCl als Säure. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 9 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

10 1 Was sind Säuren und Basen? Säuren sind H + -Ionen-Spender. Potenzielle Säuren können H + -Ionen aber nur abgeben, wenn sie mit einer geeigneten potenziellen Base reagieren. Es findet dabei eine H + -Ionen-Übertragung statt. Diese Art von Reaktion nennt man eine Säure-Base-Reaktion. Lernen Sie die Namen der folgenden potenziellen Säuren mit den zugehörigen Formeln auswendig. Sie müssen Ihnen für das ganze Leitprogramm geläufig sein! Zeichnen Sie dazu die Lewisformeln der Säuren. Verwenden Sie dabei Ihr Wissen über mehratomige Ionen! Lewisformel: Chlorwasserstoff HCl Salzsäure HCl in Wasser gelöst, HCl (aq) Schwefelsäure H 2 SO 4 Salpetersäure HNO 3 Phosphorsäure H 3 PO 4 Kohlensäure H 2 CO 3 Essigsäure CH 3 COOH Ameisensäure HCOOH Faustregel: Nicht alle H-Atome dieser Teilchen können unter normalen Bedingungen als H + -Ionen an eine Base abgegeben werden. Sie müssen an ein O, S, F, Cl, Br oder I gebunden, d.h. möglichst stark positiv polarisiert sein. Beispiel: Bei der Essigsäure ist dies nur beim fettgedruckten H-Atom der Fall: CH 3 COOH. Die andern drei H-Atome sind an ein C-Atom gebunden. Wichtige Ausnahme von dieser Faustregel: NH 4 + kann ebenfalls als Säure wirken. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 10 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

11 1 Was sind Säuren und Basen? Was passiert, wenn wir eine potentielle Base ins Wasser geben? Betrachten wir Ammoniak. Diese Verbindung kommt z.b. in der Gülle vor. Ammoniak hat die Formel NH 3. Es sind drei Wasserstoffatome an ein Stickstoffatom gebunden: H H N H N H H H Leiten wir Ammoniak (NH 3 ) in reines Wasser ein. Ammoniak ist sehr gut löslich. Wir erhalten eine basische Lösung. Diese fühlt sich seifig an. Aber aufgepasst: basische Lösungen greifen die Haut sehr stark an. Besonders gefährdet sind die Augenschleimhäute! Auch eine Lösung von Ammoniak leitet elektrischen Strom. Es sind also Ionen vorhanden. Da weder NH 3 noch H 2 O Ionen sind, müssen diese bei der Reaktion entstanden sein. Was ist geschehen? Ein H 2 O und ein NH 3 -Molekül stossen zusammen. Dabei wird ein H + -Ion vom Wasser auf das Ammoniakmolekül übertragen: H O H H H N H - O H + H H N H H + Hydroxid-Ion Ammonium-Ion Das Elektron des Wasserstoff-Atoms bleibt beim Sauerstoff zurück. Aus dem Wasser entsteht ein OH - -Ion. Dieses nennt man Hydroxid-Ion. Das Ammoniak wird zu NH 4 +. Dieses heisst Ammonium-Ion. Alle Teilchen, die H + -Ionen aufnehmen können, nennen wir potenzielle Basen. Ein Teilchen ist dann potenzielle Base, wenn es mindestens ein nichtbindendes Elektronenpaar hat. NH 3 hat ein solches Elektronenpaar. Aufgabe 1.2: Schreiben Sie die Reaktion von Wasser mit Ammoniak zuerst in einem Satz mit Worten auf. Dann schreiben Sie die Reaktion mit den Lewis-Formeln. Zum Schluss notieren Sie sie mit einer Reaktionsgleichung, wie dies Chemikerinnen und Chemiker tun. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 11 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

12 1 Was sind Säuren und Basen? Basen sind H + -Ionen-Empfänger. Sie müssen nichtbindende Elektronenpaare haben. Wenn man eine Base ins Wasser gibt, entstehen OH - - Ionen. Lernen Sie die Namen der folgenden Basen mit den zugehörigen Formeln und zeichnen Sie ihre Lewisformeln: Ammoniak NH 3 Lewisformel: Hydroxid-Ion OH - (z.b. in Natriumhydroxid (NaOH) oder in Kaliumhydroxid (KOH)) Eine Lösung von NaOH in Wasser nennt man Natronlauge, eine solche von KOH Kalilauge. Achtung: Es gibt Verbindungen, die sowohl potenzielle Säure wie auch potenzielle Basen sind. Man nennt diese Ampholyte. Wasser z.b. ist ein solcher Stoff. Ampholyte sind Substanzen, die sowohl als Säure wie auch als Base wirken können. Somit tragen sie einerseits mindestens ein H-Atom, welches an ein O, S, F, Cl, Br oder I gebunden ist, und andererseits besitzen sie mindestens ein nichtbindendes Elektronenpaar. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 12 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

13 1 Was sind Säuren und Basen? Lernkontrolle Die folgenden Aufgaben dienen Ihrer eigenen Wissensüberprüfung. Sie sollen selbständig testen ob Sie dieses Kapitel begriffen haben. Haben Sie alle Aufgaben gelöst und fühlen Sie sich beim Neugelernten sicher, so können Sie sich beim Lehrer zum Kapiteltest melden. Haben Sie eine oder mehrere Aufgaben falsch gelöst, so lesen Sie den Theorieteil nochmals sorgfältig durch. Aufgabe 1.3: Was geschieht bei der Reaktion von HNO 3 mit Wasser? Geben Sie zuerst die Antwort in einem Satz. Dann schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf. Aufgabe 1.4: Reine Essigsäure ist eine Flüssigkeit. Sie leitet den elektrischen Strom nicht. Fügt man reines Wasser hinzu, so leitet das Gemisch den elektrischen Strom. a) Erklären Sie diese Beobachtung in zwei Sätzen. b) Essigsäure gibt nur das fettgedruckte H + -Ion ab (CH 3 COOH). Schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf. Aufgabe 1.5: a) Wie heisst die potenzielle Säure mit der Formel HNO 3? b) Schreiben Sie die Summen-Formeln von Ammoniak und von Schwefelsäure auf. Aufgabe 1.6: HCl-Gas löst sich in Hexan (C 6 H 14 ) als Molekül, ohne H + -Ionen abzuspalten. Wieso geht das HCl-Gas keine Reaktion mit Hexan ein? Antworten Sie in zwei Sätzen. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 13 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

