NH 4 [Fe(H 2O) 6] 3+

Save this PDF as:
 WORD  PNG  TXT  JPG

Größe: px
Ab Seite anzeigen:

Download "NH 4 [Fe(H 2O) 6] 3+"

Transkript

1 SäureBaseGleichgewichte (SäureBaseKonzept von Brönsted) Säuren Stoffe die Protonen abgeben können (Protonendonatoren) Basen Stoffe die Protonen aufnehmen können (Protonenakzeptoren) Korrespondierendes oder konjugiertes SäureBasePaar: HB B + H + Säure konjugierte Base + H + CH CH CH C + H + Protonen können in Lösungen oder anderen kondensierten Phasen nicht isoliert auftreten. Das bedeutet, dass eine Säure nur dann ein Proton abgeben kann, wenn eine Base vorhanden ist, die das Proton übernimmt und kovalent bindet. Wichtige Voraussetzung für eine Base ist daher, dass sie über mindestens ein freies Elektronenpaar für die koordinative Bindung zum Proton verfügt. Bei einer SäureBaseReaktion treten daher zwei SäureBasePaare miteinander in Wechselwirkung. Die Protonenaustauschreaktion (Protolysereaktion) führt zu einem Gleichgewicht. Wo das Gleichgewicht bei der Reaktion einer Säure z. B. mit Wasser liegt, ist von der Stärke der Säure abhängig (s. unten). CH CH + H 2 H + + CH C = Hac + H 2 H + + ac Säure 1 + Base 2 Säure 2 + Base 1 BronstedSäuren Neutralsäuren Anionensäuren Kationensäuren CH CH HS 4 H + HCl HS + NH 4 [Fe(H 2) 6] + + Strukturmerkmal: polarisierte H A Bindung χ A > χ H A = F, Cl, Br, I,, S... + xosäuren H Z große χ Z vergrößert χ

2 142 Unterhalogenige Säuren H X Säurestärke: HI < HBr < HCl χ X I < Br < Cl + H Z () n elektronenziehende Gruppen an Z (z. B. ) Chlorsauerstoffsäuren H Cl () n n = 0 Säurestärke: HCl < HCl < HCl 2 < HCl Unterchlorige Chlorige Chlor Perchlorsäure Zahl der Atome nimmt von der unterchlorigen bis zur Perchlorsäure zu. BronstedBasen Neutral AnionenBasen H N H H 2 HS 4 CH C Ampholyte (können als Protonendonatoren und Protonenakzeptoren reagieren): HS 4, H 2, H 2P 4 Neutralisation H + + H 2H 2 H = 57,6 kj/mol 17.1 Autoprotolysereaktion in H 2 und phwert H 2 + H 2 H + + H K c c(h ) c(h ) c 2 (H ) c(h 2) = 55,5 mol/l = konstant 2 K c (55,5 mol/l) 2 = c (H + ) c(h ) = K W = mol 2 /l 2 (bei 22 C) Ionenprodukt des Wassers In wässerigen Lösungen ist das Produkt der Konzentrationen der H + und der H Ionen konstant. Erhöht man die H + Konzentration muss nach dem MWG die c(h ) sich verkleinern und umgekehrt.

3 14 c(h ) = 10 2 mol/l c(h + ) = mol/l Statt der Stoffmengenkonzentrationen c(h + ) und c(h ) gibt man üblicherweise den negativen dekadischen Logarithmus der Konzentration, den ph bzw. phwert an. ph = log a (H + ) log c(h + ) ph = log a c(h ) log c(h ) Aus dem Ionenprodukt des Wassers folgt: ph + ph = 14 ph = ph = 7 neutrales Wasser ph < 7 saure Lsg. ph > 7 ph > 7 basische Lsg. ph < 7 Beispiele: a) c(h + ) = mol/l; ph =? ph = (log 5 + log 10 1 ) = (0,7 1) = 0, b) ph = 5,8; c(h + ) =? c(h + ) = 10 5,8 mol/l = 10 0, mol/l = 1, mol/l 17.2 Stärke von Säuren und Basen Essigsäure: CH CH + H 2 CH C + H + K c c(ch C ) c(h ) c(ch CH) c(h ) 2 c(h 2) 55,8 mol/l (konstant) K S = K c c (H 2) = c (CH C c ) (H ) c(ch CH) = 1, mol/l schwache Säure Säurekonstante pk S = log K S = 4,74 Säureexponent Natriumacetat: CH C + H 2 CH CH + H K B c(ch CH ) c(h ) c(ch C ) Basenkonstante

4 144 pk B = log K B = 14 pk S (CH CH) = 9,26 schwache Base Für pk S und pk B eines korrespondierenden SäureBasePaares gilt: pk S + pk B = pk W = 14 K S K B = mol 2 /l 2 c(ch C ) c(h ) c(ch CH) c(h ) c(ch CH) c(ch C ) = c(h + ) c(h ) = mol 2 /l 2 Die Stärke von Säuren und Basen in Wasser ist durch den pk S bzw. pk BWert definiert. pk s Werte einiger SäureBasePaare (Wasser, 25 C) Säure Base pk s Stärke der Säure nimmt zu HCl 4 HCl H 2 S 4 H + HN HS 4 H 2 S H P 4 [Fe(H 2 ) 6 ] + HF CH CH [Al(H 2 ) 6 ] + C 2 + H 2 [Fe(H 2 ) 6 ] 2+ H 2 S HS H 2 P 4 [Zn(H 2 ) 6 ] 2+ HCN NH 4 + HC H 2 2 HP 4 2 HS H 2 H Cl 4 Cl HS 4 H 2 N S 2 4 HS H 2 P 4 [Fe(H)(H 2 ) 5 ] 2+ F CH C [Al(H)(H 2 ) 5 ] 2+ HC [Fe(H 2 ) 5 H] + HS S 2 HP 2 4 [Zn(H 2 ) 5 H] + CN NH C 2 H 2 P 4 S 2 H ,0 1,74 1,7 + 1,96 + 1,90 + 2,16 + 2,46 +,18 + 4,75 + 4,97 + 6,5 + 6,74 + 6,99 + 7,20 + 7,21 + 8,96 + 9,21 + 9,25 +10, +11,65 +12,2 +12,89 +15, Stärke der Base nimmt zu Eine starke Säure korrespondiert mit einer schwachen Base und umgekehrt.

5 145 Die stärkste Säure in Wasser ist das Hydroniumion H +. Alle gemäß ihrem pk SWert stärkeren Säuren setzen sich praktisch quantitativ mit H 2 zu H + um. Beispiele: HCl 4 + H 2 H + + Cl 4 HN + H 2 H + + N Dementsprechend sind HCl 4 und HN in Wasser gleich stark. Das Wasser senkt die unterschiedliche Acidität beider Säuren auf ein Niveau (= nivellierender Effekt des Wassers). Die Unterschiede der Säurekonstanten sehr starker Säuren (entsprechendes gilt für sehr starke Basen, die stärker als H sind) machen sich in geeigneten nichtwässerigen Lösungsmitteln bemerkbar. 17. phwert Berechnung von Säuren und Basen a) Starke Säuren und starke Basen HA + H 2 H + + A B + H 2 BH + + H ph = lg c(ha) ph = 14 [lg c (B)] b) Schwache Säuren und schwache Basen Bei Säuren, die nicht vollständig mit Wasser reagieren, muss zur Berechnung des phwertes das MWG auf das Protolysegleichgewicht angewendet werden. Schwache Säure: Essigsäure c(h ) c(ch C ) c(ch CH) = K S = 1, mol/l c(h + ) = c (CH C ) c 2 (H ) K c(ch CH) S c(h ) K c(ch CH) S c (CH CH) = c (CH CH) c(h + ) c (CH CH) =Gesamtkonzentration an Essigsäure (nichtdissoziierte + dissoziierte) da K S sehr klein c(h + ) << c (CH CH) c(ch CH) c (CH CH)

