Skript zum Workshop Chemie für die Jahrgangsstufen 11, 12 und 13

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1 Skript zum Workshop Chemie für die Jahrgangsstufen 11, 12 und 13 Erstellt von: Michael Müller Erstellungsdatum:

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3 1.0 Definition: Säuren und Basen Säuren und Basen sind Verbindung, welche im alltäglichen Leben eine große Rolle spielen. So sind sie beispielsweise in Nahrungsmitteln, in Haushaltsreinigern oder Medikamenten enthalten. Im Laufe der Geschichte gab es verschiedene Beschreibungen und Definitionen der Begriffe Säuren und Basen. Die einfachste Definition ist, dass alles was sauer schmeckt als Säuren und alles was bitter schmeckt als Base eingeteilt wird. Jedoch waren im Laufe der Zeit genauere Definitionen des Säure-Base-Begriffs nötig. Ein genaueres Modell wurde von Brønsted und Lowry beschrieben. Nach dem Brønsted-Lowry-Konzept werden Säuren als Protonendonatoren und Basen entsprechend als Protonenakzeptoren bezeichnet. Vorraussetzung für eine Base ist ein freies Elektronenpaar, für eine Säure ist das Wasserstoffatom kennzeichnend. Von einer Säure kann nur gesprochen werden, wenn eine Base vorhanden ist, beziehungsweise umgekehrt, unabhängig davon, ob die Reaktion in einer wässrigen Lösung abläuft oder nicht. Nach Brønsted geht die Säure bei der Abgabe des Protons in ihre korrespondierende Base und Basen entsprechend bei Aufnahme eines Proton in ihre korrespondierende Säure über. Eine Reaktion, bei der ein Proton übertragen wird, wird als Protolyse bezeichnet. Protolysen sind Gleichgewichtsreaktionen. Die jeweiligen Säure- Basenpaare werden als konjugierte Säure-Basen-paare bezeichnet: Beispiel: H 2 O + NH 3 OH - + NH 4 + H + - Ionen existieren nicht in wässrigen Lösungen. Zusammen mit Wassermolekülen bilden sie so genannte Hydroniumionen H 3 O +, vereinfacht spricht man jedoch oft nur von Protonen oder H + - Ionen. Mit Hilfe des Brønsted-Lowry-Konzept lassen sich jedoch bestimmte Säure-Base- Reaktionen nicht erklären. Besser erklären lässt sich der Vorgang mit der schon 1887 von Svante Arrhenius beschriebenen Definition. Nach ihm bilden Säuren im Wasser immer Hydronium-Ionen und Basen immer Hydroxid-Ionen. Somit konnte er beispielsweise die alkalischen Eigenschaften einiger Metalloxid-Lösungen erläutern. Allgemeiner ausgedrückt sind Säuren Elektronenpaarakzeptoren und Basen Elektronenpaardonatoren. Mit dieser Definition lassen sich alle denkbaren Säure- 3

4 Base-Reaktionen deuten. Ein Beispiel hierfür ist das lösen von Calciumoxid in Wasser: CaO + H 2 O Ca 2+ (aq) + 2OH - Der ph-wert einer Calciumoxid-Lösung liegt somit im alkalischen Bereich. Nach der Definition von Brønsted und Lowry ist diese Reaktion nicht zu erklären. Mit Hilfe der Definition von Arrhenius ist diese Reaktion aber leicht zu verstehen. 2.0 Eigendissoziation des Wassers und Ampholyte Verbindungen, die sowohl als Säure oder als Base reagieren können, nennt man Ampholyte. Ein Beispiel für ein Ampholyt ist das Wassermolekül. So reagiert das Wasser in Gegenwart von Salzsäure (HCl) als Base. In Gegenwart von Ammoniak (NH 3 ) wirkt es als Säure. HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - NH 3 + H 2 O NH OH - Des weiteren können zwei Wassermoleküle, wie alle Ampholyte, mit sich selbst reagieren. Diese Reaktion wird als Autoprotolyse bezeichnet. H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Mit der Autoprotolyse ist auch der ph- Wert des Wassers zu erklären. Im Wasser sind die Konzentrationen an Hydronium- Ionen und Hydroxid- Ionen gleich, und zwar 10-7 mol/l, somit ergibt sich ein ph- Wert von 7 (bei 25 C). Der ph Wert ist ein Maß für die Konzentration der Hydroniumionen. Dabei gilt, dass der ph- Wert dem negativen Logarithmus der Konzentration an Hydroniumionen entspricht. ph= -log c (H 3 O + ) Säuren haben einen ph- Wert, der kleiner als 7 ist, und Basen einen ph- Wert größer 7. Destilliertes Wasser mit einem ph- Wert von 7 gilt somit als neutral. Der ph- Wert einer Lösung kann mit Hilfe von Säure- Base- Indikatoren bestimmt werden. Indikatoren sind leicht alkalische oder saure Farbstoffe, die abhängig vom ph- Wert der Lösung eine andere Farbe anzeigen. Sie zeigen somit an, ob das Medium, indem sie sich befinden, sauer oder basisch ist. 4