14 1 Was sind Säuren und Basen? Meine Lösungen des 1. Kapitels: ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 14 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

15 2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola? 2. Kapitel: Ist Pepsi saurer als Coca Cola? ph-wert und ph-messung Thema Der ph-wert ist ein Mass für die Konzentration der H 3 O + -Ionen in einer wässrigen Lösung. Den Zusammenhang zwischen der Konzentration der H 3 O + -Ionen und dem ph-wert werden Sie in einem Experiment selbst herausfinden. Reines Wasser besteht aus mehr als einer Teilchensorte. Wasser reagiert mit sich selbst. Dabei entstehen zwei weitere Teilchen, die Sie bereits kennen. Es sind dies die H 3 O + - und die OH - -Ionen. Zwischen allen Teilchen im Wasser besteht ein Gleichgewicht, dessen Konstante Sie in diesem Kapitel kennen lernen werden. Sie heisst Ionenprodukt des Wassers. Lektionsablauf Sie finden auf der nächsten Seite eine kurze Theorie des Stoffes. Wenn Sie diese durchgearbeitet und die Experimente gemacht haben, lösen Sie die Kontrollaufgaben. Danach sind Sie bereit für den Kapiteltest. Lernziele 1. Sie wissen, dass Wasser nicht nur aus H 2 O-Molekülen besteht, sondern immer auch H 3 O + - und OH - -Ionen enthält. 2. Sie kennen die Säuregrad -Skala, die ph-skala. Sie können diese Skala in Beziehung zum sauren, beziehungsweise basischen Charakter einer Lösung setzen. 2. Sie kennen die Konstante K W, welche die Konzentrationen der H 3 O + - und OH - -Ionen miteinander verknüpft. 3. Sie wissen, dass der ph-wert ein Mass für die Konzentration der H 3 O + - Ionen einer wässrigen Lösung ist. Man spricht auch vom Säuregrad der Lösung. Sie kennen die Definition des ph. Sie verstehen, dass zwischen dem ph-wert und der Konzentration der H 3 O + -Ionen eine logarithmische Abhängigkeit besteht. 4. Sie können für eine bestimmte H 3 O + - oder OH - -Ionenkonzentration den ph-wert berechnen oder bei einem bekannten ph die Konzentrationen dieser Ionen in der Lösung angeben. 5. Sie kennen den Einfluss einer Verdünnung auf den ph-wert und wissen, was Sie beim Arbeiten mit Säuren und Basen beachten müssen. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 15 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

16 2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola? Theorie Wassermoleküle reagieren miteinander: H 2 O (l) + H 2 O (l) #!!" H 3 O + (aq) + OH! (aq) (2.1) Diese Reaktion läuft nicht vollständig ab, alle Partner sind in einem Gleichgewichtsgemisch vorhanden. Den Beweis dafür liefert die Messung der elektrischen Leitfähigkeit von reinstem Wasser. Dieses leitet auch nach vielfacher Destillation in Platingefässen den Strom immer noch, wenn auch sehr, sehr schwach. Es können keine Verunreinigungen für die verbleibende Leitfähigkeit verantwortlich gemacht werden. Daher müssen geladene Teilchen vorhanden sein. Wir können für die Reaktion (2.1) folgende Gleichgewichtskonstante K formulieren: K = c(h +! - 3O ) c(oh ) 2 c(h O) 2 (2.2) Im Wasser gibt es nur sehr wenig H 3 O + und OH - -Ionen. Die Anzahl Wassermoleküle und damit c(h 2 O) ist somit praktisch konstant. Aufgabe 2.1: Berechnen Sie die Konzentration der Wassermoleküle c(h 2 O) in reinem Wasser (d.h. Anzahl Wassermoleküle (in mol) in einem Liter Wasser). Wir multiplizieren die Gleichung (2.2) auf beiden Seiten mit c(h 2 O) 2 und führen eine neue Konstante ein: K c(h 2 O) 2 = c(h 3 O + ) c(oh - ) = K w (2.3) Wir fassen die beiden konstanten Grössen K und c(h 2 O) 2 zusammen zur neuen Konstanten K w. Diese kann man experimentell bestimmen. Bei 22 C erhält man: K w = (mol/l) 2 (2.4) Man nennt K w das Ionenprodukt des Wassers. Es gilt in jeder wässrigen Lösung, nicht nur in reinem Wasser. Mit Gleichung (2.3) ergibt sich: K w = c(h 3 O + ) c(oh - ) = (mol/l) 2 Dies ist das Ionenprodukt des Wassers. Es gilt in allen wässrigen Lösungen. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 16 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

17 2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola? Aufgabe 2.2: Berechnen Sie c(h 3 O + ) und c(oh - ) in reinem Wasser. Tipp: Bestimmen Sie zuerst das Verhältnis c(h 3 O + ) : c(oh - ) aus der Gleichung (2.1). Um die Konzentration der H 3 O + -Ionen in einer wässrigen Lösung anzugeben, verwendet man meist den ph-wert. Dieser Wert gibt uns somit den Säuregrad einer Lösung an. Der ph-wert beträgt zwischen Null und Vierzehn, wobei folgende Skala resultiert: ph-skala saure Lösung!!!!!!!!!!!! basische Lösung (alkalische Lösung) Der ph-wert ist wie folgt definiert: ph = log 10 [c(h 3 O + )] (2.5) umgekehrt gilt dann auch: reines Wasser oder neutrale Lösung c(h 3 O + ) = 10 ph (2.6) p steht für den negativen Zehnerlogarithmus ( log 10 ), H für c(h 3 O + ). Aufgabe 2.3: Welchen Konzentrationen von H 3 O + entspricht die ph-skala, die von 0 14 geht? Berechnen Sie diese für alle ganzen Zahlen. Sie können die Werte in obiger Skala eintragen. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 17 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