6 146 Näherungsgleichung: c(h ) K c (CH (CH) S ph 1 = [pks lg c (CHCH)] 2 c (CH CH) z. B. = 10 1 mol/l pk S (CH CH) = 4,75 ph = 2,9 Schwache Base: Ammoniak 1 ph (NH )] 2 [ pk lgc B c (NH ) = 10 1 mol/l pk B (NH ) = 4,75 ph = 2,9 ph = Protolysegrad schwacher Säuren (HA) HA + H 2 H + + A K S (HA) = c (H ) c (A ) c(ha) (1) c c(protolysierte HA Moleküle) (HA Moleküle vor der Protolyse) c c(ha) c = c(h + ) c = c(a ) c c(ha) = c c c(h + ) = c c(a ) = c (2) = von 0 bis 1 bei starken Säuren = 1 (100%ige Protolyse) Konzentrationen in (1) werden durch (2) substituiert: K S c c c c c 2 1

7 147 Für schwache Säuren << 1 Näherungsgleichung K c S stwaldsches Verdünnungsgesetz Der Protolysegrad einer schwachen Säure wächst mit abnehmender Konzentration (zunehmender Verdünnung). Beispiel: CH CH c(mol/l) 1 0,004 0,1 0,014 0,001 0,125 Allgemein gilt: Der Dissoziationsgrad von schwachen Elektrolyten nimmt beim Verdünnen und mit steigender Temperatur zu Reaktionen von Säuren und Basen Zwischen zwei SäureBasePaaren existiert in Wasser das Gleichgewicht: S 1 + B 1 B 1 + S 2 (1) K c ( B c S 1) ( 2 ) c( S ) c( B ) 1 2 (2) K C erhält man aus den K S Werten K S (1) und K S (2), da (1) sich durch Addition der Gleichungen () und (4) ergibt: c c S 1 + H 2 H + + B 1 () K ( 1) (H ) (B 1) S c(s ) 1 + H + + B 2 H 2 + S 2 (4) 1 KS ( 2) c(s 2) c(b ) c(h ) 2 S 1 + B 2 B 1 + S 2 (1) K = K S(1) / K S(2) pk = pk S(1) K S(2) Ist pk < 0 liegt das Gleichgewicht auf der Seite der Endprodukte (B 1 + S 2). Das ist möglich, wenn pk S (1) < pk S (2), das SäureBase Paar 1 in der pk STabelle S. 144 oberhalb des SäureBasePaares 2 steht.

8 148 HA A + H + pk S oben links S 1 B 1 + H + pk S(S 1) keine Reaktion Protonenübertragung K>1 pk< 0 unten rechts S 2 B 2 + H 2 pk S(S 2) Beispiele: HCl + NH NH Cl pk = 6,2 HCl + HC C 2 + H 2 + Cl = 1,5 + HS + HS Seminar Die stärkere Säure treibt die schwächere Säure (flüchtige) aus NH H H 2 + NH = 6,5 In stark basischen Lösungen entwickeln Ammoniumsalze NH NH C 2 HC + NH = 1,1 bei RT nicht beständig 17.6 phwerte von Salzlösungen H 2(l) NaCl Na + (aq) + Cl (aq) neutral sehr schwache sehr schwache Kationensäure Anionenbase (KCl, NaCl 4, BaCl 2) H 2(l) NH 4Cl NH 4+ (aq) + Cl (aq) NH H 2 H + + NH Kationensäure sauer (AlCl, FeCl 2, ZnCl 2.)

9 149 NaCH C H 2(l) Na + (aq) + CH C (aq) CH C + H 2 CH CH + H Anionenbase basisch (Na 2S, KCN, Na P 4, Na 2S ) phwerte =? c(nh 4Cl) = 0,1 mol/l; c(nach C) = 0,01 mol/l (Seminaraufgaben, vergl. 17.b) KA Anion = Ampholyt HS, H 2P 4, HP 4 2, HC, HS Näherungsformel (unabhängig von der Konzentration): ph pks ( 1) pks ( 2) 2 Beispiel: NaH 2P 4 H 2P 4 + H 2 H + + HP 4 2 pk S(1) = 7,21 H 2P 4 + H 2 H + H P 4 konjugierte Säure von H 2P 4 pk S(2) = 2,16 ph 7, 21 2, , SäureBaseIndikatoren rganische Farbstoffe (schwache Basen oder schwache Säuren), deren Lösungen bei Änderung des phwertes ihre Farbe wechseln.

10 150 Beispiele: Methylrot (Azofarbstoff) C C N H N N CH CH N N N CH CH + H + + H C N N N CH H CH gelb Indikatorbase rot Indikatorsäure Phenolphthalein (farbloses Lacton) C + 2H + 2H + H H farblos Indikatorsäure rot Indikatorbase

11 151 HInd + H 2 H + + Ind Indikatorsäure Indikatorbase KS (HInd) c(h ) c(ind ) c(hind) c(hind) c(h ) KS (HInd) / lg c(ind ) ph c(ind ) pks lg c(hind) Ist das Verhältnis c(ind ) / c(hind) = 10, ist für das Auge meistens nur noch die Farbe von Ind wahrnehmbar und umgekehrt. Bei dazwischenliegenden Verhältnissen treten Mischfarben auf. Den phbereich, in dem Mischfarben auftreten, nennt man Umschlagsbereich des Indikators. Der Umschlagsbereich liegt ungefähr bei ph = pk S (HInd) 1 Bei größeren und kleineren phwerten tritt nur die Farbe von Ind bzw. HInd auf, der Indikator ist umgeschlagen. Umschlagpunkt ph = pk S (HInd) c(ind ) = c(hind) Mischfarbe Umschlagsbereich pk S 1 Methylrot 5,8 orange rot 4,2 6, gelb Phenolphthalein 8,4 schwach rosa farblos 8,2 10,0 rot Versuche: phwerte von Salzen Methylrot Phenolphthalein ph AlCl 6 H 2 rot farblos < 4,2 Na 2C gelb rot > 10,0

12 152 AlCl H 2(l) [Al(H 2) 6 ] + + Cl (aq) Kationsäure [Al(H 2) 6 ] + + H 2 [Al(H)(H 2) 5] 2+ + H + Na 2C H 2(l) 2 Na + (aq) + C 2 (aq) Anionenbase C 2 + H 2 HC + H Farben und Umschlagbereiche einiger Indikatoren Indikator Umschlagbereich ph Farbe der Indikatorsäure Farbe der Indikatorbase Thymolblau Methylorange Kongorot Methylrot Lackmus Phenolphtalein Thymolphtalein 1,22,8,14,4,05,2 4,46,2 5,08,0 8,09,8 9,10,6 rot rot blau rot rot farblos farblos gelb gelborange rot gelb blau rotviolett blau Mischindikatoren: z.b. Tashiro (Methylrot + Methylenblau) rotviolett 5,27 (Umschlagsbereich) grün Universalindikatoren: aus Farbstoffgemischen bestehende Indikatoren, die über einen weiteren ph Bereich verschiedene Farbumschläge zeigen. Z.B. Gemisch aus Methylrot, Phenolphthalein, Thymolblau, Bromthymolblau, (Farbumschläge von rot (ph = ) über orange, gelb, grün, blau bis violett (ph = 10).

13 15 Versuch: phwert Bestimmung mit Universalindikator NaH 2P 4 Na 2HP 4 Na P 4 Farbe gelborange grün blau/lila phwert 4,68 9, SäureBaseTitrationen Indikatoren werden bei SäureBaseTitrationen verwendet. Dabei wird eine unbekannte Stoffmenge Säure(Base) durch Zugabe von Base (Säure) bekannter Konzentrationen bestimmt. Der Äquivalenzpunkt, bei dem gerade die zur Neutralisation erforderliche Äquivalentstoffmenge zugesetzt ist, wird am Farbumschlag des Indikators erkannt. Titrationskurven 1 Salzsäure 2 Essigsäure Natriumhydrogensulfit 4 Ammoniumchlorid Starke Säuren und starke Basen können miteinander unter Verwendung aller Indikatoren titriert werden, deren Farbumschlag zwischen ph = und ph = 11 erfolgt. (z. B. H 2S NaH Na 2S H 2; Indikator: Methylrot) Schwache Säuren werden mit starken Basen titriert. Umschlagsbereich des Indikators im schwach alkalischem Bereich (z. B. CH CH + NaH; Indikator: Phenolphthalein).

