Säure-Base-Gleichgewichte

Save this PDF as:
 WORD  PNG  TXT  JPG

Größe: px
Ab Seite anzeigen:

Download "Säure-Base-Gleichgewichte"

Transkript

1 Säure-Base-Gleichgewichte

2

3 Inhaltsverzeichnis Vorwort iii 1. Entwicklung des Säure-Base-Begriffs 1 2. Ionenprodukt des Wassers 3 3. Protolysegleichgewicht Säurekonstanten starker Säuren Säurekonstanten schwacher Säuren Basenkonstanten schwacher Basen Zusammenhang von pk S und pk B Beliebige Säure-Base-Gleichgewichte Protolyse von Salzen Säure-Base-Titrationen Titration einer starken Säure mit einer starken Base Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base Puffer Die Puffergleichung Biologisch bedeutsame Puffersysteme ph-wert-indikatoren Aufgaben 27 A. Säurekonstanten bei 25 C 31 B. Der pk S -Wert von Wasser 33 i

4

5 Vorwort Stelle dir einen knackfrischen und buntgemischten Salat, am besten noch mit Schinken und Käse oder mit Oliven und Thunfisch, aber ohne Essig vor! Welch fades Erlebnis auf der Zunge! Der Mensch liebt den sauren Geschmack. Das lateinische Wort für Essig lautet acetum, im englischen hat sich davon acid abgeleitet und steht für das deutsche Wort Säure. Außerhalb der Küche waren Säuren bereits im frühen Mittelalter von Bedeutung: aqua forte 1 löst Silber aber nicht Gold. Deshalb diente es als Scheidewasser, um Gold von Silber zu trennen. Aqua regis 2, das Königswasser, löst dann auch Gold. Wehe dem Goldschmied, wenn sich der Zacken aus des Königs Krone nicht erst in aqua regis löste! Die Bezeichnung dieser Mineralsäuren als Wasser zeigt, dass auf eine Geschmacksprüfung aus einsichtigen Gründen verzichtet wurde. Erst als Indikatoren entdeckt wurden, erkannte man die Gemeinsamkeiten mit Essig und definierte die Säuren und deren Gegenspieler, die Basen. Heute ist der Säure-Base-Begriff vom Wasser losgelöst, für die Schule bleibt er aber wässrig, als Gleichgewichte in wässrigen Lösungen. 1 Salpetersäure 2 Mischung aus 1 Teil Salpetersäure und 3 Teilen Salzsäure iii

6

7 1. Entwicklung des Säure-Base-Begriffs Robert Boyle ( ): Säuren bewirken eine Farbänderung bei einigen Pflanzenfarbstoffen. Auch heben sie die Wirkung von alkalischen Lösungen auf. Antoine Laurent de Lavoisier ( ): Nichtmetalle verbrennen in Luft zu Stoffen, die mit Wasser zu Säuren reagieren. Er glaubte daher, die Luft enthalte ein sauermachendes Gas den Sauerstoff. Seiner Ansicht nach enthalten alle Säuren Sauerstoff. Justus von Liebig ( ): Nicht alle Säuren enthalten Sauerstoff, aber alle Wasserstoff. Dieser Wasserstoff kann durch Metalle ersetzt werden, dabei entstehen Salze. Svante Arrhenius ( ): Säuren dissoziieren in wässeriger Lösung zu frei beweglichen, positiv geladenen Wasserstoffionen (H -Ionen) und zu frei beweglichen, negativ geladenen Säurerestionen. Basen dissoziieren zu Kationen und OH -Ionen. Damit war erklärt, warum ein Indikator mit den verschiedensten Säuren die gleiche Farbe zeigt denn der Indikator reagiert mit dem Wasserstoffion, in basischer Lösung reagiert er mit dem OH -Ion. Mit dieser Definition sind Säuren und Basen aber auf Wasser als Lösungsmittel beschränkt. V Leitfähigkeit von Salzsäure Säuren bilden in Wasser H - (oder H 3 O -) Ionen: H Cl + H O H H O H H + Cl Basen ergeben in Wasser OH -Ionen: H H N H + H O H H N H + O H H H Betrachtet man in obigen Reaktionsgleichungen die Rolle des Wassers, dann ist es im ersten Fall keine Säure, im zweiten aber sehr wohl. Dieses unterschiedliche Verhalten ist bei Arrhenius nicht erfasst, eine neue Definition war daher nötig. J.N. Brønsted ( ) und T. Lowry ( ) lösten den Säure-Base-Begriff vom Wasser und formulierten 1923 unabhängig voneinander: 1

8 1. Entwicklung des Säure-Base-Begriffs Säuren geben Wasserstoffionen ab sie sind Protonen-Donatoren. Basen nehmen Wasserstoffionen auf sie sind Protonen-Akzeptoren. Hat eine Säure ein Wasserstoffion abgegeben, ist der zurückbleibende Rest eine Base, denn er kann ein Wasserstoffion aufnehmen: HCl H + Cl Säure konjugierte Base Analog entsteht aus einer Base durch Aufnahme eines Protons die konjugierte Säure: NH 3 + H NH 4 Base konjugierte Säure Damit aber eine Säure ihr Proton abgeben kann, muss eine geeignete Base vorhanden sein, die dieses Proton aufnimmt: Säure-Base-Paar II HCl + NH 3 Cl + NH 4 Säure-Base-Paar I Diese Reaktion von Chlorwasserstoffgas HCl mit Ammoniakgas NH 3 zu festem Ammoniumchlorid NH 4 Cl ist eines der bekanntesten Beispiele für eine Säure-Base-Reaktion, die zum einen ohne Wasser und zum anderen im gasförmigen Aggregatzustand abläuft! V Saure Reaktion von FeCl 3 -Lösung Aber: warum reagieren die wässrigen Lösungen vieler Metallkationen wie z.b. Fe 3+ sauer? Die Brønstedt-Lowry-Definition scheint diesen Fall nicht zu erfassen, den wie soll ein Stoff Protonen abspalten, wenn er gar keine hat? Wir werden später sehen, warum es in wässriger Lösung geht, aber, wenn die Chemie sich als die Naturwissenschaft vom Elektronenaustausch versteht, dann wird Brønstedt-Lowry diesem Anspruch nicht gerecht. Gilbert Newton Lewis erweiterte 1938/39 den Säure-Base-Begriff und machte ihn unabhängig vom Proton: eine Säure ist ein elektrophiler Elektronenpaarakzeptor, eine Lewis- Base ein Elektronenpaardonator. F F B + F F F B F F F Säure Base Eine Lewis-Säure hat ein unbesetztes Orbital eine Elektronenlücke, das mit dem Elektronenpaar der Base besetzt wird. Das Proton ist nur Fall einer Lewis-Säure. Für die Schule bleibt es aber beim Brønstedtschen Säure-Base-Begriff des Protonenübergangs, denn er beinhaltet das wichtige Donator-Akzeptor-Prinzip. Die Begriffe Säure und Base charakterisieren nicht den Zustand, sondern die Funktion des Teilchens. 2

9 2. Ionenprodukt des Wassers Auch reinstes Wasser zeigt eine gewisse Leitfähigkeit, es müssen also Ionen vorhanden sein. Diese sind durch Autoprotolyse entstanden: Anwendung des MWG: H 2 O + H 2 O H 3 O + OH K = c(h 3O ) c(oh ) c 2 (H 2 O) (2.1) Nun soll die Konstante K berechnet werden. Aus Leitfähigkeitsmessungen weiss man: c(h 3 O ) = c(oh ) = 10 7 mol/l Bei 25 C wiegt 1 Liter Wasser 997 g, ein Mol Wassermoleküle wiegt 18 g. Die Konzentration der Wassermoleküle in einem Liter Wasser ist also: c(h 2 O) = m(wasser) M(H 2 O) = 997 g l 1 = 55, 4 mol l 1 18 g mol 1 Das Zahlenverhältnis von H 3 O -Molekülen zu H 2 O-Molekülen ist somit : (55, 4 mol l 1 ) : (10 7 mol l 1 ) = : 1 Damit kann bei der Autoprotolyse die Konzentration der H 2 O-Moleküle als konstant angesehen werden und in Gleichung (2.1 ) mit der Konstanten K zu einer neuen Konstanten K W zusammengefasst werden. K c 2 (H 2 O) = K W = c(h 3 O ) c(oh ) Die Konstante K W bezeichnet man als das Ionenprodukt des Wassers. Sie ist temperaturabhängig und hat bei 25 C den Wert 1, mol 2 l 2. K W = c(h 3 O ) c(oh ) (2.2) = mol 2 l 2 3