18 2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola? Wir können nun in wässrigen Lösungen bei bekanntem ph-wert auch die Konzentration der OH - -Ionen berechnen und umgekehrt. Dazu verwenden wir das Ionenprodukt des Wassers. Beispiel: ph = 2.0: c(h 3 O + ) = 10 ph = 10 2 mol/l c(h 3 O + ) c(oh - ) = (mol/l) 2 c(oh - ) = mol/l Achtung: Um den ph-wert einer basischen Lösung zu berechnen braucht man ebenfalls die Konzentration an H 3 O + -Ionen! Diese muss man jeweils aus der Konzentration der Basen-Teilchen (c(oh - )) mit Hilfe des Ionenprodukts des Wassers berechnen: Aufgabe 2.4: Berechnen Sie den ph-wert einer Natronlauge mit c(naoh aq ) = 0.01mol/L. Experimentelle ph-messungen ph-messung Die einfachste Messung erfolgt mit ph-indikatorpapier oder ph-indikatorstäbchen. Indikator bedeutet "Anzeiger". ph-indikatoren sind Farbstoffe, die je nach ph-wert eine andere Farbe haben. Durch Vergleich mit der Farbskala auf der Packung kann man den ph-wert bestimmen. Verwendet man ph-indikatorpapier, so trägt man mit einem Glasstab einige Tropfen der Flüssigkeit auf das Papier auf. Etwas aufwändiger ist die Messung mit dem elektrischen ph-messgerät (ph-meter), dafür erhält man genauere Werte. Die wichtigsten Punkte beim Umgang mit dem ph-meter: Das Gerät bleibt immer eingeschaltet. Die Messelektrode des ph-meters ist ein sehr empfindliches und teures Glasgerät. Behandeln Sie diese mit grosser Sorgfalt. Achten Sie insbesondere darauf, dass sie nie aufschlägt. Vor der ersten sowie zwischen allen Messungen muss die Elektrode immer mit entmineralisiertem Wasser abgespült und mit Haushaltpapier sorgfältig abgetupft werden. Vor dem Wechseln der Lösungen muss das ph-meter auf "stand by" gestellt werden, zum Messen wird "meas" gedrückt. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 18 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

19 2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola? Experiment 2.1: ph-werte einiger Lösungen Sicherheit: Salzsäure und Essigsäure wirken auf der Haut ätzend. Spritzer sofort mit Wasser und Seife, verschüttete Säure am Arbeitsplatz mit viel Wasser abwaschen. Vorsicht beim Umgang mit Natronlauge. Sie wirkt ätzend. Besonders empfindlich sind die Augenschleimhäute! Spritzer von Natronlauge sofort mit viel Wasser abwaschen. Schutzbrille tragen! Geräte: ph-meter mit Elektrode, Glasstab. Stoffe/Chemikalien: ph-universalindikatorpapier, verschiedene saure und basische (alkalische) Lösungen. Vorgehen: Die Lösungen stehen abgefüllt in Bechergläser (25 ml) bereit. Nehmen Sie eine Lösung und messen den ph-wert zuerst mit dem ph-papier und dann zum Vergleich mit dem ph-meter (lassen Sie sich das ph-meter erklären). Notieren Sie die Werte in die untenstehende Tabelle. Messen Sie so die ph-werte der anderen Lösungen. Spülen Sie die Elektrode zwischen den einzelnen Messungen immer sorgfältig mit entmineralisiertem Wasser (Spritzflasche). Tupfen Sie sie dann mit Hauhaltpapier sorgfältig ab. Lösung ph-wert (Indikatorpapier) ph-wert (ph-meter) c(h 3 O + ) Art der Lösung (sauer, neutral, alkalisch) ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 19 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

20 2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola? Im folgenden Versuch verdünnen Sie eine saure oder eine basische Lösung mehr und mehr und beobachten dabei das Verhalten des ph-wertes. Experiment 2.2: Verdünnung und ph-wert Sicherheit: Salzsäure wirkt auf der Haut ätzend. Spritzer sofort mit Wasser und Seife, verschüttete Säure am Arbeitsplatz mit viel Wasser abwaschen. Besondere Vorsicht beim Umgang mit Natronlauge. Sie wirkt ätzend. Besonders empfindlich sind die Augenschleimhäute! Spritzer am Arbeitsplatz sofort mit viel Wasser abwaschen. Schutzbrille tragen. Geräte: ph-meter mit Elektrode, 3 kleine Bechergläser (25 ml), 2 Messkolben (100 ml), 2 Vollpipetten (10 ml), Saugball, wasserunlöslicher Filzschreiber. Stoffe/Chemikalien: Salzsäure (c(hcl aq ) = 0.1 mol/l) oder Natronlauge (c(naoh aq) = 0.1 mol/l). Vorgehen: Messen Sie die ph-werte folgender drei Lösungen (Herstellung siehe unten), d.h. entweder jene drei Werte für die Verdünnung von Salzsäure oder jene drei Werte für die Verdünnung von Natronlauge! c(hcl aq) (mol/l) ph-wert ( ) c(naoh aq ) (mol/l) ph-wert ( ) Vorgehen: Pipettieren Sie 10.0 ml Salzsäure (c(hcl aq ) = 0.1 mol/l) bzw ml Natronlauge (c(naoh aq ) = 0.1 mol/l) in einen 100 ml-messkolben. Füllen Sie diesen mit entmineralisiertem Wasser bis zur Marke auf. Drehen Sie den mit einem Stopfen geschlossenen Kolben zur Durchmischung zweimal auf den Kopf. Schreiben Sie die neue Konzentration der Lösung auf den Kolben. Von dieser Lösung pipettieren Sie 10.0 ml in einen zweiten 100 ml-messkolben und verfahren analog wie bei der ersten Verdünnung. Wenn Sie alle Lösungen hergestellt haben, messen Sie die ph-werte. Dazu füllen Sie ein 25 ml-becherglas etwa zu 2/3 mit der Lösung und messen den ph-wert. Spülen Sie die Elektrode zwischen den einzelnen Messungen immer gut mit entmineralisiertem Wasser (Spritzflasche) und tupfen Sie sie mit Hauhaltpapier sorgfältig ab. Entsorgung: Verdünnte Salzsäure und Natronlauge können in den Ausguss gegeben werden. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 20 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