14 154 Schwache Basen mit starken Säuren (z.b. NH + HCl), Umschlagsbereich Indikator im schwach sauren. Titrationskurve für H P Pufferlösungen Pufferlösungen sind Lösungen, die auch bei Zugabe erheblicher Mengen Säure oder Base ihren ph Wert nur wenig ändern. Beispiele: Acetatpuffer CH CH/CH C Lösungen Ammoniakpuffer NH 4Cl/NH schwacher Säuren (Basen) Phosphatpuffer H 2P 2 4 /HP 2 und ihrer korrespondierenden Carbonatpuffer H 2C /HC Basen (Säuren)

15 155 Pufferlösung Added base Added acid HA + H 2 H + + A Puffersäure Pufferbase K S c(h ) c(a ) c(ha) c(h ) KS c(ha) c(a ) / lg ph c(a ) pks lg HendersonHasselbalchGleichung (Puffergleichung) c(ha) Beispiel: CH CH / NaCH C Puffer wird mit einer Salzsäure und einer NatronlaugeLösung versetzt. + c (H + ) + c (H ) c(ch C ) ph pks (CH CH) lg c(ch CH) c (H + ) + c (H ) + c (H + ) c (H )

16 156 Salzsäurezugabe (Puffer als Protonensenke): CH CC + H + CH CH + H 2 c(ch C ) nimmt c(h + ) ab und c(ch CH) nimmt um c(h + ) zu. Natronlaugezugabe (Puffer als Protenquelle): CH CH + H CH C + H 2 c(ch CH) nimmt um c(h ) ab und c(ch C ) nimmt um c(h ) zu. Wenn c(ch C ) und c(ch CH) der Pufferlösung gleich sind, wird sich bei Zusatz von H bzw. H + der phwert am wenigsten verändern! c(ch C ) = c(ch CH) ph = pk S(CH CH) + lg 1 pk S(CH CH) = 4,75 ph = 4,75 Der Pufferschwerpunkt (beste Pufferwirkung) des Acetatpuffers liegt bei ph = 4,75 (=pk SWert der Essigsäure). Versuche: CH CH/ NaCH CLösungen (äquimolare Mengen der c = 1 mol/l) und H 2 werden mit NaH bzw. HClLösungen versetzt. Auch bei Zusatz größerer Mengen von HCl bzw. NaH zu den Pufferlösungen verändert sich die Farbe des SäureBaseIndikators nicht. In Wasser kommt es schon nach einigen Tropfen HCl bzw. NaHLösung zum Indikatorenumschlag. Je konzentrierter eine Pufferlösung ist, desto wirksamer puffert sie. (Pufferkapazität nimmt zu). Der Schwerpunkt des Puffersystems (beste Pufferwirkung) lieg bei ph = 4,75. Auch phwerte im Bereich von,75 bis 5,75 können durch CH CH/NaCH CGemische effektiv gepuffert werden. Zu diesem Zweck müssen die Verhältnisse NaCH C/CH CH im Bereich von 0,1 bis 10 variiert werden, um den gewünschten phwert einzustellen. Man spricht in diesem Zusammenhang vom Pufferbereich des Acetatspuffers ph = pk S(CH CH) 1 = 4,75 1

17 157 Eine Pufferlösung ist effektiv im Bereich pk s ± ph Volume of base added Die Titrationskurve der Puffersäure mit einer starken Base zeigt, dass im phbereich ph = pk S (Puffersäure) 1 bei Zugabe von Säure bzw. von Base die Veränderung des phwertes vergleichsweise gering ist.

18 158 Entsprechend den jeweiligen pk SWerten von Puffersäuren besitzen die Puffersysteme unterschiedliche Pufferbereiche. Diese Pufferbereiche können auch den Pufferungskurven entnommen werden: Pufferungskurven

19 159 Tabelle mit gebräuchlichen Puffern: Pufferbestandteile Glycin/HCl Anwendung im phbereich 1,2,5 Citronensäure/ Natriumcitrat Citronensäure/Na 2 HP 4 Essigsäure/Natriumacetat KH 2 P 4 /Na 2 HP 4 2,2 6,6 2,2 8,0,7 5,7 4,8 8,0 Tris(hydroxymethyl) aminomethan/hcl Borax/HCl 7,2 9,0 7,6 9,2 NH 4 Cl/NH Borax/NaH 8,2 10,2 9,4 11,0 Glycin/NaH 8,6 12,6

Elektrolyte. (aus: Goldenberg, SOL)

Elektrolyte. (aus: Goldenberg, SOL) Elektrolyte Elektrolyte leiten in wässriger Lösung Strom. Zu den Elektrolyten zählen Säuren, Basen und Salze, denn diese alle liegen in wässriger Lösung zumindest teilweise in Ionenform vor. Das Ostwaldsche

Mehr

7. Tag: Säuren und Basen

7. Tag: Säuren und Basen 7. Tag: Säuren und Basen 1 7. Tag: Säuren und Basen 1. Definitionen für Säuren und Basen In früheren Zeiten wußte man nicht genau, was eine Säure und was eine Base ist. Damals wurde eine Säure als ein

Mehr

Wasser. Flora und Fauna. Wichtigste chemische Verbindung in Lebewesen. Menschen benötigt mindestens 1kg H 2 O pro Tag

Wasser. Flora und Fauna. Wichtigste chemische Verbindung in Lebewesen. Menschen benötigt mindestens 1kg H 2 O pro Tag Wasser Flora und Fauna Wichtigste chemische Verbindung in Lebewesen Menschen benötigt mindestens 1kg H 2 O pro Tag Löslichkeit von Sauerstoff in Wasser in Abhängigkeit von der Temperatur mg/l Zustandsdiagramm

Mehr

Säure-Base Titrationen. (Seminar zu den Übungen zur quantitativen Bestimmung von Arznei-, Hilfs- und Schadstoffen)

Säure-Base Titrationen. (Seminar zu den Übungen zur quantitativen Bestimmung von Arznei-, Hilfs- und Schadstoffen) Säure-Base Titrationen (Seminar zu den Übungen zur quantitativen Bestimmung von Arznei-, Hilfs- und Schadstoffen) 1. Gehaltsbestimmung von Salzsäure HCl ist eine starke Säure (fast zu 100% dissoziiert)

Mehr

Chem. Grundlagen. ure-base Begriff. Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept. Wasserstoff, Proton und Säure-Basen. Basen-Definition nach Brønsted

Chem. Grundlagen. ure-base Begriff. Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept. Wasserstoff, Proton und Säure-Basen. Basen-Definition nach Brønsted Der SäureS ure-base Begriff Chem. Grundlagen Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept Wasserstoff, Proton und Säure-Basen Basen-Definition nach Brønsted Wasserstoff (H 2 ) Proton H + Anion (-) H + = Säure

Mehr

3. Säure-Base-Beziehungen

3. Säure-Base-Beziehungen 3.1 Das Ionenprodukt des Wassers In reinen Wasser sind nicht nur Wassermoleküle vorhanden. Ein kleiner Teil liegt als Ionenform H 3 O + und OH - vor. Bei 25 C sind in einem Liter Wasser 10-7 mol H 3 O

Mehr

SS 2010. Thomas Schrader. der Universität Duisburg-Essen. (Teil 7: Säuren und Basen, Elektrolyte)

SS 2010. Thomas Schrader. der Universität Duisburg-Essen. (Teil 7: Säuren und Basen, Elektrolyte) Chemie für Biologen SS 2010 Thomas Schrader Institut t für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 7: Säuren und Basen, Elektrolyte) Definition Säure/Base Konjugierte Säure/Base-Paare Konjugierte

Mehr

Zusammenfassung vom

Zusammenfassung vom Zusammenfassung vom 20.10. 09 Löslichkeitsprodukt = quantitative Aussage über die Löslichkeit einer schwerlöslichen Verbindung bei gegebener Temperatur A m B n m A n+ + n B m- K L = (c A n+ ) m (c B m-

Mehr

Ein Puffer ist eine Mischung aus einer schwachen Säure/Base und ihrer Korrespondierenden Base/Säure.