10 2. Ionenprodukt des Wassers Tabelle 2.1.: Temperaturabhängigkeit des Ionenproduktes des Wassers K W T( C) K W (mol 2 l 2 ) 0 0, , , , Dieser Wert gilt nicht nur für reines Wasser, sondern mit hinreichender Genauigkeit auch für verdünnte Lösungen von Säuren und Basen. Damit sind die Konzentrationen von H 3 O und OH voneinander abhängig. Für neutrale wässrige Lösungen gilt: Für saure und basische Lösungen gilt: c(h 3 O ) = c(oh ) = K W = 10 7 mol l 1 c(h 3 O ) = K W c(oh ) Für eine einfachere Handhabung der Werte hat man den ph-wert als den negativen Logarithmus der H 3 O -Ionenkonzentration definiert: ph = log c(h 3 O ) (2.3) Ist der ph-wert bekannt, ergibt sich die Konzentration der H 3 O -Ionen zu: c(h 3 O ) = 10 ph mol l 1 Durch Umformung von Gleichung (2.2) kann die zugehörige OH -Ionenkonzentration errechnet werden: c(oh ) = Analog zum ph-wert ist der poh-wert definiert: K W c(h 3 O ) poh = log c(oh ) (2.4) Ist der poh-wert bekannt, kann die Konzentration der OH -Ionen berechnet werden: c(oh ) = 10 poh mol l 1 Aus den Gleichungen (2.2), (2.3) und (2.4) ergibt sich dann als grundlegende Beziehung: 4

11 Substanz ph Kommerzielles, konzentriertes HCl (37 % der Masse) -1,1 1-molare HCl-Lösung 0,0 Magensaft 1,4 Zitronensaft 2,1 Orangensaft 2,8 Wein 3,5 Tomatensaft 4,1 Schwarzer Kaffee 5,0 Urin 6,0 Regenwasser 6,5 Milch 6,9 Reines Wasser bei 24 C 7,0 Blut 7,4 Backsodalösung 8,5 Boraxlösung 9,2 Kalkwasser 10,5 Haushaltsammoniak 11,9 1-molare NaOH-Lösung 14,0 Gesättigte NaOH-Lösung 15,0 Tabelle 2.2.: Acidität einiger üblicher Lösungen ph + poh = 14 (2.5) Aufgabe: Wie groß ist das Verhältnis der Zahlen von Wasserstoffionen zu Hydroxidionen in reinem Wasser und in Orangensaft? Lösung: In reinem Wasser ist c(h ) : c(oh ) = 10 7 mol/l : 10 7 mol/l oder gleich 1 : 1. Im Orangensaft: c(h ) = 10 2,8 mol l 1 = 10 +0, mol l 1 = 1, mol l 1 poh = 14 ph = 11, 2 c(oh ) = 10 11,2 mol l 1 = 10 +0, mol l 1 = 6, mol l 1 5

12 2. Ionenprodukt des Wassers Das Verhältnis ist also 1, : 6, oder gleich : 1. Diese enorme Veränderung der Ionenverhältnisse veranschaulicht die Vorteile der Zehnerpotenzschreibweise und der Verwendung von Logarithmen. 6

13 3. Protolysegleichgewicht 3.1. Säurekonstanten starker Säuren V ph-wert einer 0,1m Salzsäure Beob: Der ph-wert beträgt 1. Mit c(h 3 O ) = 10 ph mol l 1 beträgt die Konzentration der H 3 O -Ionen 0,1 m/l. HCl + H 2 O H 3 O + Cl 0,1 m/l 0,1 m/l Das Gleichgewicht dieser Reaktion liegt praktisch vollständig auf der rechten Seite Salzsäure ist also das, was man als starke Säure bezeichnet. Der ph-wert wird in solchen Fällen durch die Konzentration der Säure bestimmt: Einschränkung: Diese Formel gilt nur für einprotonige Säuren! ph = log c(ha) (3.1) 3.2. Säurekonstanten schwacher Säuren V ph-wert einer 0,1m Essigsäure Essigsäure der Konzentration von 0,1mol/l zeigt einen ph-wert = 2,7. Wie groß ist K S? HAc + H 2 O Ac + H 3 O 10 1 m/l 10 2,7 m/l Nur ca. jedes hundertste HAc-Molekül hat sein Proton abgegeben Essigsäure ist eine schwache Säure. Die verallgemeinerte Reaktion einer schwachen Säure HA mit Wasser: Eingesetzt ins Massenwirkungsgesetz: HA + H 2 O A + H 3 O 7

14 3. Protolysegleichgewicht K = c(a ) c(h 3 O ) c(ha) c(h 2 O) Wie beim Ionenprodukt des Wasser wird auch hier die Konzentration des Wassers als konstant angenommen und in die Konstante eingerechnet: K S = K c(h 2 O) = c(h 3O ) c(a ) c(ha) Da das Gleichgewicht stark auf der linken Seite liegt, kann die Gleichgewichtskonzentration c(ha) näherungsweise der Ausgangskonzentration c 0 (HA) geichgesetzt werden. Zudem kann die H 3 O -Ionenkonzentration aus der Autoprotolyse vernachlässigt werden, so das c(a ) c(h 3 O )gilt. K S = c(h 3O ) c(a ) c(ha) c2 (H 3 O ) c 0 (HA) Genauer ist es, wenn mit der Gleichgewichtskonzentration von HA gerechnet wird: K S = c 2 (H 3 O ) c 0 (HA) c(h 3 O ) Doch dann haben wir es mit einer quadratischen Gleichung zu tun, was die ph-wertberechnung deutlich erschwert und rechne das nach für ph=1,8 und c 0 (HA) = 0, 1 mol/l der Unterschied ist nicht so erheblich. Angewendet auf HAc: K S = c2 (H 3 O ) c 0 (HAc) = (10 2,9 mol l 1 ) mol l 1 = 10 4,8 mol l 1 Analog zur Definition des ph-wertes wird auch hier besser mit dem pk S -Wert gearbeitet: pk S = log(k S ) 8

15 3.3. Basenkonstanten schwacher Basen Berechnung des ph-wertes von schwachen Säuren Ausgehend von der Beziehung: K S = c(a ) c(h 3 O ) c(ha) c2 (H 3 O ) c 0 (HA) ergibt sich die Konzentration der H 3 O -Ionen: c(h 3 O ) = K S c 0 (HA) Unter Anwendung der Rechenvorschriften ph = log(h 3 O ) und pk S = log(k S ) folgt: ph = 1 2 (pk S log c 0 (HA)) (3.2) Beispiele: Berechne den ph-wert einer 0,01m HAc mit pk S =4,75. ph = 1 2 (pk S log c(hac)) = 1 (4, ) = 3, Basenkonstanten schwacher Basen V ph-wert einer 0,1m NaAc-Lösung (0,82 g/100 ml) Beob: ph 8,27 A + H 2 O HA + OH korresp. Säure/Base-Paar K = c(ha) c(oh ) c(a ) c(h 2 0) Mit c(h 2 O) = konst wird diese in K B eingerechnet: K B = c(ha) c(oh ) c(a ) Mit c(ha) = c(oh ) sowie c GG (A ) c 0 (A ) folgt: 9

16 3. Protolysegleichgewicht K B = c2 (OH ) c(a ) (3.3) Zur Berechnung von K B wird c(oh ) benötigt, gemessen wurde jedoch c(h 3 O ): c(oh ) c(h 3 O ) = K W poh + ph = pk W poh = pk W ph = 14 8, 27 = 5, 73 Einsetzen K B = (10 5,73 ) = 10 11, ,46 pk B = 10, 46 Literaturwert :9, 25 Welcher poh- bzw. ph-wert wäre zu erwarten gewesen? Aus (3.3) folgt: c(oh ) = K B c 0 (A ) logarithmiert: poh = 1 2 (pk B log c 0 (A )) (3.4) Einsetzen poh = 1 (9, ) 2 = 5, 125 ph = 14 5, 125 = 8,

17 3.4. Zusammenhang von pk S und pk B 3.4. Zusammenhang von pk S und pk B bei korrespondierenden Säure/Base-Paaren Die Gleichgewichtskonstanten K S einer Säure und K B ihrer konjugierten Base hängen voneinander ab. Für die Reaktion einer Säure HA mit Wasser HA + H 2 O A + H 3 O korresp. Säure/Base-Paar ergibt sich K S aus: K S = c(a ) c(h 3 O ) c(ha) Für die Reaktion der konjugierten Base mit Wasser A + H 2 O HA + OH korresp. Säure/Base-Paar ergibt sich K B aus: Das Produkt aus K S und K B ist dann: K B = c(ha) c(oh ) c(a ) K S K B = c(a ) c(h 3 O ) c(ha) = c(h 3 O ) c(oh ) = K W c(ha) c(oh ) c(a ) Oder logarithmisch: pk S + pk B = pk W = 14 (3.5) Ist der pk S einer Säure bekannt, ergibt sich pk B der korrespondierenden Base über pk W. In Tabellen werden daher für konjugierte Systeme meist nicht die Basenkonstanten angegeben, denn sie können nach Gleichung (3.5) einfach berechnet werden. Je stärker eine Säure ist, umso schwächer ist ihre korrespondierende Base. Und umgekehrt: je stärker eine Base ist, umso schwächer ist ihre korrespondierende Säure. 11

