SS Thomas Schrader. der Universität Duisburg-Essen. (Teil 7: Säuren und Basen, Elektrolyte)

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1 Chemie für Biologen SS 2010 Thomas Schrader Institut t für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 7: Säuren und Basen, Elektrolyte)

2 Definition Säure/Base

3 Konjugierte Säure/Base-Paare

4 Konjugierte Säure/Base-Paare

5 Wichtige Säuren und ihre Anionen (Basen) Säure Anion Salzsäure HCl Cl - Chlorid Bromwasserstoffsäure re HBr Br - Bromid Iodwasserstoffsäure HI I - Iodid Schwefelsäure O HO-SO - 3 Hydrogensulfat H O S O H 2 SO 4 SO 4 2- Sulfat O schweflige Säure H O S O H HO-SO - 2 Hydrogensulfit H O 2 SO 3 SO 2-3 Sulfit O Salpetersäure H O N NO - 3 Nitrat HNO O 3 salpetrige Säure NO - 2 Nitrit H O N HNO 2 Phosphorsäure (HO) 2 PO - 2 Dihydrogenphophat H H H O O O P O O H 3 PO 4 HO-PO 2-3 Hydrogenphosphat h H PO Phosphat HO-SO 3 - mehrbasige Säuren, können mehrere Protonen abgeben

6 Organische Säuren, Anorganische Basen R-CO 2 H : Carbonsäuren (schwache Säuren) R O O + H C 2 O H 3 O + + R C O H O R = H Ameisensäure Formiat-Anion R = CH 3 Essigsäure Acetat-AnionAnion M-OH: Metallhydroxide (starke Basen) + H 2O + H 2 O Na 2 O 2 NaOH 2 Na + (aq) + 2 OH - (aq) Natriumoxid Natriumhydroxid Natronlauge

7 Säurekonstante K s und pk s -Wert Säurestärke ~ Gleichgewichtskonstante der Protonierungsreaktion: = [H 3O + ] [A - ] (1) HA H 2 O H 3 O A K 1 [HA] [H 2 O] Säure OH - K = [ HA] [OH - ] (2) A H 2 O HA 2 [A - ][H 2 O] Base Bei verdünnten wässrigen Lösungen gilt: [H 2 O] = const. = 55.5 mol/l Massen- Wirkungs- Gesetz! Säurekonstante: K S =K 1 [H 2 O] = [H 3O + ][A - ] [HA] Basenkonstante: K B =K 2 [H 2 O] = [HA][OH- ] [A - ] - 10 log K S = pk S - 10 log K B = pk B Je kleiner der pk-wert, desto stärker die Säure oder Base. [H + ][A O ] [HA] [OH ] K S K B = = [H [HA] [A - 3 O + ] [OH - ] = K W = ] pk S + pk B = 14

8 pk S -Werte einiger Säure/Base-Paare bei 25 C Hydroxid-Ion

9 Autoprotolyse des Wassers und ph-wert

10 ph-werte einiger Lösungen und Flüssigkeiten Salzsäure, 20%ig 0.3 Blut 7.38 Salzsäure, 1 M 0 Trinkwasser Salzsäure, 0.1 M 1.0 Meerwasser Salzsäure, M 2.0 Bier Salzsäure, M 3.0 Harn Salzsäure, M 4.0 Milch Zitronensaft saure Milch Cola 3 Seifenlauge Magensaft Natronlauge, 0.1 M 13.0 Darminhalt Natronlauge, 1 M 14 Handelsessig 3.1 Kalilauge, 50%ig 14.5 Wein

11 Messung von ph-werten a) mit ph-metern, Messung von elektrochemischen Potentialen b) mit ph-indikatoren (H-Ind) H-Ind + H 2 O H 3 O + + Ind [H 3 O + ] [Ind - ] [H-Ind] [H-Ind] MWG: K Ind = ; [H 3 O + ] = K Ind und ph = pk Ind - 10 log [H-Ind] [Ind - ] [Ind - ] Am Umschlagspunkt: [H-Ind] = [Ind - ] und ph = pk Ind ph-indikatoren sind schwache Säuren oder Basen, deren protonierte (saure) Form H-Ind eine andere Farbe besitzt t als die deprotonierte t (basische) Form Ind -. Wenn der ph-wert der Lösung gleich ihrem pk s -Wert pk Ind ist, ändert sich die Farbe.