Ein Puffer ist eine Mischung aus einer schwachen Säure/Base und ihrer Korrespondierenden Base/Säure. 2.8 Chemische Stoßdämpfer Puffersysteme V: ph- Messung eines Gemisches aus HAc - /AC - nach Säure- bzw Basen Zugabe; n(naac) = n(hac) > Acetat-Puffer. H2O Acetat- Puffer H2O Acetat- Puffer Die ersten beiden

Mehr

Crashkurs Säure-Base

Crashkurs Säure-Base Crashkurs Säure-Base Was sind Säuren und Basen? Welche Eigenschaften haben sie?` Wie reagieren sie mit Wasser? Wie reagieren sie miteinander? Wie sind die Unterschiede in der Stärke definiert? Was ist

Mehr

Einteilung der Maßanalyse

Einteilung der Maßanalyse Einteilung der Maßanalyse Neutralisation (Säure-Base-Titration Acidimetrie Alkalimetrie Fällungstitration Redoxtitration Iodometrie Dichromatometrie Manganometrie etc. Komplexometrie Säure/Basen Theorien

Mehr

7. Chemische Reaktionen

7. Chemische Reaktionen 7. Chemische Reaktionen 7.1 Thermodynamik chemischer Reaktionen 7.2 Säure Base Gleichgewichte Grundlagen Lösung: homogene Phase aus Lösungsmittel und gelösten Stoff Lösungsmittel liegt im Überschuss vor

Mehr

ph-wert Berechnung für starke Säuren / Basen starke Säure, vollständige Dissoziation [H 3 O + ] = 10 1 mol/l; ph = 1

ph-wert Berechnung für starke Säuren / Basen starke Säure, vollständige Dissoziation [H 3 O + ] = 10 1 mol/l; ph = 1 ph-wert Berechnung für starke Säuren / Basen 0.1 mol/l HCl: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl starke Säure, vollständige Dissoziation [H 3 O + ] = 10 1 mol/l; ph = 1 0.1 mol/l NaOH: NaOH + H 2 O Na + aq + OH starke

Mehr

3.2. Fragen zu Säure-Base-Gleichgewichten

3.2. Fragen zu Säure-Base-Gleichgewichten 3.2. Fragen zu Säure-Base-Gleichgewichten Säure-Base-Gleichgewicht (5) a) Formuliere die Reaktionsgleichungen und das Massenwirkungsgesetz für die Reaktion von Fluorwasserstoff HF und Kohlensäure H 2 3

Mehr

Säuren und Basen. Dr. Torsten Beweries AC I - Allgemeine Chemie LAC-CH01 WS 2016/17.

Säuren und Basen. Dr. Torsten Beweries AC I - Allgemeine Chemie LAC-CH01 WS 2016/17. Säuren und Basen Dr. Torsten Beweries AC I - Allgemeine Chemie LAC-CH01 WS 2016/17 torsten.beweries@catalysis.de http://www.catalysis.de/forschung/koordinationschemische-katalyse/koordinationschemische-wasserspaltung/

Mehr

Chemie für Studierende der Biologie I

Chemie für Studierende der Biologie I SäureBaseGleichgewichte Es gibt verschiedene Definitionen für SäureBaseReaktionen, an dieser Stelle ist die Definition nach BrønstedLowry, die Übertragung eines H + Ions ( Proton ), gemeint. Nach BrønstedLowry

Mehr

Säuren und Basen. Definition nach Brönsted

Säuren und Basen. Definition nach Brönsted Säuren und Basen Folie129 Leitung von Strom in wässrigen Lösungen Elektrolyse Beim Lösen in H 2 Dissoziation von kovalenten oder ionischen Bindungen Beispiele: Chlorwasserstoff H H Cl (g) 2 H + (aq) +

Mehr

Das Chemische Gleichgewicht

Das Chemische Gleichgewicht 9 Quantitative Behandlung der äure ure-base- Gleichgewichte Bei der Prtlyse-Reaktin äure H O H O Base gilt (Gleichgewicht: Wenn die äure stark ist, dann ist ihre knjugierte Base schwach. Die tärke vn äure

Mehr

Das chemische Gleichgewicht, Massenwirkungsgesetz, Löslichkeit von Salzen in Flüssigkeiten, Löslichkeitsprodukt, Chemische Gleichgewichte, Säuren und

Das chemische Gleichgewicht, Massenwirkungsgesetz, Löslichkeit von Salzen in Flüssigkeiten, Löslichkeitsprodukt, Chemische Gleichgewichte, Säuren und Wiederholung der letzten Vorlesungsstunde: Das chemische Gleichgewicht, Massenwirkungsgesetz, Löslichkeit von Salzen in Flüssigkeiten, Löslichkeitsprodukt, Thema heute: Chemische Gleichgewichte, Säuren

Mehr

1 Basenrest Säurerest Lewisformel Anion - O

1 Basenrest Säurerest Lewisformel Anion - O AC2 ÜB9 Säuren und Basen 6 LÖSUNGEN Seite 1 von 6 1 Basenrest Säurerest Lewisformel Anion Na 2 S 4 (s) > 2 Na (aq) S 2 4 (aq) 2 S H KHS 4 (s) > K (aq) HS 2 4 (aq) S CaBr 2 (s) > Ca 2 (aq) 2 Br (aq) Br

Mehr

Säuren- und Basendefinition nach Arrhenius

Säuren- und Basendefinition nach Arrhenius Säuren und Basen - Definitionen - Ionenprodukt des Wassers - ph-wert - Säure- und Basenstärke / ph-wert Bestimmungen - Neutralisationen - Puffersysteme Säuren- und Basendefinition nach Arrhenius Säure:

Mehr

Säuren- und Basendefinition nach Arrhenius

Säuren- und Basendefinition nach Arrhenius Säuren und Basen - Definitionen - Ionenprodukt des Wassers - ph-wert - Säure- und Basenstärke / ph-wert Bestimmungen - Neutralisationen - Puffersysteme Säuren- und Basendefinition nach Arrhenius Säure:

Mehr

VI Säuren und Basen (Mortimer: Kap. 17 u 18 Atkins: Kap. 14, 15)

VI Säuren und Basen (Mortimer: Kap. 17 u 18 Atkins: Kap. 14, 15) VI Säuren und Basen (Mortimer: Kap. 17 u 18 Atkins: Kap. 14, 15) 19. Säure-Base-Theorien Stichwörter: Arrhenius- u. Brönstedt-Theorie von Säuren und Basen, konjugiertes Säure- Base-Paar, Amphoterie, nivellierender

Mehr

1 Basenrest Säurerest Lewisformel Anion - O

1 Basenrest Säurerest Lewisformel Anion - O AC2 ÜB6 Säuren und Basen LÖSUNGEN Seite 1 von 6 1 Basenrest Säurerest Lewisformel Anion Na 2 S 4 (s) > 2 Na (aq) S 2 4 (aq) 2 S H KHS 4 (s) > K (aq) HS 2 4 (aq) S CaBr 2 (s) > Ca 2 (aq) 2 Br (aq) Br Pb(N

Mehr

Übungsaufgaben zum Kapitel Protolysegleichgewichte mit Hilfe des Lernprogramms Titrierer 1/9

Übungsaufgaben zum Kapitel Protolysegleichgewichte mit Hilfe des Lernprogramms Titrierer 1/9 Lernprogramms Titrierer 1/9 Vorher sollten die Übungsaufgaben zu den drei Lernprogrammen Protonierer, Acidbaser und Wert vollständig bearbeitet und möglichst auch verstanden worden sein! 1 Neutralisation

Mehr

Aufgabe 1: Geben Sie die korrespondierenden Basen zu folgenden Verbindungen an: a) H 3 PO 4 b) H 2 PO 4

Aufgabe 1: Geben Sie die korrespondierenden Basen zu folgenden Verbindungen an: a) H 3 PO 4 b) H 2 PO 4 Übungsaufgaben zum Thema Säuren, Basen und Puffer Säure/Base Definition nach Brǿnsted: Säuren sind Stoffe, die Protonen abgeben können (Protonendonatoren). Basen sind Stoffe, die Protonen aufnehmen können

Mehr

Modul: Allgemeine Chemie

Modul: Allgemeine Chemie Modul: Allgemeine Chemie 8. Wichtige Reaktionstypen Säure Base Reaktionen Konzepte, Gleichgewichtskonstanten Säure-Base Titrationen; Indikatoren Pufferlösungen Redoxreaktionen Oxidationszahlen, Redoxgleichungen

Mehr

Film der Einheit DA-Prinzip

Film der Einheit DA-Prinzip 3.Teil DA-Prinzip Film der Einheit DA-Prinzip Säuren und Basen im Alltag Eigenschaften Unterschiedliche Definitionen des Säurebegriffs Säure-Base Konzept nach Brönsted DA-Prinzip bei Protolysen und Redoxreaktionen

Mehr

Kapiteltest 1.1. Kapiteltest 1.2

Kapiteltest 1.1. Kapiteltest 1.2 Kapiteltest 1.1 a) Perchlorsäure hat die Formel HClO 4. Was geschieht bei der Reaktion von Perchlorsäure mit Wasser? Geben Sie zuerst die Antwort in einem Satz. Dann notieren Sie die Reaktionsgleichung.