18 3. Protolysegleichgewicht 3.5. Beliebige Säure-Base-Gleichgewichte Säure-Base-Reaktionen sind nicht nur auf die Reaktion mit Wasser beschränkt, sondern können auch beliebig untereinander stattfinden. Beispielsweise reagiert die schwache Säure HAc mit der schwachen Base NH 3 : HAc + NH 3 Ac + NH + 4 Auf welcher Seite liegt das Gleichgewicht, welchen Wert hat die Gleichgewichtskonstante K? Verallgemeinern wir erstmal das obrige Beispiel: HA + B A + HB Säure 1 Base 1 Säure 2 Base 2 Für diese Gleichgewichtskonstante gilt dann: K = c(a ) c(hb) c(ha) c(b ) (3.6) Die Konstanten beider Säuren für die Reaktion mit Wasser sind bekannt und können in der Tabelle nachgeschlagen werden. HA + H 2 O A + H 3 O K S1 = c(h 3O ) c(a ) c(ha) HB + H 2 O B + H 3 O K S2 = c(h 3O ) c(b ) c(hb) (3.7) (3.8) Äußerst angenehm wäre es, wenn die unbekannte Konstante K aus diesen berechnet werden könnte. Das mathematische geübte Auge erkennt sofort, dass der Quotient aus K S1 /K S2 genau der gesuchten Konstanten K nach (3.6) entspricht: c(h 3 O ) c(a ) c(ha) K S1 = K S2 c(hb) c(h 3 O ) c(b ) = K Unter Anwendung der Rechenanweisung pk = log K folgt dann: pk = pk S1 pk S2 Wenden wir das nun auf unser obiges Beispiel, der Reaktion von Essigsäure mit Ammoniak an: 12

19 3.6. Protolyse von Salzen K = K S1 K S2 = K HAc K NH 4 = pk = pk HAc pk NH 4 1, = 3, , = 4, 75 9, 25 = 4, 5 Mit K > 1 liegt das Gleichgewicht also auf der rechten Seite. Beachte, dass dann pk < 0 ist! Vergleiche dazu auch die Werte von starken Säuren: große K-Werte bedingen negative pk S -Werte Protolyse von Salzen Wenn man Kochsalz NaCl in Wasser löst, dann reagiert die Lösung bekanntlich weder sauer noch alkalisch, es ist einfach Salzwasser entstanden. Ganz anders sind die Verhältnisse beim Lösen von Eisen(III)-chlorid, es entsteht ein so saure Lösung, daß damit Platinen geätzt werden. [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ + H 2 O [Fe(H 2 O) 5 OH] 2+ + H 3 O + Hier handelt es sich um eine Kationsäure. Das Fe-Ion ist von einer Hydrathülle umgeben, die durch die starke Ladung des Ions polarisiert ist und so einen Protonenübergang möglich macht. Ammoniumchlorid NH 4 Cl wird als Säuerungsmittel in Lakritz verwendet. Wieso reagiert dieses Salz sauer? NH 4 Cl(s) + H 2 O(l) NH + 4 (aq) + Cl (aq) Das Cl -Ion ist die konjugierte Base der sehr starken Salzsäure, es ist also selber eine sehr schwache Base und reagiert deshalb mit Wasser nicht, vgl. obiges Salzwasser. Aber das NH + 4 -Ion ist die konjugierte Säure der mit pk B = 4, 75 mittelstarken bis schwachen Base Ammoniak, also selber eine schwache Säure mit pk S = 9, 25, die mit Wasser merklich Hydronium-Ionen bildet:. NH H 2 O NH 3 + H 3 O+ Lösungen von Salzen zwischen einer schwachen Base und einer starken Säure reagieren sauer. Welchen ph-wert hat eine 0,1 m NH 4 Cl-Lösung? Nach Gleichung 3.2 lautet das Ergebnis: ph = 1 2 (pk S log c 0 (NH + 4 )) = 1 (9, 25 log 0, 1) = 5,

20 3. Protolysegleichgewicht Was geschieht, wenn man das Salz einer schwachen Säure und einer starken Base in Wasser löst, haben wir schon in Abschnitt 3.3 gesehen. Dort haben wir Natriumacetat in Wasser gelöst. Lösungen von Salzen zwischen einer schwachen Säure und einer starken Base reagieren alkalisch. Demnach besitzt eine 0,1 m NaAc-Lösung einen ph-wert von: ph = (pk B log c 0 (Ac )) = 14 1 (9, 25 log 0, 1) = 8, 88 2 NaH 2 PO 4 Na 2 HPO 4 14

21 4. Säure-Base-Titrationen Titrationen 1 werden meist zur quantitativen Bestimmung einer Säure oder Lauge durchgeführt. Mit ihnen können aber auch pk S -Werte experimentell bestimmt werden Titration einer starken Säure mit einer starken Base V Titration von 100 ml einer 0,1 m Salzsäure. Gebe 5 Tropfen Bromthymolblaulösung hinzu. Tropfe aus der Bürette jeweils 1 ml der 1 m NaOH dazu und rühre um. Messe den ph-wert nach jeder Zugabe. Trage die Ergebnisse in eine Diagramm ein. NaOH in ml ph-wert PH C Bromthymolblau Titration von 100 ml einer 0,1 m Salzsäure mit 1 m Natronlauge Ein vielleicht überraschendes Ergebnis, zuerst passiert fast gar nichts, um dann mit einem Sprung ans andere Ende der ph-skala umzuschlagen! Man hätte auch eine kontinuierliche Änderung des ph-wertes erwarten können. Aber wie wir noch in Kapitel 5 sehen werden, ist gerade dieses Verhalten wertvoll. Damit zur Theorie: Die zugesetzte starke Base NaOH reagiert mit der Salzsäure HCl. Am Äquivalenzpunkt ist die Teilchenanzahl von Säure und Base gleich groß und sie werden sich gegenseitig vollständig neutralisieren: 1 titre, franz: der Gehalt 15

22 4. Säure-Base-Titrationen oder einfacher: HCl + NaOH Cl (aq) + Na (aq) + H 2 O H + OH H 2 O Für eine starke Säure ist der ph-wert durch die Konzentration der Säure bestimmt. Da bei der Titration diese durch die Zugabe der Lauge verbraucht wird, ergibt sich der ph- Wert aus der verbleibende Stoffmenge an Säure. Diese Stoffmenge c t berechnet sich aus der Teilchenzahl n pro Volumen V. ph = log c(h 3 O ) = log c t (HCl) = log n t(hcl) V t (HCl) (4.1) Aus dem Anfangsvolumen und der Ausgangskonzentration kann die Teilchenzahl bestimmt werden: eingesetzt in (4.1): n 0 (HCl) = c 0 (HCl) V 0 (HCl) ph = log c 0(HCl) V 0 (HCl) V 0 (HCl) Die Richtigkeit der bisherigen Überlegungen zeigt sich darin, dass jetzt durch kürzen wieder die Ausgangsgleichung erreicht wird. Warum dann der Aufstand? Erstens bleibt die Teilchenzahl der Salzsäure nicht konstant, sondern wird durch die Zugabe der Natronlauge verringert: n t (HCl) = c 0 (HCl) V 0 (HCl) c t (NaOH) V t (NaOH) Zweitens erhöht sich das Volumen durch die Zugabe der Natronlauge: Beide Erweiterungen eingesetzt: V t = V 0 (HCl) + V t (NaOH) ph = log c 0(HCl) V 0 (HCl) c t (NaOH) V t (NaOH) V 0 (HCl) + V t (NaOH) (4.2) 16

23 4.2. Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base Mit dieser Gleichung kann der erste Teil der Titrationskurve bis fast an den Äquivalenzpunkt berechnet werden, dort allerdings treten dann mathematische Schwierigkeiten ein, denn der log 0 ist nicht definiert. Chemische Erklärung: alle Säure ist verbraucht es hat keine Sinn, mit Nichts zu rechnen! Im Falle einer starken Säure und einer starken Base gilt am Äquivalenzpunkt: ph = log K W (4.3) Jenseits davon wird der ph-wert durch die Zugabe der starken Base bestimmt: ph = 14 + log c(oh ) = 14 + log c(naoh) c(naoh) V (NaOH) c(hcl) V (HCl) = 14 + log V (NaOH) + V (HCl) (4.4) 4.2. Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base Phenolphthalein Titration von 100 ml einer 0,1 m Essigsäure mit 1 m Natronlauge HAc + H 2 O Ac + H 3 O K S = c(ac ) c(h 3 O ) c(hac) Durch die Zugabe von OH werden aus diesem Gleichgewicht die H 3 O abgefangen, entsprechend wird Ac und H 3 O aus HAc nachgebildet. Damit ist c(ac ) nicht mehr c(h 3 O ) gleichzusetzen und die Gleichung ist ohne weitere Vereinfachung nach c(h 3 O ) aufzulösen: 17