21 2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola? Lernkontrolle Testen Sie sich selbst! Aufgabe 2.5: Der Umgang mit Säuren und Basen ist gefährlich. Nennen Sie zwei Vorsichtsmassnahmen, die Sie unbedingt beachten müssen. Aufgabe 2.6: Skizzieren Sie die ph-skala. Zeichnen Sie den sauren, neutralen und basischen Bereich ein. Aufgabe 2.7: Welchen ph-wert hat eine Salzsäure, wenn c(hcl aq ) = 0.1 mol/l beträgt? (Chlorwasserstoff reagiert vollständig mit Wasser.) Aufgabe 2.8: Welchen ph-wert hat eine Natronlauge, wenn c(naoh aq ) = 0.05 mol/l ist? Aufgabe 2.9: Berechnen Sie die theoretischen ph-werte aller Lösungen von Experiment 2.2. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 21 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

22 2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola? Meine Lösungen des 2. Kapitels: ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 22 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

23 3 Säure-Base-Reaktionen 3. Kapitel: Wir lösen Kalkrückstände mit Essig auf: Säure / Base-Reaktionen Thema Es gibt unterschiedlich starke Säuren und Basen. Man kann diese untereinander vergleichen und ihrer Stärke nach ordnen. Auf diese Weise erhält man die Säure / Base-Reihe. Diese hilft uns bei der Entscheidung, welche Säure mit welcher Base reagieren kann. Wir können ablesen, welche Stoffe wir bei einer Säure / Base- Reaktion erhalten. Lektionsablauf Zuerst bearbeiten Sie die Theorie. Dann führen Sie drei Experimente durch. Sie lösen Kalk auf und stellen ein Brausepulver her. Nachdem Sie die Aufgaben im Abschnitt Lernkontrolle gelöst haben können Sie sich zum Kapiteltest melden. Eine Säure / Base-Reihe steht Ihnen für den Kapiteltest zur Verfügung (allerdings ohne die Namen der Säuren bzw. Basen!). Lernziele 1. Sie wissen, was man unter dem Begriff "Säure / Base-Paar" versteht. 2. Sie können herausfinden, wer von mehreren möglichen Reaktionspartnern tatsächlich reagiert und welche Endstoffe wir erhalten. 3. Sie wissen, wie man Kalkrückstände auflösen kann. Sie können erklären, warum eine Brausetablette "braust". 4. Sie können für eine beliebige Säure / Base-Reaktion abschätzen, ob diese Reaktion zu über 90% abläuft oder nicht. Sie geben die Lage des Gleichgewichtes an. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 23 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

24 3 Säure-Base-Reaktionen Theorie Säure / Base-Paare Aus einer potenziellen Säure HA entsteht durch Abgabe eines H + -Ions stets eine potenzielle Base. Man bezeichnet sie als die korrespondierende Base von HA. HA Säure Abgabe von H +!Ion!!!!!!!!! " #!!!!!!!!! A! + H + (3.1) Base Dieselbe Überlegung lässt sich auch für eine Base machen: Aus einer potenziellen Base B entsteht durch Aufnahme eines H + -Ions eine potenzielle Säure. HB + nennt man die korrespondierende Säure von B. B + H + Base Aufnahme von H +! Ion!!!!!!!!!! " #!!!!!!!!!! HB + Säure (3.2) Eine potenzielle Säure und ihre korrespondierende Base bilden zusammen ein "Säure / Base-Paar". Aufgabe 3.1 Welches ist die Base zu HClO 4? Von H 3 O +? Welches ist die Säure von OH -? Nennen Sie die entsprechenden Säure / Base-Paare. Jede Säure / Base-Reaktion zweier Säure / Base-Paare (z. B. Paar 1 und 2) kann man somit folgendermassen aufschreiben: HA + B Übertragung von H +!Ion #!!!!!!!!!! "! A!!+!HB + (3.3) Säure 1 Base 2 Base 1 Säure 2 HA und A - bilden Säure / Base-Paar 1, HB + und B Paar 2. Aufgabe 3.2: Wir betrachten folgende Reaktion: HClO 4 (aq)!+ NH 3 (aq)!! #!" ClO! 4!(aq)!+!NH + 4!(aq) Welches ist auf der Eduktseite die Säure bzw. die Base, welches ist auf der Produktseite die Säure bzw. die Base? Schreiben Sie die beiden Säure / Base-Paare auf und bezeichnen Sie alle Teilchen wie in Gleichung (3.3). ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 24 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

25 3 Säure-Base-Reaktionen Die Säure / Base-Reihe Eine starke potenzielle Säure gibt ein H + -Ion sehr leicht ab. Schwache potenzielle Säuren hingegen lassen ihre H + -Ionen nicht so leicht gehen. Je leichter eine potenzielle Säure ein H + -Ion abgibt umso schwerer nimmt demzufolge ihre Base das H + -Ion wieder auf. Mit andern Worten: Je stärker eine potenzielle Säure ist, umso schwächer ist ihre Base. Oder "menschlich" formuliert: Wenn eine starke potenzielle Säure ihr "ungeliebtes" H + -Ion mit Erfolg abgegeben hat, so ist das entstandene Teilchen natürlich gar nicht darauf erpicht, das H + -Ion wieder zu kriegen. Je stärker eine potenzielle Säure, desto schwächer ist ihre Base. Dasselbe lässt sich auch für eine Base formulieren: Je leichter eine potenzielle Base ein H + -Ion aufnimmt (je "stärker" die potenzielle Base ist), umso schwerer gibt ihre Säure das H + -Ion wieder ab. Je stärker eine potenzielle Base, desto schwächer ist ihre Säure. Man kann die potenziellen Säuren nach ihrer Stärke ordnen. Die entsprechende Tabelle heisst "Säure / Base-Reihe". Sie finden Sie auf der nächsten Seite. Chlorwasserstoff (HCl) ist eine starke potenzielle Säure. Sie finden diese Säure oben in der Säure / Base-Reihe. Wasser (H 2 O) dagegen ist eine sehr schwache potenzielle Säure. H 2 O steht fast zu unterst in der Säure / Base Reihe. Den pk S -Wert in der letzten Spalte brauchen wir in diesem Kapitel noch nicht. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 25 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