Mehr

Grundlagen der Chemie Säuren und Basen (2)

Grundlagen der Chemie Säuren und Basen (2) Säuren und Basen (2) Prof. Annie Powell KIT Universität des Landes Baden-Württemberg und nationales Forschungszentrum in der Helmholtz-Gemeinschaft www.kit.edu ph-wert von Säuren in Wasser 1. Starke Säuren

Mehr

Chemie für Biologen. Vorlesung im. WS 2004/05 V2, Mi 10-12, S04 T01 A02. Paul Rademacher Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen

Chemie für Biologen. Vorlesung im. WS 2004/05 V2, Mi 10-12, S04 T01 A02. Paul Rademacher Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen Chemie für Biologen Vorlesung im WS 2004/05 V2, Mi 10-12, S04 T01 A02 Paul Rademacher Institut für rganische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 5: 10.11.2004) MILESS: Chemie für Biologen 78 Beispiele

Mehr

Lösungen zu den Übungsaufgaben zur Thematik Säure/Base (Zwei allgemeine Hinweise: aus Zeitgründen habe ich auf das Kursivsetzen bestimmter Zeichen

Lösungen zu den Übungsaufgaben zur Thematik Säure/Base (Zwei allgemeine Hinweise: aus Zeitgründen habe ich auf das Kursivsetzen bestimmter Zeichen Lösungen zu den Übungsaufgaben zur Thematik Säure/Base (Zwei allgemeine Hinweise: aus Zeitgründen habe ich auf das Kursivsetzen bestimmter Zeichen verzichtet; Reaktionsgleichungen sollten den üblichen

Mehr

Dissoziation, ph-wert und Puffer

Dissoziation, ph-wert und Puffer Dissoziation, ph-wert und Puffer Die Stoffmengenkonzentration (molare Konzentration) c einer Substanz wird in diesem Text in eckigen Klammern dargestellt, z. B. [CH 3 COOH] anstelle von c CH3COOH oder

Mehr

Fällungsreaktion. Flammenfärbung. Fällungsreaktion:

Fällungsreaktion. Flammenfärbung. Fällungsreaktion: 2 Fällungsreaktion: 2 Fällungsreaktion Entsteht beim Zusammengießen zweier Salzlösungen ein Niederschlag eines schwer löslichen Salzes, so spricht man von einer Fällungsreaktion. Bsp: Na + (aq) + Cl -

Mehr

1 Säuren und Basen. 1.1 Denitionen. 1.2 Protolyse und Autoprotolyse des Wassers

1 Säuren und Basen. 1.1 Denitionen. 1.2 Protolyse und Autoprotolyse des Wassers Praktikum Allgemeine und Analytische Chemie I WS 008/09 Seminar zum Anorganisch-chemischen Teil Säuren und Basen Praktikumsleiter: Professor Dr. U. Simon 1 Säuren und Basen 1.1 Denitionen Arrhenius denierte

Mehr

Komplexometrie. = Elektronenpaar- Akzeptor = Elektronenpaar- Donator. Koordinationsverbindung. stöchiometrischer Komplex. praktisch undissoziiert

Komplexometrie. = Elektronenpaar- Akzeptor = Elektronenpaar- Donator. Koordinationsverbindung. stöchiometrischer Komplex. praktisch undissoziiert Komplexometrie mehrwertige Kationen organ. Chelatbildner = Zentralion + = mehrzähniger Ligand = Elektronenpaar- Akzeptor = Elektronenpaar- Donator z.b.: Ca, Mg, Fe 3+, Zn, Hg, Bi, Cd... z.b.: EDTA Nitrilotriessigsäure

Mehr

AC2 ÜB12 Säuren und Basen LÖSUNGEN Seite 1 von 7

AC2 ÜB12 Säuren und Basen LÖSUNGEN Seite 1 von 7 AC2 ÜB12 Säuren und Basen LÖSUNGEN Seite 1 von 7 1. a) CH3COOH, C0=0.125 mol/l Schwache Säure pks = 4.75 (aus Tabelle) => ph = 0.5*(4.75-Log(0.125))= 2.83 b) H24, C0=0.1 mol/l Erste Protolysestufe starke

Mehr

b) Berechnen Sie den Verbrauch an Maßlösung und den Massenanteil der Essigsäure.

b) Berechnen Sie den Verbrauch an Maßlösung und den Massenanteil der Essigsäure. Prüfungsvorbereitung Säure-Base-Titrationen und ph-werte 1. ph-werte und Puffer 1.1 Eine Natronlauge hat die Dichte ρ = 1,7 g/m und einen Massenanteil von w(naoh) = %. Berechnen Sie den ph-wert der ösung.

Mehr

Säure/Base - Reaktionen. 6) Titration starker und schwacher Säuren/Basen

Säure/Base - Reaktionen. 6) Titration starker und schwacher Säuren/Basen Säure/Base - Reaktionen 1) Elektrolytische Dissoziation 2) Definitionen Säuren Basen 3) Autoprotolyse 4) ph- und poh-wert 5) Stärke von Säure/Basen 6) Titration starker und schwacher Säuren/Basen 7) Puffersysteme

Mehr

Säure/Base - Reaktionen. 6) Titration starker und schwacher Säuren/Basen. Elektrolytische Dissoziation. AB(aq)

Säure/Base - Reaktionen. 6) Titration starker und schwacher Säuren/Basen. Elektrolytische Dissoziation. AB(aq) Säure/Base - Reaktionen 1) Elektrolytische Dissoziation ) Definitionen Säuren Basen ) Autoprotolyse 4) p- und po-wert 5) Stärke von Säure/Basen 6) Titration starker und schwacher Säuren/Basen 7) Puffersysteme

Mehr

Chemie für Biologen WS 2005/6 Arne Lützen Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 8: Säuren und Basen, Elektrolyte)

Chemie für Biologen WS 2005/6 Arne Lützen Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 8: Säuren und Basen, Elektrolyte) Chemie für Biologen WS 2005/6 Arne Lützen Institut für rganische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 8: Säuren und Basen, Elektrolyte) Lösungen, Konzentration Viele chemische Reaktionen werden

Mehr

Grundlagen der Chemie Säuren und Basen

Grundlagen der Chemie Säuren und Basen Säuren und Basen Prof. Annie Powell KIT Universität des Landes Baden-Württemberg und nationales Forschungszentrum in der Helmholtz-Gemeinschaft www.kit.edu Säure-Base-Theorien Die Begriffe Säure und Base

Mehr

B Chemisch Wissenwertes. Arrhénius gab 1887 Definitionen für Säuren und Laugen an, die seither öfter erneuert wurden.

B Chemisch Wissenwertes. Arrhénius gab 1887 Definitionen für Säuren und Laugen an, die seither öfter erneuert wurden. -I B.1- B C H E M I S C H W ISSENWERTES 1 Säuren, Laugen und Salze 1.1 Definitionen von Arrhénius Arrhénius gab 1887 Definitionen für Säuren und Laugen an, die seither öfter erneuert wurden. Eine Säure

Mehr

Vorkurs Chemie (NF) Säuren und Basen, Puffer Ulrich Keßler

Vorkurs Chemie (NF) Säuren und Basen, Puffer Ulrich Keßler Vorkurs Chemie (NF) Säuren und Basen, Puffer Ulrich Keßler Alltagserfahrung: sauer Zitrone Essig junger Wein Welcher Stoff bewirkt saure Reaktion? http://www.simplyscience.ch/portal Data/1/Resources/Images_bis_10_

Mehr

CHEMIE KAPITEL 4 SÄURE-BASE. Timm Wilke. Georg-August-Universität Göttingen. Wintersemester 2013 / 2014

CHEMIE KAPITEL 4 SÄURE-BASE. Timm Wilke. Georg-August-Universität Göttingen. Wintersemester 2013 / 2014 CHEMIE KAPITEL 4 SÄURE-BASE Timm Wilke Georg-August-Universität Göttingen Wintersemester 2013 / 2014 Folie 2 Wiederholung: Brönstedt - Lowry Teilchen, die bei einer Reaktion Protonen abgeben (Protonendonatoren),

Mehr

Chemie Protokoll. Versuch 2 6 (SBG) Säure Base Gleichgewichte. Stuttgart, Sommersemester 2012

Chemie Protokoll. Versuch 2 6 (SBG) Säure Base Gleichgewichte. Stuttgart, Sommersemester 2012 Chemie Protokoll Versuch 2 6 (SBG) Säure Base Gleichgewichte Stuttgart, Sommersemester 2012 Gruppe 10 Jan Schnabel Maximilian Möckel Henri Menke Assistent: Pauzar 6. Juni 2012 Inhaltsverzeichnis 1 Theorie

Mehr

1/37. Das Protolysegleichgewicht. Wie könnte man die Stärke einer Säure quantitativ definieren?