24 4. Säure-Base-Titrationen c(h 3 O ) = K S c(hac) c(ac ) ph = pk S log c(hac) c(ac ) = pk S + log c(ac ) c(hac) bzw. Da c(ac ) durch die Zugabe von NaOH entsteht und HAc entsprechend verbraucht wird, berechnet sich der ph-wert zu: ph = 4, 75 + log c(naoh) V (NaOH) c(hac) V (HAc) c(naoh) V (NaOH) (4.5) Am Äquivalenzpunkt wird in obiger Gleichung der Nenner Null, was mathematisch nicht definiert ist. Am Äquivalenzpunkt ist aber auch die gesamte HAc verbraucht und liegt jetzt als Ac vor, so daß wir jetzt nach Gleichung (3.4) den ph-wert berechnen können: ph = 14 poh = (pk B log c(ac )) = (pk B log c(hac) V (HAc) V (HAc) + V (NaOH) ) (4.6) Unbekannt ist hier V (NaOH). Da aber am Äquivalenzpunkt die Anzahl der OH -Ionen gleich der Anzahl der HAc-Moleküle sein muß, also und n(naoh) = n(hac) ist, ergibt sich n(naoh) = c(naoh) V (NaOH) n(hac) = c(hac) V (HAc) c(naoh) V (NaOH) = c(hac) V (HAc) (4.7) Zu dieser Gleichung hätte auch die Überlegung geführt, wann der Nenner in (4.5) gleich Null ist. 18

25 4.2. Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base V (NaOH) = c(hac) V (HAc) c(naoh) Für die restliche Titrationskurve gilt wieder das bei (4.4) gesagte, denn der ph-wert wird im weiteren Verlauf der Titration nur durch die Zugabe einer starken Lauge geprägt. 19

26

27 5. Puffer Viele Systeme wie unser Blut oder auch der Boden sind auf recht eng eingestellte ph-werte angewiesen. Trotzdem werden ihnen namentlich Säuren in größerem Umfang zugeführt. Wie verdauen sie das? 5.1. Die Puffergleichung Nehmen wir eine schwache Säure HA und mischen sie mit einem Salzes ihrer korespondierenden Base A in äquimolarem Verhältnis, zu deutsch: von jedem gleich viel. HA + H 2 O H 3 O + A Hier gilt nicht mehr c(a ) = c(h 3 O ), denn A wird ja absichtlich mit dem Salz zugegeben, im angenommenen Fall sogar im gleichen Mengenverhältnis wie die Säure. Daher gilt c(a ) = c(ha). K S = c(h 3O ) c(a ) c(ha) c(h 3 O ) = K S c(ha) c(a ) ph = pk S log c(ha) c(a ) Um diese Gleichung angenehmer zu gestalten, kehrt man den Bruch um und gelangt so zur Puffergleichung, bekannt als die Henderson-Hasselbachsche-Gleichung: Für c(a ) = c(ha) gilt: ph = pk S + log c(a ) c(ha) Nun ist log 1 = 0, also: ph = pk S + log 1 ph = pk S 21

28 5. Puffer Der ph-wert, bei dem diese Mischung puffert, ist also gleich dem pk S -Wert der Säure HA! Wie kann mit dieser Gleichung die Pufferwirkung verstanden werden? Bsp: Zu 500ml H 2 O mit 1Mol HAc und 1Mol NaAc werden 500 ml 0,2m HCl gegeben. ph-wert der Pufferlösung: ph = pk SHAc = 4, 75 Durch Zugabe von Salzsäure wird die H 3 O -Ionenkonzentration erhöht, diese reagieren jedoch mit Ac zu HAc und Wasser: H 3 O + Ac HAc + H 2 O c(h 3 O ) = K S c(hac) c(a ) = 1, , 1 1 0, 1 = 1, , 1 0, 9 = 2, ph = 4, 66 Hätte man selbige Portion HCl zu 500ml Wasser gegeben, wäre der ph-wert der Lösung 1! 5.2. Biologisch bedeutsame Puffersysteme Im Cytoplasma aller Zellen ist das Phosphatpuffersystem wirksam, es besteht aus H 2 PO 4 als Protonendonator und HPO 2 4 als Akzeptor: H 2 PO 4 H + + HPO 2 4 Seine maximale Wirksamkeit erreicht es bei einem ph-wert in der Nähe seines pks-wertes von 6,86; er fängt also Veränderungen des ph-wertes zwischen etwa 6,4 und 7,4 ab. Das ist der Bereich, der den meisten Kompartimenten des Cytoplasmas bei Säugern entspricht. Das Blutplasma wird zum Teil durch das Hydrogencarbonatsystem gepuffert, welches aus Kohlensäure als Protonendonator und Hydrogencarbonat als Protonenakzeptor besteht: H 2 CO 3 H + + HCO 3 22

29 5.2. Biologisch bedeutsame Puffersysteme Es wirkt genau wie andere konjugierende Säure-Base-Paare als Puffer. Eine seiner Komponenten, die Kohlensäure bildet sich, aus gelöstem Kohlendioxid und Wasser, entsprechend der reversiblen Reaktion: CO 2 (aq) + H 2 O H 2 CO 3 Kohlendioxid ist unter normalen Bedingungen ein Gas, und die Konzentration an gelöstem CO 2 ergibt sich aus dem Gleichgewicht mit dem CO 2 der Gasphase: CO 2 (g) OH H 3 O + CO 2 (aq) Das CO 2 im Luftraum der Lunge befindet sich im Gleichgewicht mit dem Hydrogencarbonat des Blutplasmas, das durch die Lungenkapillaren fließt. Da die Konzentration an gelöstem CO 2 durch eine Änderung der Atemfrequenz rasch nachgeregelt werden kann, befindet sich das Hydrogencarbonatpuffersystem des Blutes mit einem großen potentiellen Reservoir an CO 2 beinahe im Gleichgewicht. Menschliches Blutplasma hat normalerweise einen ph-wert von 7,40. Sollte der Mechanismus der ph-regulation versagen oder überfordert sein (z.b. Diabetes...), so führt dies bei ph-wertabfall unter 6,8 zu irreparablen Zellschäden und schließlich zum Tod. 23

30

31 6. ph-wert-indikatoren V 0,1m HCl wird mit verschiedenen Indikatoren versetzt und mit 1m NaOH bis zum Umschlagspunkt titriert. An diesem wird der ph-wert gemessen. Indikator Farbumschlag ph-wert Methylorange rot gelb-orange 3,4 Lackmus rot blau 6,5 Bromthymolblau gelb grün 7,1 Phenolphthalein farblos pink 9,4 Beobachtung: Ein Indikator wechselt die Farbe in Abhängigkeit von der Konzentration der H 3 O -Ionen. Dies lässt darauf schließen, daß sie selber ein Säure/Base-Paar sind. Indikatoren sind schwache organische Säuren, bei denen die Säure (HInd) eine andere Farbe aufweist als das konjugierte Base-Anion (Ind ). Protolyse-Gleichgewicht: MWG mit [H 2 O]=konst: HInd + H 2 O Ind + H 3 O K SInd = [Ind ] [H 3 O ] [HInd] Das Gleichgewicht wird durch eine Änderung der [H 3 O ] verschoben: [H 3 O ] vergrößern [Ind ] kleiner, [HInd] größer überwiegt [HInd] Farbe von HInd [H 3 O ] verkleinern [Ind ] größer, [HInd] kleiner überwiegt [Ind ] Farbe von Ind 25

32 6. ph-wert-indikatoren Am Umschlagspunkt ist [HInd]=[Ind ]: Ins MWG eingesetzt: K SInd = [Ind ] [HInd] [H 3O ] = 1 1 [H 3O ] Am Umschlagspunkt gilt also: [H 3 O ] = K SInd ph = pk SInd 26

33 7. Aufgaben A1: Gebe für die wässrige Lösungen mit den folgenden Ionenkonzentrationen den jeweiligen ph-wert an: a) c(h 3 O + ) = 0,00001 mol/l b) c(oh ) = 0,00001 mol/l c) c(h 3 O + ) = mol/l d) c(oh ) = mol/l A2: Geben Sie die Hydroniumionenkonzentrationen (c(h 3 O + )) der Lösungen mit folgendem ph-wert an: a) ph = 0 b) ph = 14 A3: Auf welches Volumen müssen V = 10 ml einer Salzsäure der Konzentration c(hcl) = 0,1 mol/l aufgefüllt werden, um eine Lösung mit ph = 5 zu erhalten? Berechne. A4: V = 20 ml einer Natronlauge mit ph = 14 werden auf V = 2 L verdünnt. Berechne den ph-wert der verdünnten Lösung A5: Welche Stoffmenge n(naoh) an festem Natriumhydroxid muss in einem Liter Wasser gelöst werden, um eine Natronlauge mit ph = 11 herzustellen? Berechne. A6: Unterschiedliches Verhalten von wäßrigen Lösungen verschiedener Natriumsalze: Natriumchlorid (NaCl), Natriumsulfid (Na 2 S), Natriumsulfat (Na 2 SO 4 ), Natriumhydrogensulfat (NaHSO 4 ), Natriumacetat (NaAc) a) Beschreibe die Versuche und deine Beobachtungen. b) Erkläre das unterschiedliche Verhalten der Lösungen mit Hilfe der Säure Base Theorie und des Massenwirkungsgesetzes. A7: Welchen ph-wert hat eine Ammoniumchlorid-Lösung NH 4 Cl(aq) mit c 0 (NH + 4 ) = 0,3 mol/l? A8: Welchen ph-wert hat eine Natriumacetat-Lösung mit c 0 (CH 3 COO ) = 1,2 mol/l? A9: Welche Anfangskonzentration c 0 hat eine Natriumhydrogencarbonat-Lösung mit einem ph-wert von 10? A10: Welchen ph-wert hat eine Natriumcyanid-Lösung bei einer Konzentration von c(nacn) = 0,05 mol/l? A11: Das Phenolat-Ion C 6 H 5 O ist das Anion der schwachen Säure Phenol, C 6 H 5 OH. Das Anion unterliegt der Hydrolyse entsprechend der Gleichung: 27