26 3 Säure-Base-Reaktionen Eine kleine Säure / Base-Reihe: potenzielle Säure potenzielle Base pk S Perchlorsäure HClO 4 ClO 4 - Perchlorat-Ion 9 Chlorwasserstoff HCl Cl - Chlorid-Ion 6 Schwefelsäure H 2 SO 4 HSO 4 - Hydrogensulfat-Ion 3 Oxonium-Ion H 3 O + H 2 O Wasser 1.74 Salpetersäure HNO 3 NO 3 - Nitrat-Ion 1.32 zunehmende Säurestärke Hydrogensulfat-Ion HSO 4 - SO 4 2- Phosphorsäure H 3 PO 4 H 2 PO 4 - Sulfat-Ion 1.92 Dihydrogenphosphat-Ion 1.96 Ameisensäure HCOOH HCOO - Formiat-Ion 3.70 Essigsäure CH 3 COOH CH 3 COO - Acetat-Ion 4.76 Kohlensäure H 2 CO 3 - HCO 3 Hydrogencarbonat-Ion 6.46 Schwefelwasserstoff H 2 S HS - Hydrogensulfid-Ion 7.06 Dihydrogenphosphat-Ion - H 2 PO 4 Ammonium-Ion + NH 4 HPO 4 2- Hydrogenphosphat-Ion 7.21 NH 3 Ammoniak 9.21 zunehmende Basenstärke Hydrogencarbonat-Ion HCO 3 - Hydrogenphosphat-Ion HPO 4 2- CO 3 2- PO 4 3- Carbonat-Ion Phosphat-Ion Hydrogensulfid-Ion HS - S 2- Sulfid-Ion Wasser H 2 O OH - Hydroxid-Ion Hydroxid-Ion OH - O 2- Oxid-Ion 24 Abgabe von H + -Ion Aufnahme von H + -Ion Aufgabe 3.3: Welches ist die schwächste potenzielle Base in dieser Säure / Base-Reihe, welches die stärkste? Wie wenden wir die Säure / Base Reihe an? Eine Säure und eine Base reagieren nur dann zu über 90% miteinander, wenn die Säure in der Säure / Base Reihe weiter oben liegt als die Base auf der rechten Seite. Dies bedeutet, dass das Gleichgewicht der Reaktion auf der rechten Seite liegt. Mit den Reaktionspfeilen können wir dies mit folgendem Pfeilpaar darstellen:! "!#! ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 26 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

27 3 Säure-Base-Reaktionen Betrachten wir die schon mehrmals behandelte Reaktion von HCl mit H 2 O. Suchen wir die beiden Stoffe in der Säure / Base-Reihe: HCl H 2 O HCl liegt weiter oben als H 2 O. Die Reaktion erfolgt also fast vollständig (bzw. zu über 90%), das Gleichgewicht liegt rechts. Welche Stoffe werden bei der Reaktion gebildet? Wir wissen es aus dem 1. Kapitel: Cl - und H 3 O +. Dies können wir aber direkt aus der Säure / Base-Reihe ablesen: Aus HCl wird Cl -, aus H 2 O erhalten wir H 3 O +. HCl Cl - H 3 O+ H 2 O Die Reaktionsgleichung lautet also: HCl (aq)!+ H 2 O (aq)!!!#! " Cl!!(aq)!+!H 3 O +!(aq) Eine Säure und eine Base reagieren zu über 90 % miteinander, wenn sie in der Säure / Base-Reihe in einer S-Stellung angeordnet sind. Das Gleichgewicht der Reaktion liegt in diesem Fall auf der rechten Seite. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 27 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

28 3 Säure-Base-Reaktionen Das Vorgehen bei der Verwendung der Säure / Base-Reihe: Sie suchen die potenzielle Säure in der linken Spalte, die potenzielle Base in der rechten Spalte der Säure / Base-Reihe. Wenn die Säure links weiter oben steht als die Base auf der rechten Seite, so läuft die Reaktion zu über 90% ab. Das generelle Gleichgewicht liegt auf der rechten Seite. Wir bezeichnen dies mit folgendem Pfeilpaar:!!#! " Steht die potenzielle Säure unterhalb der potenziellen Base, läuft die Reaktion nur in geringem Umfang ab. Das generelle Gleichgewicht liegt auf der linken Seite. Wir schreiben: #!"! Die bei der Reaktion gebildeten Stoffe stehen rechts neben der potenziellen Säure und links neben der potenziellen Base. Jetzt können Sie die Reaktionsgleichung aufschreiben. Aufgabe 3.4: Chlorwasserstoff (HCl) und Ammoniak (NH 3 ) sind bei Raumtemperatur gasförmig. Erwarten Sie, dass diese beiden Stoffe in nennenswertem Umfang, d.h. zu über 90% miteinander reagieren? Ist dies der Fall, so schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf. Aufgabe 3.5: In einem Becherglas wird Natriumhydroxid (NaOH) in Wasser gelöst. Zu dieser Lösung gibt man Salpetersäure (HNO 3 ). Welche Säure / Base-Reaktion findet statt? Wo liegt das generelle Gleichgewicht der Reaktion und was ergibt sich somit als Produkt? Ganz so einfach ist die Sache aber nicht immer! Gewisse potenzielle Säuren können mehrere H + -Ionen abgeben. Dazu gehört z.b. die Schwefelsäure (H 2 SO 4 ). Allerdings muss die Base stark genug sein, wenn Sie beide H + -Ionen aufnehmen soll. Sie können dies mit Hilfe der Säure / Base-Reihe herausfinden. Beispiel: Betrachten wir die Reaktion von Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) mit Ammoniak (NH 3 ). In einem ersten Schritt gibt die Schwefelsäure ein H + -Ion ab: H 2 SO 4 (aq)!+ NH 3 (aq)!!!#! " HSO! 4!(aq)!+!NH + 4!(aq) Nun müssen Sie untersuchen, ob das gebildete Hydrogensulfat-Ion (HSO 4 - ) mit einem weiteren, zweiten NH 3 -Molekül erneut ausgiebig reagieren kann (S-Stellung!). - Das Hydrogensulfat-Ion (HSO 4 ) ist eine potenzielle Base. Sie finden es in der Säure / Base-Reihe auf der rechten Seite bei den potenziellen Basen. Es kann aber auch als Säure wirken. Deshalb findet man das Hydrogensulfat-Ion auch auf der - linken Seite bei den potenziellen Säuren (HSO 4 ist also ein weiteres Beispiel für einen Ampholyten!). ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 28 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