5 Um die genaue Konzentration einer Säure oder Base zu bestimmen, muss man jedoch eine Titration durchführen. Eine Titration ist eine Neutralisation der zu bestimmenden Lösung. Reines Wasser ist ein schlechter elektrischer Leiter. Dies liegt an der schlechten Eigendissoziation (=Autopotolyse) des Wassers. Das Produkt aus der Konzentration der Hydroniumionen und der der Hydroxidionen ist in verdünnten Lösungen bei einer bestimmten Temperatur immer gleich groß. Bei 25 C beträgt der Wert genau mol 2 /l 2. Es gilt somit: K w = c (OH - )? c (H 3 O + ) = mol 2 /L 2 Diese Beziehung wird als Ionenprodukt des Wassers bezeichnet. Wird in einer wässrigen Lösung die Anzahl der einen Ionenart vergrößert, so wird die Anzahl der anderen Art entsprechend verringert, sodass das Ionenprodukt von mol 2 /l 2 erhalten bleibt. 3.0 Mehrprotonige Säuren Eine Verbindung, welche nur ein Proton an eine Base abgeben kann, nennt man einprotonig. Ein Beispiel hierfür ist die Salzsäure (HCl). Es gibt jedoch auch Moleküle beziehungsweise Ionen, welche in der Lage sind, zwei oder drei Protonen abzugeben. Entsprechend werden sie als zwei- oder dreiprotonig bezeichnet, je nachdem, wie viele Protonen sie maximal abgeben können. Die Abgabe der Protonen bei mehrprotonigen Säuren erfolgen stufenweise. Ein Beispiel für eine dreiprotonige Säure ist die Phosphorsäure (H 3 PO 4 ). Ihre Protolyse erfolgt in den folgenden drei Schritten: 1. Protolysestufe: H 3 PO 4 + H 2 O H 3 O H 2 PO 4 2. Protolysestufe: H 2 PO H 2 O H 3 O HPO 4 3. Protolysestufe: HPO H 2 O H 3 O PO 4 Da die Phosphorsäure eine starke Säure ist, erfolgt die erste Protolysestufe nahezu vollständig. Die zweite und dritte Protolyse erfolgt jedoch nur schwach. Für eine weitergehende Protolyse ist eine stärkere Base als Wasser erforderlich. 4.0 Säurestärke Die Säurestärke ist im Sinne von Brønsted die Tendenz einer Säure ein Proton abzugeben. Analog dazu ist die Basenstärke ein Maß für die Tendenz Protonen aufzunehmen. Der Wert in der die Säurestärke angegeben werden kann ist der pks- Wert. Dieser ergibt sich aus dem negativen dekadischen Logarithmus des Massenwirkungsausdrucks einer Säure Dissoziation. 5

6 Wie für alle chemischen Reaktionen gilt auch für die Dissoziation einer Säure das Massenwirkungsgesetz und seine jeweilige reaktionsspezifische Konstante K. Im Falle der Säuredissoziation gilt: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Salzsäure zählt zu den starken Säuren ihr Ks-Wert ist viel größer als 10. Daraus folgt, dass die Konzentration der undissozierten HCl-Moleküle im chemischen Gleichgewicht sehr gering ist und die H 3 O + -Konzentration entsprechend groß. Bildet man den negativen dekadischen Logarithmus von Ks erhält man den so genannten pks-wert. Dieser ist für starke Säuren negativ. Für Salzsäure kann kein pks-wert angegeben werden, da der pks-wert gegen Unendlich strebt. In der folgenden Grafik ist die Einordnung in die verschiedenen Klassen gegeben: starke Säure/Base mittelstark schwach sehr schwach extrem schwach A(K A ) H 3 PO 4 7, HF 7, AcOH 1, HCl >>>10 HSO - 4 1, H 2 S 9, H 2 PO - 4 6, NH + 4 5, B (K B ) S 2-7, HPO 2-4 1, H 2 PO - 4 1, Cl - -, NO 3 O 2- >>>10 PO 3-4 4, AcO - 6, SO 2-4 9, <<10-15 CO 2-3 2, ph-wert Der ph-wert ist als der negative dekadische Logarithmus der Hydronium- Ionen im chemischen Gleichgewicht definiert. Er ist somit kein Maß für die stärke einer Säure. Der ph-wert kann mit Universalindikatorpapier bestimmt werden. Auf diesem ist eine Mischung aus verschiedenen Indikatoren aufgebracht die je nach Konzentration der H 3 O + -Ionen eine spezifische Farbe anzeigen. Die durch eine Messung ermittelte Farbe wird mit einer Skala verglichen. Die Skala reicht von einem ph-wert von 0 bis 14. Es gibt auch ph-werte die Außerhalb der Skala liegen jedoch sind derartig hohe H 3 O + -Konzentrationen selten. Von großer Bedeutung ist der ph-wert von 7. Dieser ph-wert ist der Neutralpunkt, er resultiert aus der Autodissoziation des Wassers. Laugen beziehungsweise Basen besitzen einen ph-wert der größer ist als 7. ph-werte die kleiner als 7 sind, sind 6