34 7. Aufgaben C 6 H 5 O + H 2 O C 6 H 5 OH + OH Eine 0,01 molare Lösung von Natriumphenolat besitzt einen ph-wert von 11,0. Formuliere den Ausdruck (Term) für die Hydrolysekonstante (Basen-Dissoziationskonstante) nach dem MWG. Berechne ihren Wert und den Wert der Säure-Dissoziationskonstante des Phenols. A12: Der ph-wert einer 0,1 molaren Natriumnitrit-Lösung beträgt 8,15. Berechne die Hydrolyse-Konstante Kb für NO 2. Berechne die Dissoziationskonstante Ks für die Salpetrige Säure. A13: Schätze die Lage der folgenden Protolyse-Gleichgewichte qualitativ ab und berechne den pk-wert und die Gleichgewichtskonstante K. Welche Beobachtungen sind zu erwarten? Es handelt sich bei allen Edukten um wässrige Lösungen. a) Salzsäure + Natriumhydrogencarbonat b) Natronlauge (= Natriumhydroxid) + Ammoniumchlorid c) Natriumhydrogencarbonat + Natriumhydrogensulfat d) Natriumchlorid + Schwefelsäure e) Natriumcarbonat + Ammoniumchlorid f) Salzsäure + Natronlauge A14: Welchen ph-wert zeigt eine Lösung, die 6 g Essigsäure und 6 g Natriumacetat in 500 ml Lösung enthält? A15: Welchen ph-wert zeigt eine Lösung, die 3 g HCl und 3 g NaCl in 500 ml Lösung enthält? A16: Puffer a) wieviel Gramm NaHCO 3 müssen zu 4,00 g K 2 CO 3 gegeben werden, um in 500 ml Wasser einen ph von 10,8 einzustellen? b) welchen ph-wert hat die Lösung, wenn 100 ml einer 0.1 m HCl zu Lsg. a) gegeben wurden? c) wieviel ml einer m HNO 3 müssen zu 4,00 g K 2 CO 3 gegeben werden, um in 250 ml einen ph von 10,00 einzustellen? A17: Noch en Puffer: 1 L Puffer enthält 0,7 mol Dinatriumhydrogenphosophat und 0,3 mol Trinatriumphosphat. a) ph? b) Natronlauge c= 1 mol/l zugeben, Reaktion? c) Wieviele ml NaOH zugeben, bis Pufferkapazität erschöpft ist? A18: 500 ml wässrige Ammoniak-Lösung (0,2 mol/l) werden mit 500 ml einer Ammoniumchlorid- Lösung gemischt. Welche Konzentration muss die Ammoniumchlorid-Lösung besitzen, damit eine Pufferlösung mit dem ph-wert 9,5 entsteht? A19: Wie groß ist der ph-wert einer Pufferlösung, die 0,25 mol Ammoniak und 0,4 mol Ammoniumchlorid in 28

35 a) 500 ml Lösung, b) 1000 ml Lösung enthält? A20: In welchem Konzentrationsverhältnis liegen Ethansäure und Natriumacetat in einer Pufferlösung vom ph-wert 4,0 vor? A21: Hergestellt werden soll ein Puffer mit ph = 7. a) Erläutere und begründe Zusammensetzung und Wirkungsweise eines Puffers. b) Wähle ein Puffersystem aus und berechne seine Zusammensetzung für den gewünschten ph-bereich. c) Puffert die berechnete Lösung besser gegen Säure- oder Basenzugabe? d) Setze die Konzentration der Säure des Puffers gleich 0,1 und berechne, welchen ph- Wert 20 ml der Lösung nach Zugabe von 5 ml 0,01 mol/l Salzsäure hat. e) Welchen ph-wert hätten 20 ml einer ungepufferten Lösung mit ph = 7 nach Zugabe der gleichen Säuremenge wie in d)? A22: Der pks -Wert einer schwachen Säure betrage 6,5. In einer Pufferlösung betrage das Verhältnis [A-] : [HA] = 10 : 1. Welchen ph-wert hat die Lösung? A 9,5; B 7,5; C 6,5; D 5,5; E 4,0 A23: Der Magensaft eines Patienten hat den ph - Wert 0,97. Für die Messung der Reaktionsgeschwindigkeit eines Enzyms werden 5 ml Magensaft entnommen, mit 75 mg Natriumdihydrogenphosphat und 88,75 mg Dinatriumhydrogenphosphat abgepuffert, um den optimalen ph-wert für den Enzymtest zu erhalten. Wie groß ist der ph - Wert? A24: Wenn die folgenden Lösungen gemischt werden: 200 ml Salzsäure mit c= 8,5*10-4 mol/l und 200 ml Schwefelsäure mit c= 2,5*10-3 mol/l und 200 ml Natronlauge mit c= 3,5*10-2 mol/l und 200 ml Magnesiumhydroxid mit c= 1,5* 10-6 mol/l und 200 ml Wasser mit c= 55,5 mol/l. Was ist der resultierende ph-wert? A25: Bei der Neutralisation von 50 ml Essig wurden 40 ml Natronlauge (c= 1 mol/l) verbraucht. Berechne die Konzentration der Essigsäure im Essig. A26: Zur Neutralisation von 50 ml Salzsäure unbekannter Konzentration wurden 15 ml einer 1 m Natronlauge verbraucht. Berechne die Konzentration und den ph-wert der Salzsäure. A27: Bei der Titration von 50 ml einer Natronlauge werden 20 ml einer 0,1 m Salzsäure verbraucht. Berechne die Konzentration und den ph-wert der NaOH Lösung. A28: Bei der Titration von 100 ml Schwefelsäure schlägt nach Zugabe von 27,6 ml einer 1 m Natronlauge der Indikator Bromthymolblau von gelb nach blau um. Wie viel Gramm Schwefelsäure enthält ein Liter dieser Säure. A29: Eine Säure (100 ml, c= 0,01 mol/l, pks =5) wird mit Natronlauge c= 0,1 mol/l titriert. Berechnen sie den ph- Wert nach zugabe von a) 5 ml und b) 10 ml. (Volumen- 29

36 7. Aufgaben änderungen der Lösung durch NaOH können vernachlässigt werden) A30: Für die Neutralisation von 30 ml Magensaft benötigt man 90 ml einer 0,1 m NaOH- Lösung. Wie groß ist die Molarität (mol/l) der im Magensaft enthaltenen Salzsäure? A31: 25 ml Ammoniumchloridlösung wird mit NaOH (c = 1 mol/l) titriert. Nach Zugabe von 10 ml ist man beim Äquivalenzpunkt angekommen. Gesucht ist die Anfangskonzentration von Ammoniumchlorid. A32: Wie groß ist der ph-wert von 10 L einer 0,1 m Essigsäure (pks 4,75)? Wie viel Gramm Natriumhydroxid muss man zur obigen Gleichung geben, damit sich ein ph von 4,75 einstellt? A33: 10 g Ammoniumsulfat werden in 1 L Wasser gelöst. Wie viel Gramm Natriumhydroxid muss man zugeben, damit die Lösung ph 9,2 erreicht? (pks des Ammonium-Ions: 9,2) A34: Welche Verbindungen muss man mischen, um einen Puffer zu erhalten, dessen ph- Optimum im Bereich ph = 4,6 bis 4,9 liegt? A35: Wie viel Natriumhydroxid benötigt man um aus 2 L einer 0,1 m Phosphorsäure einen Puffer von ph = 7,1 herzustellen? (pks der Phosphorsäure: 1,9 ; 7,1 und 12) 30