29 3 Säure-Base-Reaktionen Da HSO 4 - als Säure in der Säure / Base-Reihe weiter oben steht als NH4 + (also die stärkere potenzielle Säure ist als NH 4 +, bzw. mit NH 3 in S-Stellung steht), kann es mit NH 3 erneut reagieren: HSO! 4!(aq)!+ NH 3 (aq)!!!#! "!SO 2!!(aq) +!NH + 4 4!(aq) Insgesamt findet also folgende Reaktion statt: H 2 SO 4 (aq)!+!2!nh 3 (aq)!!!#! " SO 2! 4!(aq)!+!2!NH + 4!(aq) Somit braucht es zur vollständigen Reaktion aller potentiellen Säuren die doppelte Anzahl an Ammoniak-Molekülen! Aufgabe 3.6: Schreiben Sie die Gleichung der vollständigen Reaktion von Phosphorsäure (H 3 PO 4 ) mit Natronlauge auf. Es gibt auch Basen, die mehrere H + -Ionen aufnehmen können. Als Beispiel nehmen wir das Carbonat-Ion (CO 3 2- ). Dieses ist im Kalk (CaCO3 ) enthalten. Betrachten wir die Reaktion von Kalk mit Salzsäure. Dies ist eine Lösung von HCl in Wasser. Sie enthält praktisch nur H 3 O + - und Cl - -Ionen, da HCl fast vollständig mit Wasser reagiert (Überprüfen Sie diesen Umstand anhand der Säure / Base-Reihe!). Kalk enthält Ca 2+ und CO Ionen. In einem ersten Schritt gibt das Oxonium-Ion ein H + -Ion ab (Ca 2+ und Cl - sind Zuschauer ): H 3 O +!+!Cl!!+!Ca 2+!+!CO 2! 3!!!#! "!H 2 O!+!Cl!!+!Ca 2+!+!HCO! 3 (alles aq) HCO 3 - als potenzielle Base kann gemäss Säure / Base-Reihe mit einem weiteren H 3 O + (wobei Cl - wiederum als Begleit-Ion agiert) reagieren: H 3 O +!(aq)!+!cl!!(aq)!+!hco! 3!(aq)!!#! "!H 2 O!(l)!+!Cl!!(aq)!+!H 2 CO 3!(aq) Insgesamt findet also folgende Reaktion statt: 2!H 3 O +!+!2!Cl!!+!Ca 2+!+!CO 2! 3!!!#! "!Ca 2+!+!2!Cl!!+!H 2 CO 3!+!2!H 2 O (alles aq) Die dabei entstehende Kohlensäure (H 2 CO 3 ) ist instabil und zerfällt zu H 2 O und CO 2. Man stellt bei dieser Reaktion ein "Brausen" fest. Dabei handelt es sich um das freiwerdende Kohlendioxid (CO 2 ): H 2 CO 3!(aq)!! "!!CO 2!(g)!+!H 2 O!(l) (CO 2 -Gas entweicht zischend) Zur Rolle der Zuschauer in chemischen Reaktionen In Reaktionsgemischen finden sich oft Teilchen, die nicht an der Reaktion teilnehmen ( Zuschauer, siehe z.b. Cl - beim Auflösen von Kalk mit Salzsäure). Diese Teilchen können z.b. unreaktive Gegenionen (Cl - ) reagierender Ionen (H 3 O + ) sein. Da sie nicht an der Reaktion teilnehmen, müssen sie in der Reaktionsgleichung nicht aufgeführt werden, man darf sie aber aufführen für ein besseres Verständnis oder der Vollständigkeit halber (Salzformel!). ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 29 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

30 3 Säure-Base-Reaktionen Experimenteller Teil Experiment 3.1: Auflösen von Kalk mit Säuren Sicherheit: Tragen Sie eine Schutzbrille! Salzsäure und Essigsäure wirken auf der Haut ätzend. Spritzer sofort mit Wasser und Seife, verschüttete Säure am Arbeitsplatz mit viel Wasser abwaschen. Geräte: 3 Bechergläser (150 ml), 1 Spatel, 3 Messzylinder (10 ml) Chemikalien: Salzsäure (c(hcl (aq) ) = 1.0 mol/l), Essigsäure (c(ch 3 COOH) = 1.0 mol/l), Calciumcarbonat ("Kalk ) Vorgehen: Geben Sie in drei Bechergläser je eine Spatelspitze Calciumcarbonat. Ins erste geben Sie 10 ml Salzsäure (c(hcl (aq) ) = 1.0 mol/l), ins zweite 10 ml Essigsäure (c(ch 3 COOH) = 1.0 mol/l), ins dritte 10 ml entmineralisiertes Wasser. Auswertung: Notieren Sie Ihre Beobachtungen. Geben Sie zu jeder Reaktion eine Erklärung in einem bis zwei Sätzen. Entsorgung: Die Lösungen können in den Ausguss gegeben werden. Aufgabe 3.7: Schreiben Sie mit Hilfe der Säure / Base-Reihe die Reaktionsgleichung der Reaktion von Essigsäure mit Kalk auf. Kalk ist Calciumcarbonat. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 30 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