1/37. Das Protolysegleichgewicht. Wie könnte man die Stärke einer Säure quantitativ definieren? Das Protolysegleichgewicht 1/37 Wie könnte man die Stärke einer Säure quantitativ definieren? Das Protolysegleichgewicht 2/37 Wie könnte man die Stärke einer Säure quantitativ definieren? Ein erster Ansatz

Mehr

Mehrprotonige Säuren (z.b. H 2 SO 4 )

Mehrprotonige Säuren (z.b. H 2 SO 4 ) Mehrprotonige Säuren (z.b. H SO 4 ) Mehrprotonige Säuren protolysieren stufenweise. Jede Stufe hat eine eigene Säurekonstante, deren Werte von Stufe zu Stufe kleiner werden (die Protolyse wird immer unvollständiger).

Mehr

Säuren und Basen. Der ph-wert Zur Feststellung, ob eine Lösung sauer oder basisch ist genügt es, die Konzentration der H 3 O H 3 O + + OH -

Säuren und Basen. Der ph-wert Zur Feststellung, ob eine Lösung sauer oder basisch ist genügt es, die Konzentration der H 3 O H 3 O + + OH - Der ph-wert Zur Feststellung, ob eine Lösung sauer oder basisch ist genügt es, die Konzentration der H 3 O + (aq)-ionen anzugeben. Aus der Gleichung: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - c(h 3 O + ) c(oh - ) K

Mehr

Ergänzende Aufgaben zu Säure-Base-Titrationen und deren ph-titrationskurven

Ergänzende Aufgaben zu Säure-Base-Titrationen und deren ph-titrationskurven Ergänzende Aufgaben zu Säure-Base-Titrationen und deren ph-titrationskurven 1. Einfachere Aufgaben ohne ph-kurvenverläufe einfache Umsatzberechnungen 1.1 Eine Maßlösung hat eine angestrebte Stoffmengenkonzentration

Mehr

3.2. Aufgaben zu Säure-Base-Gleichgewichten

3.2. Aufgaben zu Säure-Base-Gleichgewichten .. Aufgaben zu Säure-Base-Gleichgewichten Aufgabe : Herstellung saurer und basischer Lösungen Gib die Reaktionsgleichungen für die Herstellung der folgenden Lösungen durch Reaktion der entsprechenden Oxide

Mehr

Chemisches Grundpraktikum für Ingenieure. 2. Praktikumstag. Andreas Rammo

Chemisches Grundpraktikum für Ingenieure. 2. Praktikumstag. Andreas Rammo Chemisches Grundpraktikum für Ingenieure. Praktikumstag Andreas Rammo Allgemeine und Anorganische Chemie Universität des Saarlandes E-Mail: a.rammo@mx.uni-saarland.de Das chemische Gleichgewicht Säure-Base-Reaktionen

Mehr

Kurstag 2 Maßanalyse 2. Teil

Kurstag 2 Maßanalyse 2. Teil Kurstag 2 Maßanalyse 2. Teil Titration von starken und schwachen Säuren Stichworte zur Vorbereitung: Massenwirkungsgesetz, Prinzip von Le Chatelier, Broenstedt, korrespondierendes Säure-Base-Paar, ph-wert-berechnung

Mehr

Das chemische Gleichgewicht

Das chemische Gleichgewicht Das chemische Gleichgewicht Reversible Reaktionen können in beiden Richtungen verlaufen z.b. N 2 + 3H 2 2NH 3 2NH 3 N 2 + 3H 2 In einer Gleichung: N 2 + 3H 2 2NH 3 p p Zeit N 2 H 2 NH 3 H 2 N 2 NH 3 idő

Mehr

Einführungskurs 3. Seminar

Einführungskurs 3. Seminar ALBERT-LUDWIGS- UNIVERSITÄT FREIBURG Einführungskurs 3. Seminar Prof. Dr. Christoph Janiak Literatur: Riedel, Anorganische Chemie Inhalt Reaktionstypen Gleichgewicht bei Säure/Base-Reaktionen ph-berechnungen

Mehr

ph-wert Berechnung für starke Säuren / Basen

ph-wert Berechnung für starke Säuren / Basen ph-wert Berechnung für starke Säuren / Basen 0.1 mol/l HCl: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl starke Säure, vollständige Dissoziation [H 3 O + ] = 10 1 mol/l; ph = 1 0.1 mol/l NaOH: NaOH + H 2 O Na + aq + OH starke

Mehr

Verrechnungspunkte: Gesamtpunkte: Note:

Verrechnungspunkte: Gesamtpunkte: Note: Säure-Base-Reaktionen: E. 5. 2 Die Base Ammoniak Bearbeitungszeit: zweimal 45 Minuten Hilfsmittel: Taschenrechner Verrechnungspunkte: Gesamtpunkte: Note: Aufgaben 1 Ammoniak wird heute großtechnisch nach

Mehr

Vorlesung Anorganische Chemie

Vorlesung Anorganische Chemie Vorlesung Anorganische Chemie Prof. Ingo Krossing WS 2007/08 B.Sc. Chemie Lernziele Block 6 Entropie und Gibbs Enthalpie Gibbs-elmholtz-Gleichung Absolute Entropien Gibbs Standardbildungsenthalpien Kinetik

Mehr

Themengebiet: 1 HA + H 2 O A - + H 3 O + H 3 O + : Oxonium- oder Hydroxoniumion. Themengebiet: 2 B + H 2 O BH + + OH - OH - : Hydroxidion

Themengebiet: 1 HA + H 2 O A - + H 3 O + H 3 O + : Oxonium- oder Hydroxoniumion. Themengebiet: 2 B + H 2 O BH + + OH - OH - : Hydroxidion 1 1 Säuren sind Protonendonatoren, d.h. Stoffe, die an einen Reaktionspartner ein oder mehrere Protonen abgeben können; Säuredefinition nach Brönsted Im Falle von Wasser: HA + H 2 O A - + H 3 O + H 3 O

Mehr

Säure-Base-Gleichgewichte

Säure-Base-Gleichgewichte Säure-Base-Gleichgewichte Inhaltsverzeichnis Vorwort iii 1. Entwicklung des Säure-Base-Begriffs 1 2. Ionenprodukt des Wassers 3 3. Protolysegleichgewicht 7 3.1. Säurekonstanten starker Säuren.........................

Mehr

Dr. Kay-Uwe Jagemann - Oberstufengymnasium Eschwege - Januar 2013. Versuch: Wirkung eines Essigsäure-Acetat-Puffers Aufbau

Dr. Kay-Uwe Jagemann - Oberstufengymnasium Eschwege - Januar 2013. Versuch: Wirkung eines Essigsäure-Acetat-Puffers Aufbau Puffer Versuch: Wirkung eines Essigsäure-Acetat-Puffers Aufbau A1 A B1 B Natronlauge Natronlauge =,5 =,5 Essigsäure (c=,1mol/l) Natriumacetat Essigsäure (c=,1mol/l) Natriumacetat Durchführung Teilversuch

Mehr

C Säure-Base-Reaktionen

C Säure-Base-Reaktionen -V.C1- C Säure-Base-Reaktionen 1 Autoprotolyse des Wassers und ph-wert 1.1 Stoffmengenkonzentration Die Stoffmengenkonzentration eines gelösten Stoffes ist der Quotient aus der Stoffmenge und dem Volumen

Mehr

3. Seminar zum Quantitativen Anorganischen Praktikum WS 2013/14

3. Seminar zum Quantitativen Anorganischen Praktikum WS 2013/14 3. Seminar zum Quantitativen Anorganischen Praktikum WS 2013/14 Teil des Moduls MN-C-AlC S. Sahler, M. Wolberg 20.01.14 Titrimetrie (Volumetrie) Prinzip: Messung des Volumenverbrauchs einer Reagenslösung

Mehr

Stoffe oder Teilchen, die Protonen abgeben kånnen, werden als SÄuren bezeichnet (Protonendonatoren).