37 31

38 Anhang A. Säurekonstanten bei 25 C Anhang A. Säurekonstanten bei 25 C Säure HA A K S pk S Perchlorsäure HClO 4 ClO Iodwasserstoffsäure HI I Bromwasserstoffsäure HBr Br Salzsäure HCl Cl Schwefelsäure (1) H 2 SO 4 HSO Hydratisiertes Proton H (aq) H 2 O 55-1,74 Salpetersäure HNO 3 NO ,32 Oxalsäure (1) (COOH) 2 HOOCCOO 5, ,23 Schweflige Säure (1) H 2 SO 3 HSO 3 1, ,81 Schwefelsäure (2) HSO 4 SO 2 4 1, ,92 Phosphorsäure (1) H 3 PO 4 H 2 PO 4 7, ,12 Hexaqua-Eisen(III)-Ion [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ [Fe(H 2 O) 5 OH] ,22 Fluorwasserstoffsäure HF F 7, ,14 Salpetrige Säure HNO 2 NO 2 4, ,34 Ameisensäure HCOOH HCOO 1, ,75 Essigsäure CH 3 COOH CH 3 COO 1, ,75 Propansäure C 2 H 5 COOH C 2 H 5 COO 1, ,88 Hexaqua-Aluminium-Ion [Al(H 2 O) 6 ] 3+ [Al(H 2 O) 5 OH] 2+ 1, ,9 Kohlensäure (1) H 2 CO 3 HCO 3 3, ,46 Schweflige Säure () HSO 3 SO 2 3 1, ,91 Schwefelwasserstoff (1) H 2 S HS 9, ,04 Phosphorsäure (2) H 2 PO 4 HPO 2 4 6, ,21 Ammoniumion NH 4 NH 3 5, ,25 Blausäure HCN CN 4, ,31 Hexaqua-Zink-Ion [Zn(H 2 O) 6 ] 2+ [Zn(H 2 O) 5 OH] 2, ,66 Kohlensäure (2) HCO 3 CO ,4 Phosphorsäure (3) HPO 2 4 PO 3 4 4, ,32 Schwefelwasserstoff (2) HS S 2 1, ,9 32 Wasser H 2 O OH 1, ,74 Ammoniak NH 3 NH Hydroxidion OH O

39 Anhang B. Der pk S -Wert von Wasser Warum ist der pk S -Wert von Wasser 15,74 und nicht 14? H 2 O + H 2 O H 3 O + OH Um vergleichbare Werte zu erhalten, ist mit gleichen Rechenanweisungen zu arbeiten, d.h. in K S wird die Wasserkonzentration eingerechnet, aber nicht das Quadrat der Wasserkonzentration: K S = c(h 3O ) c(oh ) c(h 2 O) pk S = log K W + log 55, 5 = , 74 = 15, 74 33

40

41 Literaturverzeichnis [1] Dickerson, Gray, Haight: Prinzipien der Chemie, 1. Aufl. Berlin, New York: de Gruyter, ISBN

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

NH 4 [Fe(H 2O) 6] 3+ 141 17 SäureBaseGleichgewichte (SäureBaseKonzept von Brönsted) Säuren Stoffe die Protonen abgeben können (Protonendonatoren) Basen Stoffe die Protonen aufnehmen können (Protonenakzeptoren) Korrespondierendes

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Säuren und Basen (Laugen)

Säuren und Basen (Laugen) Säuren und Basen (Laugen) Material Was sind Säuren? Säuren sind auch in vielen Stoffen des Alltags vorhanden. Der Saft vieler Früchte, z. B. von Zitronen und Apfelsinen, schmeckt sauer. Auch mit Essig

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

6 Säure-Base-Reaktionen

6 Säure-Base-Reaktionen 6.1 Exkurs Die Entwicklung des Säure-Base-Begriffs vorläufige Fassung Zur Aufgabe A1 Der Name ist historisch begründet. A. Lavoisier nannte den bei der Verbrennung gebundenen Luftbestandteil gaz oxygène

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

Musterklausur 1 zur Allgemeinen und Anorganischen Chemie

Musterklausur 1 zur Allgemeinen und Anorganischen Chemie Musterklausur 1 zur Allgemeinen und Anorganischen Chemie Achtung: Taschenrechner ist nicht zugelassen. Aufgaben sind so, dass sie ohne Rechner lösbar sind. Weitere Hilfsmittel: Periodensystem der Elemente

Mehr

ph-wert Berechnungen mit Hilfe eines Taschencomputers

ph-wert Berechnungen mit Hilfe eines Taschencomputers ph-wert Berechnungen mit Hilfe eines Taschencomputers Ein Leitprogramm für die Chemie Urs Leutenegger, Dr. sc. nat. ETH Kantonsschule Zug Christian Wittenhorst, dipl. Ing. ETH Kantonsschule Zug Leitprogramm»

Mehr

Übungen zur VL Chemie für Biologen und Humanbiologen 05.12.2011 Lösung Übung 6

Übungen zur VL Chemie für Biologen und Humanbiologen 05.12.2011 Lösung Übung 6 Übungen zur VL Chemie für Biologen und Humanbiologen 05.12.2011 Lösung Übung 6 Thermodynamik und Gleichgewichte 1. a) Was sagt die Enthalpie aus? Die Enthalpie H beschreibt den Energiegehalt von Materie

Mehr

Titrationskurve einer starken Säure (HCl) mit einer starken Base (NaOH)

Titrationskurve einer starken Säure (HCl) mit einer starken Base (NaOH) Titrationskurve einer starken Säure (HCl) mit einer starken Base (NaOH) Material 250 mlbecherglas 100 ml Messzylinder 50 mlbürette, Magnetrührer, Magnetfisch, Stativmaterial phmeter Chemikalien Natronlauge

Mehr

Wasserchemie und Wasseranalytik SS 2015

Wasserchemie und Wasseranalytik SS 2015 Wasserchemie und Wasseranalytik SS 015 Übung zum Vorlesungsblock II Wasserchemie Dr.-Ing. Katrin Bauerfeld 5,5 6,5 7,5 8,5 9,5 10,5 11,5 1,5 13,5 Anteile [%] Übungsaufgaben zu Block II Wasserchemie 1.

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

Wasser- und Elektrolythaushalt

Wasser- und Elektrolythaushalt Wasser- und Elektrolythaushalt Der Säure-Basenhaushalt Historie: Säuren: Die älteste bekannte Säure (lat. acidum) ist Essig (lat. acetum), eine 5% wässrige Lösung der Verbindung Essigsäure. Säuren waren

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

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 200/05 V2, Mi 10-12, S0 T01 A02 Paul Rademacher Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil : 03.11.200) MILESS: Chemie für Biologen 66 Chemische

Mehr

1.5 Säuren und Basen und der ph-wert

1.5 Säuren und Basen und der ph-wert Seite 14 1.5 Säuren und Basen und der ph-wert 1.5.1 Säuren Geschichtlich bedingte Definition: Eine Säure ist ein Stoff, dessen wässrige Lösung sauer schmeckt oder ätzend wirkt, bzw. andere Stoffe angreift.

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

Laborbericht Säure-/ Basen Reaktionen

Laborbericht Säure-/ Basen Reaktionen Laborbericht Säure-/ Basen Reaktionen Sonia Töller Anna Senn 06.01.2005 24.02.2005 Inhaltsverzeichnis 1. Allgemeine Definitionen und Begriffe... 1 1. Der ph-wert... 1 2. Definition Säuren und Basen:...

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

Abgestufte Lernhilfen

Abgestufte Lernhilfen Abgestufte Lernhilfen Checkliste für die Beobachtungen: o o o o o Farbe des Indikators bei bei Zugabe zu Natronlauge Temperatur vor Zugabe der Salzsäure Farbveränderungen bei Zugabe der Salzsäure Temperaturveränderungen

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

[Co(NH 3 ) 2 (H 2 O) 2 ] 3+

[Co(NH 3 ) 2 (H 2 O) 2 ] 3+ Kap. 7.3 Das Massenwirkungsgesetz Frage 121 Kap. 7.3 Das Massenwirkungsgesetz Antwort 121 Schreiben Sie das Massenwirkungsgesetz (MWG) für die folgende Reaktion auf: Fe 3+ (aq) + 3 SCN - (aq) Fe(SCN) 3

Mehr

Bestimmung der Stoffmenge eines gelösten Stoffes mit Hilfe einer Lösung bekannter Konzentration (Titer, Maßlösung).

Bestimmung der Stoffmenge eines gelösten Stoffes mit Hilfe einer Lösung bekannter Konzentration (Titer, Maßlösung). Zusammenfassung: Titration, Maßanalyse, Volumetrie: Bestimmung der Stoffmenge eines gelösten Stoffes mit Hilfe einer Lösung bekannter Konzentration (Titer, Maßlösung). Bei der Titration lässt man so lange

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

Hinweise für den Schüler. Von den 2 Prüfungsblöcken A und B ist einer auszuwählen.

Hinweise für den Schüler. Von den 2 Prüfungsblöcken A und B ist einer auszuwählen. Abitur 2001 Chemie Gk Seite 1 Hinweise für den Schüler Aufgabenauswahl: Von den 2 Prüfungsblöcken A und B ist einer auszuwählen. Bearbeitungszeit: Die Arbeitszeit beträgt 210 Minuten, zusätzlich stehen

Mehr

c C 2 K = c A 2 c B 2mol /l 2 0,5mol /l 2 4 mol /l K =4l /mol

c C 2 K = c A 2 c B 2mol /l 2 0,5mol /l 2 4 mol /l K =4l /mol Berechnungen zum Massenwirkungsgesetz 1/13 Jakob 2010 Fall 1a: Gegeben: Gleichgewichtskonzentrationen aller Stoffe; Gesucht: Gleichgewichtskonstante Die Reaktion 2A + B 2C befindet sich im Gleichgewicht.