12 Beispiele für ph-indikatoren im Sauren im Basischen Umschlagsbereich Lackmus rot blau violett bei ph = 5-8 Methylorange rot gelb orange bei ph = 3-5 Phenolphthalein farblos rot rot-violett bei ph = 8-10 Methylorange H CH 3 +H CH 2O 3 O 3 S N N N O 3 S N N N + H 3 O + CH3 CH3 H-Ind rot Ind gelb K = =[Ind - Ind mol/l; Umschlagspunkt wenn [H-Ind] ] ist: ph = pk Ind = 3.5 Farbe: orange Zahlreiche Pflanzenfarbstoffe besitzen Indikatoreigenschaften.

13 Messung von ph-werten Indikator-Mix mit typischen Farben für jeden ph-wert Farbindikatoren mit Umschlagpunkten (~ 2 ph-einheiten)

14 Berechnung von ph-werten I a) von starken Säuren: pk S <1 (vollständig dissoziiert in H 2 O-Lösung) [H 3 O + ] = [HA] 0 ph = - 10 log [HA] 0 Beispiel: 0.1 M HCl [HCl] 0 = 0.1 mol/l ph = - 10 log 0.1 = 1.0 b) von starken Basen B [OH - ]=[B] ph = 14 poh = log [B] [OH ] = [B] 0 ph = 14 - poh = log [B] 0 Beispiel: 0.2 M NaOH [NaOH] 0 = 0.2 mol/l ph = log 0.2 = 13.3

15 Berechnung von ph-werten II c) von schwachen Säuren K S = [H 3O + ] [A - ] [HA] [H 3 O + ] = [A - ] = x [HA] = [HA] 0 -x x K S = 2 [HA]0 -x x 2 [HA]0 wenn x «[HA] 0 [H 3 O + ] = K S [HA] 0 und ph = ½ (pk S - log [HA] 0 ) Beispiel: 01MCH 0.1 = 48) = ½( COOH (pk S 4.8) ph (4.8 log 0.1) = [H 3 O + ] = = mol/l [HAc] = = mol/l Dissoziationsgrad α = /0.1 = = 1.3 % d) von schwachen Basen B ph = 14 - ½ (pk B - 10 log [B] 0 ) Beispiel: 0.2 M NH 3 (pk B = 4.8) ph = ½ ( log 0.2) = 11.3

16 Neutralisation Säure + Base Salz + Wasser

17 Säure / Base - Titration Experiment: Gibt man zur Lösung einer starken Säure kleine Portionen einer starken Base hinzu, so ändert sich der ph-wert der Lösung zunächst wenig bis kurz vor dem Äquivalenzpunkt. Probenlösung: 20 ml 0.1 M HCl mit Wasser verdünnt auf 200 ml. Konzentration 0.01 M = 0.01 mol/l, [H 3 O + ] = [HCl] 0 = 0.01 ph = 2 Maßlösung: 0.1 M NaOH ml 0.1 M Titrationsgrad ph ml 0.1 M Titrationsgrad ph NaOH NaOH

18 Titration einer starken Säure mit starker Base ph HCl + NaOH 9 Umschlagsbereich von 8 Phenolphthalein ph = 8-10 Typisch: 7 Starker 6 ph-sprung ph = Äquivalenzpunkt = Neutralpunkt (ph = 7) Umschlagsbereich von Methylorange ph Titrationsgrad

19 Titration einer schwachen Säure mit starker Base HOAc + NaOH Phenolphthalein ungeeignet kleiner ph-sprung ph = 8.75 pk S x Puffergemisch Äquivalenzpunkt Neutralpunkt! Methylorange ungeeignet Anfangs-pH = ½ (pk S -log g[ [HA] 0 = ½ (4.8 - log 0.1) = 2.9

20 Titrationskurve der Phosphorsäure H 3 PO 4 H 2 O H 3 O H 2 PO 4 H 2 O 2 H 3 O HPO 4 1. Stufe 2. Stufe 2-2. Stufe: ph = log [HPO 4 ] Physiologischer Puffer! [H 2 PO 4- ] H 2 O 3 H 3 O PO 4 3. Stufe ph = 13 = pk S3 01MN 0.1 NaOH pk S 3 = 13.0 Ä = Äquivalenzpunkte pk S 2= pk S 1 = 2.1

21 Puffer-Systeme

22 Der Kohlensäure-Puffer