Stoffe oder Teilchen, die Protonen abgeben kånnen, werden als SÄuren bezeichnet (Protonendonatoren). 5 10 15 20 25 30 35 40 45 O C 50 Chemie Technische BerufsmaturitÄt BMS AGS Basel Kapitel 6 SÄuren und Basen Baars, Kap. 12.1; 12.2; 13 Versuch 1 Ein Becherglas mit Thermometer enthält violette FarbstofflÅsung

Mehr

Formelsammlung Chemie

Formelsammlung Chemie 1 Formelsammlung Chemie Joachim Jakob, Kronberg-Gymnasium Aschaffenburg chemie-lernprogramme.de/daten/programme/js/formelsammlung/ Inhaltsverzeichnis 1 Avogadro Konstante N A 2 2 Molare Masse M 2 3 Molares

Mehr

Säuren und Basen nach Brönsted

Säuren und Basen nach Brönsted Säuren und Basen nach Brönsted Es gibt versch. Definitionen von Säuren und Basen. Nach Brönsted ist eine Säure (HA) ein Protonendonator und eine Base (B) ein Protonenakzeptor, d.h. eine Säure reagiert

Mehr

CHEMIE KAPITEL 4 SÄURE-BASE. Timm Wilke. Georg-August-Universität Göttingen. Wintersemester 2013 / 2014

CHEMIE KAPITEL 4 SÄURE-BASE. Timm Wilke. Georg-August-Universität Göttingen. Wintersemester 2013 / 2014 CHEMIE KAPITEL 4 SÄURE-BASE Timm Wilke Georg-August-Universität Göttingen Wintersemester 2013 / 2014 Folie 2 Aufgaben In einen Liter Wasser werden 2 g NH - 2 (starke Base) eingeleitet welchen ph-wert hat

Mehr

1 Einführung. 2 Die spontane Dissoziation von Wasser (Autoprotolyse) Wasser aus der Sicht der Chemie Die ph-skala Factsheet

1 Einführung. 2 Die spontane Dissoziation von Wasser (Autoprotolyse) Wasser aus der Sicht der Chemie Die ph-skala Factsheet 1/8 Wasser aus der Sicht der Chemie Die ph-skala Factsheet 1 Einführung Ein Verkaufsargument, welches oft in der Werbung für Kosmetika, aber auch immer häufiger in anderen Bereichen wie bei Lebensmitteln

Mehr

0.1 Protolyse-Gleichgewichte

0.1 Protolyse-Gleichgewichte 1 0.1 Protoyse-Geichgewichte 0.1.1 Protoysereaktionen Protonen-Donatoren Teichen, die bei einer Reaktion Protonen abgeben Protonen-Akzeptoren Teichen, die bei einer Reaktion Protonen aufnehmen Protoyse-Übergang

Mehr

Bundesrealgymnasium Imst. Chemie Klasse 7. Säuren und Basen

Bundesrealgymnasium Imst. Chemie Klasse 7. Säuren und Basen Bundesrealgymnasium Imst Chemie 2010-11 Klasse 7 Säuren und Basen Dieses Skriptum dient der Unterstützung des Unterrichtes - es kann den Unterricht aber nicht ersetzen, da im Unterricht der Lehrstoff detaillierter

Mehr

Staatliches Seminar für Didaktik und Lehrerbildung (Realschulen) Reutlingen. NWA-Tag 2014. Erstellt von. Eva Leibinger (Chemie) Julia Härle (Chemie)

Staatliches Seminar für Didaktik und Lehrerbildung (Realschulen) Reutlingen. NWA-Tag 2014. Erstellt von. Eva Leibinger (Chemie) Julia Härle (Chemie) Staatliches Seminar für Didaktik und Lehrerbildung (Realschulen) Reutlingen + H + Cl - Na + OH - + Na + Cl - H + OH - NWA-Tag 2014 Erstellt von Eva Leibinger (Chemie) Julia Härle (Chemie) Elisa Weishaupt

Mehr

Sommersemester 2016 Seminar Stöchiometrie

Sommersemester 2016 Seminar Stöchiometrie Sommersemester 2016 Seminar Stöchiometrie Themenüberblick Kurze Wiederholung der wichtigsten Formeln Neue Themen zur Abschlussklausur: 1. Elektrolytische Dissoziation 2. ph-wert Berechnung 3. Puffer Wiederholung

Mehr

-Homogene Gelichgewichte -Heterogene Gleichgewichte. Homogen: Die im Gleichgewicht stehenden Substanzen liegen in der gleichen Phase vor

-Homogene Gelichgewichte -Heterogene Gleichgewichte. Homogen: Die im Gleichgewicht stehenden Substanzen liegen in der gleichen Phase vor Heterogene Gleichgewichte Man unterscheidet: -Homogene Gelichgewichte -Heterogene Gleichgewichte Homogen: Die im Gleichgewicht stehenden Substanzen liegen in der gleichen Phase vor Heterogen: Die sich

Mehr

Versuch 3: Säure-Base Titrationen Chemieteil, Herbstsemester 2008

Versuch 3: Säure-Base Titrationen Chemieteil, Herbstsemester 2008 Versuch 3: Säure-Base Titrationen Chemieteil, Herbstsemester 2008 Verfasser: Zihlmann Claudio Teammitglied: Knüsel Philippe Datum: 29.10.08 Assistent: David Weibel E-Mail: zclaudio@student.ethz.ch 1. Abstract

Mehr

Säure - Base - Theorien

Säure - Base - Theorien Säure Base Theorien S. Arrhenius (1887) Säuren sind Stoffe, die in wässriger Lösung H + (aq) Ionen bilden, während Basen OH (aq) Ionen bilden. H 2 SO 4, HNO 3, HCl, NaOH, Ba(OH) 2, aber: NH 3, CH 3, OCH

Mehr

DEFINITIONEN REINES WASSER

DEFINITIONEN REINES WASSER SÄUREN UND BASEN 1) DEFINITIONEN REINES WASSER enthält gleich viel H + Ionen und OH Ionen aus der Reaktion H 2 O H + OH Die GGWKonstante dieser Reaktion ist K W = [H ]*[OH ] = 10 14 In die GGWKonstante

Mehr

Erkläre die Bedeutung der negativen Blindprobe. Erkläre die Bedeutung der positiven Blindprobe. Erkläre das Prinzip der Flammenfärbung.

Erkläre die Bedeutung der negativen Blindprobe. Erkläre die Bedeutung der positiven Blindprobe. Erkläre das Prinzip der Flammenfärbung. Erkläre die Bedeutung der negativen Blindprobe. Durchführung einer Nachweisreaktion ohne Beteiligung der zu analysierenden Substanz. Ziel: Überprüfen der Reinheit der verwendeten Nachweisreagenzien. Erkläre

Mehr

Das Chemische Gleichgewicht

Das Chemische Gleichgewicht II. Gleichgewichte von Säuren S und Basen 13 Puffer-Lösungen Definition: Lösungen, die einen definierten ph-wert haben, der konstant bleibt, auch wenn Säuren S oder Basen in begrenzten Mengen zugesetzt

Mehr

Übungsblatt zu Säuren und Basen

Übungsblatt zu Säuren und Basen 1 Übungsblatt zu Säuren und Basen 1. In einer wässrigen Lösung misst die Konzentration der Oxoniumionen (H 3 O + ) 10 5 M. a) Wie gross ist der ph Wert? b) Ist die Konzentration der OH Ionen grösser oder

Mehr

4. Wässrige Lösungen schwacher Säuren und Basen

4. Wässrige Lösungen schwacher Säuren und Basen 4. Wässrige Lösungen schwacher Säuren und Basen Ziel dieses Kapitels ist es, das Vorgehenskonzept zur Berechnung von ph-werten weiter zu entwickeln und ph-werte von wässrigen Lösungen einprotoniger, schwacher

Mehr

Anorganische-Chemie. Dr. Stefan Wuttke Butenandstr. 11, Haus E, E

Anorganische-Chemie. Dr. Stefan Wuttke Butenandstr. 11, Haus E, E Dr. Stefan Wuttke Butenandstr. 11, Haus E, E 3.039 stefan.wuttke@cup.uni-muenchen.de www.wuttkegroup.de Anorganische-Chemie Grundpraktikum für Biologen 2017 Säuren und Basen Essigsäure Phosphorsäure Zitronensäure

Mehr

Wintersemester 2016 Seminar Stöchiometrie

Wintersemester 2016 Seminar Stöchiometrie Wintersemester 2016 Seminar Stöchiometrie Tutorien Raum Termin Hörsaal OSZ H5 Mo. 19.12., 18-20 Uhr Hörsaal OSZ H5 Fr. 13.1.,16-18 Uhr Hörsaal OSZ H5 Mo. 30.01., 18-20 Uhr Hörsaal OSZ H5 Mo. 06.02., 18-20

Mehr

Säuren und Basen. 18 UE Präsenz - Selbststudium 1,3 ECTS

Säuren und Basen. 18 UE Präsenz - Selbststudium 1,3 ECTS Säuren und Basen 18 UE Präsenz - Selbststudium 1,3 ECTS Überblick 1. Schülervorstellungen Phänomenologische Begriffsbestimmung 2. Verschiedene Definitionen der Begriffe 3. Stärke von Säuren und Basen 4.