Mehr

Kleines Wasserlexikon

Kleines Wasserlexikon Kleines Wasserlexikon Lösung von Kohlenstoffdioxid. Kohlenstoffdioxid CO 2 ist leicht wasserlöslich und geht mit manchen Inhaltsstoffen des Wassers auch chemische Reaktionen ein. In einem ersten Schritt

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

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

Praktikum Chemie für Mediziner und Zahnmediziner 21

Praktikum Chemie für Mediziner und Zahnmediziner 21 Praktikum Chemie für Mediziner und Zahnmediziner 21 2. Studieneinheit Lernziele Abschätzung von ph-werten mit Indikatorpapier Acidität und Basizität verschiedener Verbindungen Durchführung von Säure-Base-Titrationen

Mehr

Lerninhalte CHEMIE 12 - MuG erstellt von der Fachschaft Chemie

Lerninhalte CHEMIE 12 - MuG erstellt von der Fachschaft Chemie Christian-Ernst-Gymnasium Am Langemarckplatz 2 91054 ERLANGEN Lerninhalte CHEMIE 12 - MuG erstellt von der Fachschaft Chemie C 12.1 Chemisches Gleichgewicht Umkehrbare / Reversible Reaktionen Bei einer

Mehr

Analytische Chemie. B. Sc. Chemieingenieurwesen. 03. Februar 2010. Prof. Dr. T. Jüstel. Name: Matrikelnummer: Geburtsdatum:

Analytische Chemie. B. Sc. Chemieingenieurwesen. 03. Februar 2010. Prof. Dr. T. Jüstel. Name: Matrikelnummer: Geburtsdatum: Analytische Chemie B. Sc. Chemieingenieurwesen 03. Februar 2010 Prof. Dr. T. Jüstel Name: Matrikelnummer: Geburtsdatum: Denken Sie an eine korrekte Angabe des Lösungsweges und der Endergebnisse. Versehen

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

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

2.5 Die Säuren und Basen

2.5 Die Säuren und Basen Chemische Reaktionen und chemisches Gleichgewicht Die Säuren und Basen 57 Die Unterschiede in der Löslichkeit verschiedener Salze sind über die Lösungswärme nicht zu verstehen, sondern nur über die freie

Mehr

Fragen zum Analytischen Grundpraktikum für Chemiker/LAK

Fragen zum Analytischen Grundpraktikum für Chemiker/LAK 1 Fragen zum Analytischen Grundpraktikum für Chemiker/LAK Allgemeine Arbeitsoperationen 1. Was versteht man unter der Empfindlichkeit einer Waage? 2. Welche Empfindlichkeit besitzt die Waage, mit welcher

Mehr

Kapitel II Säuren und Basen

Kapitel II Säuren und Basen Kapitel II Säuren und Basen Björn Schulz, Berlin 2004, www.lernmaus.de Inhalt: Säuren Beispiele für Säuren: Herstellung von Säuren Laugen / Basen Herstellung von Säuren und Basen Säuren und Basen in chemischen

Mehr

Grundwissen 9. Klasse NTG

Grundwissen 9. Klasse NTG Grundwissen 9. Klasse NTG 9.1 Qualitative Analysemethoden gibt Antwort auf Fragen nach der stofflichen Zusammensetzung Sauerstoff: Glimmspanprobe Wasserstoff: Knallgasprobe: 2 2 + O 2 2 2 O AlkalimetallKationen:

Mehr

Selbst-Test zur Vorab-Einschätzung zum Vorkurs Chemie für Mediziner

Selbst-Test zur Vorab-Einschätzung zum Vorkurs Chemie für Mediziner Liebe Studierende der Human- und Zahnmedizin, mithilfe dieses Tests können Sie selbst einschätzen, ob Sie den Vorkurs besuchen sollten. Die kleine Auswahl an Aufgaben spiegelt in etwa das Niveau des Vorkurses

Mehr

The TripleB-Project-& Developmentgroup stellt vor

The TripleB-Project-& Developmentgroup stellt vor The TripleB-Project-& Developmentgroup stellt vor Photometrische Endpunkterkennung und optisch unterstützte Volumenmessung bei Säure-Base- Titrationen mit Hilfe des LabPro-Systems der Firma Vernier unter

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

Bestimmung des Essigsäuregehalts von Speiseessig mittels Titration

Bestimmung des Essigsäuregehalts von Speiseessig mittels Titration Grundlagenfach Chemie 4. Kl. 1/5 Bestimmung des Essigsäuregehalts von Speiseessig mittels Titration Einführung Säure-Base-Reaktion Eine Säure ist ein Teilchen, welches ein Wasserstoffion (H + ) abgeben

Mehr

Kapitel 13: Laugen und Neutralisation

Kapitel 13: Laugen und Neutralisation Kapitel 13: Laugen und Neutralisation Alkalimetalle sind Natrium, Kalium, Lithium (und Rubidium, Caesium und Francium). - Welche besonderen Eigenschaften haben die Elemente Natrium, Kalium und Lithium?

Mehr

6. Tag: Chemisches Gleichgewicht und Reaktionskinetik

6. Tag: Chemisches Gleichgewicht und Reaktionskinetik 6. Tag: Chemisches Gleichgewicht und Reaktionskinetik 1 6. Tag: Chemisches Gleichgewicht und Reaktionskinetik 1. Das chemische Gleichgewicht Eine chemische Reaktion läuft in beiden Richtungen ab. Wenn

Mehr

Technische Universität Chemnitz Chemisches Grundpraktikum

Technische Universität Chemnitz Chemisches Grundpraktikum Technische Universität Chemnitz Chemisches Grundpraktikum Protokoll «CfP5 - Massanalytische Bestimmungsverfahren (Volumetrie)» Martin Wolf Betreuerin: Frau Sachse Datum:

Mehr

ph-werte von Säuren, Basen, Salzen und Pufferlösungen

ph-werte von Säuren, Basen, Salzen und Pufferlösungen phwerte von Säuren, Basen, Salzen und Pufferlösunen Fachschule für Technik Sofern nicht anderweiti aneeben elten die pk SWerte aus dem Tabellenblatt. phwerte als Enderebnisse sind auf 1 oder Stellen zu

Mehr

Das chemische Gleichgewicht

Das chemische Gleichgewicht 1 Grundlagen Viele Substanzen sind in Wasser praktisch nicht löslich, l d.h. sie sind nur sehr geringfügig gig löslich. (Tatsächlich nicht lösliche Stoffe gibt es nicht! Schwerlösliche Verbindungen In

Mehr

Potentiometrische Titrationen in Theorie und Praxis. v. Alfons Reichert

Potentiometrische Titrationen in Theorie und Praxis. v. Alfons Reichert Potentiometrische Titrationen in Theorie und Praxis v. Alfons Reichert 1 1. Inhaltsverzeichnis 1. Inhaltsverzeichnis... 2 2. Einleitung... 3 3. Säure/Base-Reaktionen... 4 3.1 Versuchsaufbau... 4 3.2 Beispiele...

Mehr

4 Stöchiometrie. Teil II: Chemische Reaktionsgleichungen. 4.1 Chemische Reaktionsgleichungen

4 Stöchiometrie. Teil II: Chemische Reaktionsgleichungen. 4.1 Chemische Reaktionsgleichungen 35 4 Stöchiometrie Teil II: Chemische Reaktionsgleichungen Zusammenfassung Chemische Reaktionsgleichungen geben durch die Formeln der beteiligten Substanzen an, welche Reaktanden sich zu welchen Produkten

Mehr

Seminar: Chemische Formeln

Seminar: Chemische Formeln Seminar: Chemische Formeln G. Reibnegger und W. Windischhofer (Teil I zum Thema Hauptgruppenelemente) Ziel des Seminars: Formelschreibweise der wichtigsten anorganischen Verbindungen (Säuren, Basen, Salze).