7 charakteristisch für Säuren. Aus der Definition des ph-wert ergibt sich, dass eine ph- Wert-Senkung von einer Einheit zu einer Verzehnfachung der H 3 O + -Konzentration führt. Salzsäure 35% -1 Bier 5 Salzsäure 3,5% 0 Hautoberfläche 5,5 Salzsäure 0,35% 1 Mineralwasser 6 Magensäure 1 destilliertes Wasser 7 Zitronensaft 2 Blut 7,4 Essigessenz 2 sauberes Seewasser 8,3 Essig 3 Waschmittel 10 Cola 3 Natronlauge 3% 14 Wein 4 Natronlauge 30% 15 Sauremilch 4,5 Tab.: ph-werte verschiedener Chemikalien und Haushaltsmittel 6.0 Titrationen Die Titration ist eine Methode zur quantitativen Analyse von sauren oder alkalischen Lösungen. Dabei wird beispielsweise eine Lösung mit einem unbestimmten Anteil an Säure mit einer Base neutralisiert. Dabei wird der Umschlagspunkt eines Systems als Äquivalenzpunkt bezeichnet. Wo der jeweilige Äquivalenzpunkt einer Titration liegt hängt von den beteiligten Säuren und Basen ab. Der Äquivalenzpunkt wird von einem Säure-Base-Indikator angezeigt. Da wie zuvor erwähnt je nach Säure oder Base die Titration unterschiedlich verläuft, muss man verschiedene Fälle unterscheiden Titration einer starken Base mit einer starken Säure (1 protonig): Im folgenden Beispiel soll eine 50ml-Probe einer Natronlauge (NaOH-Lösung) mit 0,1M Salzsäure (HCl) titriert werden. Die Probenlösung wird in einem Erlenmeyerkolben vorgelegt. Als Indikator eignet sich in diesem Fall Phenolphtalein oder Bromthymolblau. In diesem Fall ist es empfehlenswert mit dem Indikator Bromthymolblau zu arbeiten, da der Farbumschlag von blau nach gelb besser wahrzunehmen ist als der Farbumschlag von rosa nach farblos. Es werden 2-3 Tropfen des Indikators hinzugegeben. Nun füllt man die 0,1M HCl in die Bürette ein, so dass die Bürette bis zum Eichstrich mit 7