Mehr

Wiederholungen. Puffergleichung (Henderson-Hasselbalch) Ionenprodukt des Wassers. ph-wert-berechnungen. Titrationskurvenberechnung

Wiederholungen. Puffergleichung (Henderson-Hasselbalch) Ionenprodukt des Wassers. ph-wert-berechnungen. Titrationskurvenberechnung Vorlesung 22: Wiederholungen Puffergleichung (Henderson-Hasselbalch) Ionenprodukt des Wassers ph-wert-berechnungen Titrationskurvenberechnung Säuren und Basen Hydroxonium + Chlorid Ammonium + Hydroxid

Mehr

Grundwissen Chemie Mittelstufe (9 MNG)

Grundwissen Chemie Mittelstufe (9 MNG) Grundwissen Chemie Mittelstufe (9 MNG) Marie-Therese-Gymnasium Erlangen Einzeldateien: GW8 Grundwissen für die 8. Jahrgangsstufe GW9 Grundwissen für die 9. Jahrgangsstufe (MNG) GW9a Grundwissen für die

Mehr

Die Einheit der Atommasse m ist u. Das ist der 12. Teil der Masse eines Kohlenstoffatoms. 1 u = 1,6608 * 10-27 kg m(h) = 1 u

Die Einheit der Atommasse m ist u. Das ist der 12. Teil der Masse eines Kohlenstoffatoms. 1 u = 1,6608 * 10-27 kg m(h) = 1 u Analytische Chemie Stöchiometrie Absolute Atommasse Die Einheit der Atommasse m ist u. Das ist der 12. Teil der Masse eines Kohlenstoffatoms. 1 u = 1,6608 * 10-27 kg m() = 1 u Stoffmenge n Die Stoffmenge

Mehr

8. Säuren und Basen II

8. Säuren und Basen II 8. Säuren und Basen II ein SOL Leitprogramm Arbeitsanleitung An diesem Leitprogramm arbeiten Sie weitgehend selbständig. Fragen, Unklarheiten und spezielle Aufträge werden zu viert in einer Lerngruppe

Mehr

Biochemisches Grundpraktikum

Biochemisches Grundpraktikum Biochemisches Grundpraktikum Versuch Nummer G-01 01: Potentiometrische und spektrophotometrische Bestim- mung von Ionisationskonstanten Gliederung: I. Titrationskurve von Histidin und Bestimmung der pk-werte...

Mehr

Wintersemester 2017 Seminar Stöchiometrie

Wintersemester 2017 Seminar Stöchiometrie Wintersemester 2017 Seminar Stöchiometrie Themenüberblick Kurze Wiederholung der wichtigsten Formeln Neue Themen zur Abschlussklausur: 1. Elektrolytische Dissoziation 2. ph-wert Berechnung 3. Puffer Wiederholung

Mehr

Themen heute: Säuren und Basen, Redoxreaktionen

Themen heute: Säuren und Basen, Redoxreaktionen Wiederholung der letzten Vorlesungsstunde: Massenwirkungsgesetz, Prinzip des kleinsten Zwangs, Löslichkeitsprodukt, Themen heute: Säuren und Basen, Redoxreaktionen Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr.

Mehr

6. Salze (starke Säure / starke Base) z.b. NaCl In Wasser, ph 7; stets ph = 7

6. Salze (starke Säure / starke Base) z.b. NaCl In Wasser, ph 7; stets ph = 7 6. Salze (starke Säure / starke Base) z.b. NaCl In Wasser, ph 7; stets ph = 7 (Wenn das benutzte Wasser sauer reagiert, dann ph dieses Wassers.) Qualitative Argumentation 1: (Betrachtung der Ionen) NaCl

Mehr

Säure- Base- Theorien

Säure- Base- Theorien Säure- Base- Theorien Definition nah ARRHENIUS (1883) Säuren: Wasserstoffverbindungen, die bei Dissoziation H + - Ionen bilden. Basen: Hydroxide, die bei Dissoziation OH - - Ionen bilden. Beispiel: HCl

Mehr

Chemiebuch Elemente Lösungen zu Aufgaben aus Kapitel 13

Chemiebuch Elemente Lösungen zu Aufgaben aus Kapitel 13 Kantonsschule Kreuzlingen, Klaus Hensler Chemiebuch Elemente Lösungen zu Aufgaben aus Kapitel 13 Grundregeln für stöchiometrische Berechnungen Wenn es um Reaktionen geht zuerst die chem. Gleichung aufstellen

Mehr

Anorganisch-chemisches Praktikum für Human- und Molekularbiologen

Anorganisch-chemisches Praktikum für Human- und Molekularbiologen Anorganisch-chemisches Praktikum für uman- und Molekularbiologen. Praktikumstag Andreas Rammo Allgemeine und Anorganische Chemie Universität des Saarlandes E-Mail: a.rammo@mx.uni-saarland.de Säure-Base-Definition

Mehr

3. Säure-Base-Titration

3. Säure-Base-Titration äure-base 15 3. äure-base-titration Einleitung chon früh wurde im Rahmen des Umweltschutzes die Problematik des auren Regens und die damit verbundene Übersäuerung der Böden und Gewässer erkannt. eitdem

Mehr

AC2 A. Soi 11

AC2 A. Soi 11 0.09.017 AC A. Soi 11 Die wichtigsten starken Säuren und ydroxidbasen (Metallhydroxide) Protolysieren vollständig. liegen in Wasser zu 100% in Ionenform, vor. Liegen in Wasser zu 100% dissoziiert, also

Mehr

Protokoll. Basismodul Chemie I, Praktikum: Säure-Base Gleichgewichte

Protokoll. Basismodul Chemie I, Praktikum: Säure-Base Gleichgewichte Protokoll Basismodul Chemie I, Praktikum: Säure-Base Gleichgewichte Veranstalter: Dr. Ulrich Neuert Jörg Mönnich () Betreuer: Carolin, Christian Versuchstag: Freitag, 04.03.2005 Schwache Säuren und Basen;

Mehr

Säure/Basen Theorien

Säure/Basen Theorien Säure/Baen Theorien Theorie Arrheniu/Otwald (Dioziationtheorie Säuren Geben H ab Baen Geben OH - ab Bröntedt Geben H ab (Protonendonor Nehmen H auf (Protonenakzeptor Lewi Beitzen Elektronenlücken, die

Mehr

Skriptum zur Laborübung Wasser und Umwelt

Skriptum zur Laborübung Wasser und Umwelt Skriptum zur Laborübung Wasser und Umwelt 1 1 Wasser und Umwelt 2 1.1 Allgemein Tabelle 2.1: Inhaltsstoffe natürlicher Gewässer (Quelle: L. A. Hütter, Wasser und Wasseruntersuchung, Salle und Sauerländer)

Mehr

(Atommassen: Ca = 40, O = 16, H = 1;

(Atommassen: Ca = 40, O = 16, H = 1; 1.) Welche Molarität hat eine 14,8%ige Ca(OH) 2 - Lösung? (Atommassen: Ca = 40, O = 16, H = 1; M: mol/l)! 1! 2! 2,5! 3! 4 M 2.) Wieviel (Gewichts)%ig ist eine 2-molare Salpetersäure der Dichte 1,100 g/cm

Mehr