Mehr

1.3 Chemische Reaktionen des Wassers - Bildung von Säuren und Basen

1.3 Chemische Reaktionen des Wassers - Bildung von Säuren und Basen 1.3 Chemische Reaktionen des Wassers Bildung von Säuren und Basen Säure und Basebegriff nach Arrhenius (1887) Wasser reagiert mit Nichtmetalloxiden (Säureanhydriden) zu Säuren. Die gebildete Säure löst

Mehr

1.6 ph-werte. Einführung Chemie Seite 19

1.6 ph-werte. Einführung Chemie Seite 19 Seite 19 1.6 ph-werte Säuren und Basen werden stets als Lösungen in verschiedenen Konzentrationen gebraucht. Die Stärke einer Säure wird durch ihren ph Wert festgelegt, während die Stärke einer Base durch

Mehr

Übungen zur VL Chemie für Biologen und Humanbiologen 04.11.2011 Lösung Übung 2

Übungen zur VL Chemie für Biologen und Humanbiologen 04.11.2011 Lösung Übung 2 Übungen zur VL Chemie für Biologen und Humanbiologen 04.11.2011 Lösung Übung 2 1. Wie viel mol Eisen sind in 12 x 10 23 Molekülen enthalten? ca. 2 Mol 2. Welches Volumen Litern ergibt sich wenn ich 3 mol

Mehr

Lösungen (ohne Aufgabenstellungen)

Lösungen (ohne Aufgabenstellungen) Lösungen (ohne Aufgabenstellungen) Aufgaben A 1 Bei der Verbrennung bestimmter Nichtmetalle wie z. B. Schwefel bilden sich Verbindungen, deren wässrige Lösungen sauer sind. Der französische Chemiker LAVOISIER,

Mehr

Skript zum Seminar: Grundlagen der Anorganischen Chemie I (AC I) SS 2006

Skript zum Seminar: Grundlagen der Anorganischen Chemie I (AC I) SS 2006 Skript zum Seminar: Grundlagen der Anorganischen Chemie I (AC I) SS 006 gehalten von Dr. W. Benzmann Mitschrieb von Nils Middendorf 9. Dezember 006 Kapitel 1 Stöchiometrische Berechnungen 1.1 Einführung

Mehr

Bestimmung der pks-werte von Glycin und Histidin durch potentiometrische Titration

Bestimmung der pks-werte von Glycin und Histidin durch potentiometrische Titration Übungen in physikalischer Chemie für B.Sc.-Studierende Versuch Nr.: W 03 Version 2015 Kurzbezeichnung: Glaselektrode Bestimmung der pks-werte von Glycin und Histidin durch potentiometrische Titration Aufgabenstellung

Mehr

Roland Heynkes. 29.7.2005, Aachen

Roland Heynkes. 29.7.2005, Aachen Säuren und Basen Roland Heynkes 29.7.2005, Aachen Säuren und Basen sind ein schwieriges, aber unvermeidliches Kapitel der Chemie, beim dem man um das Auswendiglernen, aber auch um die Mathematik nicht

Mehr

Übungsklausur - Lösung

Übungsklausur - Lösung Übungsklausur - Lösung Das Benutzen eines Periodensystems zur Lösung der Klausur ist selbstverständlich erlaubt. 1. Geben Sie die Verhältnisformel von folgenden Verbindungen an (8P): a) Kaliumiodid KI

Mehr

Lösungen (ohne Aufgabenstellungen)

Lösungen (ohne Aufgabenstellungen) Kapitel 1 Das chemische Gleichgewicht Lösungen (ohne Aufgabenstellungen) Aufgaben A 1 Die Hin- und die Rückreaktion läuft nach der Einstellung des Gleichgewichts mit derselben Geschwindigkeit ab, d. h.

Mehr

Rupprecht-Gymnasium München Fachschaft Chemie. Grundwissen der 9. Klasse NTG

Rupprecht-Gymnasium München Fachschaft Chemie. Grundwissen der 9. Klasse NTG Rupprecht-Gymnasium München Fachschaft Chemie Grundwissen der 9. Klasse NTG 1. Quantitative Aspekte chemischer Reaktionen 1.1 Die Atommasse m a Da die Masse eines Atoms unvorstellbar klein ist (ein H-Atom

Mehr

Chemie Protokoll. Versuch 2 7 (FLG) Fällungs und Löslichkeitsgleichgewichte. Stuttgart, Sommersemester 2012

Chemie Protokoll. Versuch 2 7 (FLG) Fällungs und Löslichkeitsgleichgewichte. Stuttgart, Sommersemester 2012 Chemie Protokoll Versuch 2 7 (FLG) Fällungs und Löslichkeitsgleichgewichte Stuttgart, Sommersemester 2012 Gruppe 10 Jan Schnabel Maximilian Möckel Henri Menke Assistent: Pauzar 13. Juni 2012 Inhaltsverzeichnis

Mehr

GF Chemie Skript Teil E Säuren und Basen 1

GF Chemie Skript Teil E Säuren und Basen 1 GF Chemie Skript Teil E Säuren und Basen 1 Säuren und Basen Was ist eine Säure / Base? Essigsäure in Speiseessig und Zitronensäure in Zitronen sind bestens bekannt. Ameisensäure wird von Ameisen zur Verteidigung

Mehr

Kap.7 ph-wert und ph-indikatoren

Kap.7 ph-wert und ph-indikatoren Der ph-wert und ph-indikatoren Kapitel 7 Übung 6.1: Berechnung der Konzentration von Wasser in Wasser Wieviel mol H2O sind in 1 L H2O? M(H2O)= 18.01528 g/mol 1 L(H2O)= 00g H2O n= m/m= 00g/ 18.01528 g/mol

Mehr

Stöchiometrie. (Chemisches Rechnen)

Stöchiometrie. (Chemisches Rechnen) Ausgabe 2007-10 Stöchiometrie (Chemisches Rechnen) ist die Lehre von der mengenmäßigen Zusammensetzung chemischer Verbindungen sowie der Mengenverhältnisse der beteiligten Stoffe bei chemischen Reaktionen

Mehr

ph - Messung mit der Glaselektrode: Bestimmung der pks-werte von Kohlensäure aus der ph-titrationskurve

ph - Messung mit der Glaselektrode: Bestimmung der pks-werte von Kohlensäure aus der ph-titrationskurve Übungen in physikalischer Chemie für B.Sc.-Studierende Versuch Nr.: W 13 Version 2016 Kurzbezeichnung: Soda ph - Messung mit der Glaselektrode: Bestimmung der pks-werte von Kohlensäure aus der ph-titrationskurve

Mehr

Grundwissen Chemie - 9 Klasse NTG

Grundwissen Chemie - 9 Klasse NTG Thema Analytik Flammenfärbung Fällungsreaktionen Nachweis molekularer Stoffe Masse m a Molekülmasse Formelmasse Teilchenzahl N Grundwissen Chemie 9 Klasse NTG Inhalt Untersuchung chemischer Stoffe in einer

Mehr

Schulversuchspraktikum. Name: Tobias Piotrowski. Semester: Sommersemester 2013. Klassenstufen 9 & 10. ph-wert

Schulversuchspraktikum. Name: Tobias Piotrowski. Semester: Sommersemester 2013. Klassenstufen 9 & 10. ph-wert Schulversuchspraktikum Name: Tobias Piotrowski Semester: Sommersemester 2013 Klassenstufen 9 & 10 ph-wert 1 Beschreibung des Themas und zugehörige Lernziele (Max. 1 Seite) 2 Auf einen Blick: Dieses Protokoll

Mehr

Was ist eine Titration?

Was ist eine Titration? Was ist eine Titration? Von Kathrin Brcic Kostic Die Titration ist eines der vielen quantitativen Bestimmungsverfahren für gelöste Substanzen. Hierbei wird die Menge einer in einem Lösungsmittel gelösten

Mehr

7. Woche. Gesamtanalyse (Vollanalyse) einfacher Salze. Qualitative Analyse anorganischer Verbindungen

7. Woche. Gesamtanalyse (Vollanalyse) einfacher Salze. Qualitative Analyse anorganischer Verbindungen 7. Woche Gesamtanalyse (Vollanalyse) einfacher Salze Qualitative Analyse anorganischer Verbindungen Die qualitative Analyse ist ein Teil der analytischen Chemie, der sich mit der qualitativen Zusammensetzung

Mehr

NWA Tag 2006. Verfasser: Florina Gherman und Verena Horlacher

NWA Tag 2006. Verfasser: Florina Gherman und Verena Horlacher NWA Tag 2006 Verfasser: Florina Gherman und Verena Horlacher INHALTSVERZEICHNIS 1. Bezug zum alten und neuen Bildungsplan...2 1.1. Einbindung im Unterricht...2 1.2. Der Säurebegriff...3 1.2.1. Der Säurebegriff

Mehr

Nachweis von Säuren und Laugen in Alltagsprodukten

Nachweis von Säuren und Laugen in Alltagsprodukten Kieler Chemiemeile vom 14. bis 17. Mai 2003 1 Chemische Experimente mit Supermarktprodukten Nachweis von Säuren und Laugen in Alltagsprodukten Die Inhaltsangaben von Alltagsprodukten aus dem Supermarkt,

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

Grundpraktikum Anorganische Chemie. Historische Entwicklung des Säure-Base-Begriffs

Grundpraktikum Anorganische Chemie. Historische Entwicklung des Säure-Base-Begriffs 60 P 8.1.1 Historische Entwicklung des Säure-Base-Begriffs Zu allen Zeiten kannten Menschen den sauren Geschmack verschiedener Früchte und Säfte und gewisse Eigenschaften saurer Lösungen. Die Erklärungen

Mehr

Säure-Base-Titrationen

Säure-Base-Titrationen Säure-Base-Titrationen Dieses Skript gehört: Säure Base - Titrationen Seite 2 Hinweis: Mit den Säuren und Basen ist vorsichtig umzugehen, um Verätzungen zu vermeiden! Versuch 1: Herstellen einer Natronlauge

Mehr