31 Experiment 3.2: Herstellung von Brausepulver (im Schulzimmer) 3 Säure-Base-Reaktionen Sicherheit: In diesem Versuch dürfen keine "Chemiegeräte" und nur besonders für diesen Versuch gekennzeichnete Chemikalien verwendet werden! Der Versuch darf nur an einem Ort durchgeführt werden, wo gleichzeitig keine andern Experimente ablaufen. Geräte: Trinkglas (oder Polystyrolbecher), Kaffeelöffel. Chemikalien: Saccharose ("Zucker"), Ascorbinsäure ("Vitamin C"), Natriumhydrogencarbonat, Citronen- oder Weinsäure. Vorgehen: In einem Trinkglas mischt man: 1 Teelöffel (TL) Saccharose 1/2 TL Ascorbinsäure 1/2 TL Natriumhydrogencarbonat ("Bicarbonat") (besteht aus Na + - und HCO 3 - -Ionen) 1 TL Citronen- oder Weinsäure Dann füllt man das Glas mit Leitungswasser. Selbstverständlich darf und soll die Lösung degustiert werden! Aufgabe 3.8: Vervollständigen Sie die untenstehende Reaktionsgleichung! Wir betrachten Citronen- oder Weinsäure als RCOOH mit der zugehörigen Base RCOO - ( R steht für Rest ). Sie stehen in der Säure / Base-Reihe etwas oberhalb von HCOOH. Erklären Sie das "Brausen. RCOOH!(aq)!+!Na +!(aq)!+!hco! 3!(aq)!!!#! "!... Experiment 3.3: Auflösen von Kalk (zu Hause) Geräte: Verkalktes Gefäss (oder Gegenstand wie z.b. Brause einer Dusche) Stoffe: Essig, ev. Essig zu Reinigungszwecken (dieser hat eine höhere Konzentration an Essigsäure) Vorgehen: Bedecken Sie die Kalkschicht ca. 1 cm hoch mit Essig. Lassen Sie diesen etwa eine halbe Stunde einwirken. Dann waschen Sie das Gefäss. Eventuell muss der Vorgang wiederholt werden. Stark verkalkte Gefässe erfordern mehr Essig. Es ist dann auch zu empfehlen, diesen über Nacht einwirken zu lassen. Auswertung: Welche Reaktion läuft ab? Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. Entsorgung: Giessen Sie den Inhalt des Gefässes nach dem Auflösen des Kalkes in den Ausguss. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 31 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

32 3 Säure-Base-Reaktionen Aufgabe 3.9: Eine potenzielle Säure vermag Kalk aufzulösen, wenn die Reaktion mit dem Carbonat-Ion (CO 3 2- ) fast vollständig verläuft. a) Nennen Sie vier potenzielle Säuren, die in der Lage sind, Kalk aufzulösen. b) Schreiben Sie für einen Fall die Reaktionsgleichung auf. Es darf nicht Salzsäure oder Essigsäure sein. Säure / Base-Gleichgewichte Säure / Base-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen. Diesen Sachverhalt haben wir bisher vernachlässigt. Wir betrachten nochmals eine Säure / Base-Reaktion in allgemeiner Form: HA + B Übertragung von H +! Ion #!!!!!!!!!! "! A!!+!HB + Säure 1 Base 2 Base 1 Säure 2 In diesem Gleichgewicht konkurrieren die beiden Basen B und A - um das H + -Ion. Ist B die stärkere potenzielle Base als A -, so werden die H + -Ionen vor allem von der Base B gebunden, wodurch bevorzugt A - und HB + gebildet werden. Das generelle Gleichgewicht liegt dann rechts: HA!!+!! B!!!!#! "!!A!!!!+!!!HB + Ist A - die stärkere potenzielle Base als B, so werden die H + -Ionen vor allem von A - gebunden, wodurch bevorzugt HA und B gebildet werden. Das generelle Gleichgewicht liegt dann links: HA!!+!! B!! #!"!!!A!!!!+!!!HB + Um für eine beliebige Säure / Base-Reaktion abschätzen zu können, wo das generelle Gleichgewicht liegt, gilt es also herauszufinden, welche potenzielle Base die stärkere ist! ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 32 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

33 3 Säure-Base-Reaktionen Beispiel: Wir lassen Salpetersäure (HNO 3 ) mit Ammoniak (NH 3 ) reagieren: HNO 3 (aq)!+!nh 3!(aq)!! #!"!!NO! 3!(aq)!!+!!!NH + 4!(aq) Säure 1 Base 2 Base 1 Säure 2 Frage: Ist NH 3 oder NO 3 - die stärkere potenzielle Base? Man schaut auf der rechten Seite (der "Basenseite") der Säure / Base-Reihe nach. NH 3 liegt weiter unten als NO 3 -. Somit ist NH 3 die stärkere potenzielle Base. NH 3 wird die H + -Ionen binden, wodurch bevorzugt NO 3 - und NH4 + entstehen. Das generelle Gleichgewicht liegt also rechts:!!#! " Aufgabe 3.10: Wo liegt das generelle Gleichgewicht der folgenden Reaktion? HNO 3 (aq)!+!h 2 O!(aq)!! #!"!! + Säure 1 Base 2 Base 1 Säure 2 Statt der potenziellen Basen kann man auch die potenziellen Säuren miteinander vergleichen. Beispiel: CH 3 COOH (aq)!+!nh 3!(aq)!! #!"!!CH 3 COO!!(aq)!!+!!!NH + 4!(aq) Säure 1 Base 2 Base 1 Säure 2 Frage: Ist CH 3 COOH oder NH 4 + die stärkere potenzielle Säure? Man schaut auf der linken Seite (der "Säureseite") der Säure / Base-Reihe nach. CH 3 COOH liegt weiter oben als NH 4 + und ist somit die stärkere Säure. Also wird vor allem die Essigsäure (CH 3 COOH) H + -Ionen abgeben, wodurch bevorzugt CH 3 COO - und NH 4 + entstehen. Das generelle Gleichgewicht somit liegt rechts, auf der Seite der Produkte:!!#! " Aufgabe 3.11: Wo liegt das generelle Gleichgewicht der folgenden Reaktion? H 2 O!(l)!+!CH 3 COOH (aq)!! #!"!!!!!!!!!!!!!!!+!!! Base 1 Säure 2 Vergleichen Sie dazu die Stärken der potenziellen Säuren, um Ihre Entscheidung zu treffen. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 33 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

34 3 Säure-Base-Reaktionen Allgemein gilt: Das generelle Gleichgewicht einer Säure-Base- Reaktion liegt so, dass aus der stärkeren potenziellen Säure und der stärkeren potenziellen Base die schwächere Säure und die schwächere Base entstehen. Verbinden Sie die Ausgangsstoffe (Säure mit der Base) der Reaktion in der Säure / Base-Reihe mit einem Pfeil. Nun können Sie die Lage des genrellen Gleichgewichts aus der Neigung des Pfeils ablesen: Pfeil- Gleichgewichts- Gleichgewichts- Pfeile in der neigung konstante lage Reaktionsgleichung K > 1 rechts!!#! " K 1 Mitte #!!" K < 1 links #!"! Aufgabe 3.12: Vervollständigen Sie die Reaktionsgleichungen! Was wirkt als Säure, was als Base? Wo liegt das generelle Gleichgewicht? Geben Sie an, ob K grösser oder kleiner als 1 ist. a) NH 3!(aq)!+!HCl (aq) b) H 2 CO 3!(aq)!+!H 2 O (l) c) NH 3!(aq)!+!H 2 O (l) ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 34 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

35 3 Säure-Base-Reaktionen Lernkontrolle Versuchen Sie, diese Aufgaben selbständig zu lösen! So können Sie festzustellen, wie viel Sie schon gelernt haben. Falls es nicht so gut geklappt hat, wissen Sie, was Sie nochmals anschauen sollten! Geben Sie bei allen Reaktionen die Lage des generelle Gleichgewichtes mit den entsprechenden Pfeilen an! Wenn Sie die Aufgaben selbständig lösen können, haben Sie die Grundlage für das nächste Kapitel gelegt. Melden Sie sich zum Kapiteltest! Wenn Sie etwas nicht verstehen, nehmen Sie sich unbedingt Zeit, um den betreffenden Stoff zu repetieren! Aufgabe 3.13: a) Eine wässrige Ammoniumnitrat-Lösung und eine wässrige Kaliumhydroxid-Lösung werden zusammengegossen. Welche Reaktion findet statt? Wie ist die generelle Gleichgewichtslage? b) Eine wässrige Kaliumhydrogenphosphat-Lösung und eine wässrige Magnesiumhydrogencarbonat-Lösung werden zusammengegossen. Welche Reaktion findet statt? Wie ist die generelle Gleichgewichtslage? Aufgabe 3.14: Was müsste man zugeben, um aus Ammoniumchlorid Ammoniak zu gewinnen? Wie lautet die Reaktionsgleichung? Wo liegt das generelle Gleichgewicht? Schätzen Sie K! Aufgabe 3.15: Vervollständigen Sie folgenden Reaktionsgleichungen! Beschriften Sie diese mit den Begriffen Säure 1, Säure 2, Base 1 und Base 2! Wo liegt das generelle Gleichgewicht? Schätzen Sie K! a) HCl!(aq)!+!HSO 4! (aq) b) H 2 S!(aq)!+!H 2 O (l) ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 35 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

36 3 Säure-Base-Reaktionen Meine Lösungen des 3. Kapitels: ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 36 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

37 4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig? 4. Kapitel: Wie viel Essigsäure hat es im Essig? Gehaltsbestimmung von sauren und basischen Lösungen durch Titration Thema In diesem Kapitel lernen Sie, wie man die Konzentration einer Säure oder einer Base bestimmt, die in einer Lösung vorhanden ist. Dies kann z.b. die Essigsäure im Speiseessig sein oder der gelöste Kalk im Leitungswasser. Die Methode funktioniert bei einer Säure so: Man nimmt eine bestimmten Menge der Lösung mit der unbekannten Konzentration. Nun gibt man genau soviel einer bekannten Baselösung zu, bis alle Säure verbraucht ist. Dieses Vorgehen nennt man "Titration". Das Wort stammt aus dem Griechischen. "Titer" bedeutet "Gehalt". Lektionsablauf Zuerst bearbeiten Sie die Theorie des Stoffes und lösen dabei einige Aufgaben. Nach einem einführenden Experiment gehen Sie zum Computer und führen Simulationen von Titrations-Experimenten durch. Wenn Sie diese beherrschen, bestimmen Sie im Labor selber die unbekannten Konzentrationen einiger Säuren und Basen. Am Schluss bearbeiten Sie den Abschnitt Lernkontrolle, wo Sie Ihr Wissen testen können. Die Lösungen von allen Aufgaben finden Sie im Lösungsordner im Schulzimmer. Lernziele 1. Sie haben die Methode der Titration so gut verstanden, dass Sie Kolleginnen oder Kollegen, die nichts darüber wissen, das Prinzip erklären können. 2. Sie haben die alt bekannten Zusammenhänge zwischen gelösten Mengen einer Substanz und der Konzentration der Lösung wieder präsent und können diese problemlos mit der molaren Masse umrechnen. 3. Sie können die Menge einer Säure oder einer Base in einer Lösung bestimmen und Ihre Ergebnisse korrekt auswerten. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 37 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

38 4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig? Theorie zur Methode der Titration Lässt man verdünnte Salzsäure mit verdünnter Natronlauge reagieren, so findet eine Neutralisation statt. Verdünnte Salzsäure enthält H 3 O + - und Cl - -Ionen, verdünnte Natronlauge Na + - und OH - -Ionen. Bei der Reaktion reagieren H 3 O + - und OH - -Ionen miteinander zu Wasser. Na + und Cl - -Ionen sind Zuschauer : H 3 O +!+!Cl!!+!Na +!+!OH!!!#! "!!2!H 2 O!!!+!!!Na +!+!Cl! (alles!aq) Salzsäure+ Natronlauge Kochsalzlösung Lässt man Salzsäure und Natronlauge im richtigen Verhältnis miteinander reagieren, so erhält man eine neutrale Kochsalzlösung. Neutralisieren wir z.b. 1 mol H 3 O + -Ionen, so benötigen wir dafür 1 mol OH - -Ionen. Normalerweise arbeiten wir mit wässrigen Lösungen. Man gibt die Konzentration der darin gelösten Stoffe an. Enthält ein Liter Lösung 1 mol NaOH, so schreiben wir c(naoh) = 1 mol/l. Eine Lösung von 1 mol NaOH enthält 1 mol Na + -Ionen und 1 mol OH - -Ionen. Aufgabe 4.1: Wie viele Gramm des gelösten Stoffes enthält ein Liter Lösung, wenn die Flaschen folgende Aufschriften tragen: a) c(naoh aq ) = 1.0 mol/l b) c(hcl aq) = 1.0 mol/l c) c(h 2 SO 4 aq ) = 1.0 mol/l Nimmt man ein bestimmtes Volumen einer solchen Lösung, so kann man die darin enthaltene Stoffmenge (in mol) berechnen, indem man Volumen und Konzentration miteinander multipliziert: Stoffmenge (mol) = Volumen (L). Konzentration (mol/l) oder n =!c!!v Aufgabe 4.2: Wieviel mol NaOH enthalten 100 ml verdünnte Natronlauge? c(naoh) beträgt 0.1 mol/l. ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 38 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12