8 der Maßlösung gefüllt ist. Anschließend lässt man ganz langsam Salzsäure in die Probenlösung tropfen, wobei nach jedem Tropfen für gute Durchmischung gesorgt werden muss (z.b. mit Hilfe eines Magnetrührers). Nun wird solange titriert bis die Lösung grün gefärbt ist. An diesem Punkt ist der Äquivalenzpunkt erreicht und anhand des verbrauchten Volumens an Maßlösung kann die Menge an Natriumhydroxid beziehungsweise an Hydroxid-Ionen bestimmt werden. Man kann den Äquivalenzpunkt auch zeichnerisch bestimmen. Dazu muss mit Hilfe einer Messelektrode ständig der ph-wert bestimmt werden. In ein Diagramm wird nun der ph-wert in Abhängigkeit der zugegebenen Volumen an Maßlösung eingetragen. Man stellt fest, dass der ph-wert erst nur in kleinen Schritten sinkt. An einer Stelle hat die Kurve jedoch einen starken ph-sprung. An diesem Punkt nähert sich die Hydronium-Ionen-Konzentration der Konzentration der Hydroxid-Ionen an. Der Wendepunkt der Kurve ist der Äquivalenzpunkt der bei dieser Titrationsart bei ph 7 liegt. Berechnung der OH - -Konzentration: Wenn für die 50ml Probenlösung 10ml Maßlösung benötigt wurden ergibt sich daraus eine Hydroxid-Ionen- Menge von 0,02mol. Mit Hilfe der Molmasse von 17g/mol ergibt sich daraus 0,085g/L Hydroxid. Analog zur Titration einer starken Base mit einer starken Säure verhält sich die Titration einer starken Säure mit einer starker Basen Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base: Ein Beispiel für eine schwache Säure ist die Essigsäure mit einem pks-wert von 1, Betrachtet man sich die Titrationskurve so fällt auf das der Anfangs-pH-Wert höher liegt als bei einer Titration einer starken Säure. Außerdem steigt der ph-wert zu Beginn der Titration stärker an und der Äquivalenzpunkt entspricht nicht dem Neutralpunkt bei ph 7. Der Äquivalenzpunkt liegt in einem solchen Fall über Titration einer schwachen Säure mit einer schwachen Base: Eine solche Titration ist praktisch unsinnig, da sich kein deutlicher Äquivalenzpunkt zeigt der ph- Wert macht bei dieser Art von Titration keinen deutlichen Sprung, sodass eine solche Titration keinen Sinn macht Titration einer mehrprotonigen Säure mit einer starken Base: Bei einer solchen Titration wird man mehrere Äquivalenzpunkte finden. Die Anzahl der Äquivalenzpunkte ist gleich der pro Molekül abgegebenen Protonenzahl. Man stellt fest, dass der erste Äquivalenzpunkt einen deutlicheren ph-wert-sprung aufweist als die nachfolgenden Äquivalenzpunkte. Dies hängt damit zusammen, dass die zweite oder dritte Dissoziationsstufe schwächer ist als die erste. Somit ist der pks-wert der ersten Protolysestufe generell kleiner als die darauf Folgenden. 8

9 7.0 Methoden zur Bestimmung des ph-werts (oder der Säurekonzentration) 7.1 Säure-Base-Indikatoren Indikatoren sind schwache organische Säuren und Basen, die in der Lage sind je nach ph-wert ihre Farbe zu ändern. Somit zeigen sie an, ob eine Lösung sauer, neutral oder alkalisch ist, daher auch der Name Indikator (griech.: Anzeigen). Indikatoren haben eine intensive Eigenfärbung sodass schon geringe Mengen ausreichen um den Farbumschlag bei Veränderung des ph-werts anzuzeigen. Der Grund für diese besondere Eigenschaft von Säure-Base-Indikatoren ist, dass ihre protonierte Form (im sauren Milieu) eine andere Farbe aufweist als die deprotonierte Form im alkalischen Bereich. Da sie selbst schwache Säuren oder Basen sind dissozieren sie gemäß ihres pks-werts. Sie beeinflussen somit also auch den ph-wert einer Lösung. Deswegen werden sie bei der quantitativen Bestimmung einer Lösung auch nur in sehr geringen Mengen eingesetzt (oft reichen schon 2-3 Tropfen aus). HIn (aq) Farbe A H + (aq) + In - (aq) Farbe B Ein sehr gebräuchlicher Indikator ist das Phenolphtalein. Als Reinsubstanz ist es eine farblose, pulvrige organische Verbindung. Für die Titration werden sehr verdünnte saure Lösungen des Indikators verwendet. Im sauren Bereich ist der Indikator farblos, da die Konzentration der dissozierten Ionen sehr gering ist. Überführt man ihn jedoch in eine alkalische Lösung so nimmt die Dissoziation der Verbindung unter Bildung von Anionen (rosa Färbung) rasch zu. Der ph-wert-bereich des Farbumschlag liegt zwischen 8,2 und 10. Ein weiterer bekannter Indikator ist Lackmus. Die organische Verbindung ist im reinen Zustand ein blau bis violetter Feststoff, welcher sich aus verschiedenen Flechtenarten gewinnen lässt. Wie das Phenolphtalein wird auch dieser Indikator als verdünnte Lösung oder Tinktur eingesetzt um ph-werte von Lösungen zu bestimmen. Die für den Farbumschlag verantwortliche Substanz im Lackmus ist ein riesiges Molekül, ein so genanntes Polymer. 9

10 Ein Beispiel für einen Indikator im Alltag ist der Saft des Rotkohls. In ihm ist das so genannte Cyanidin enthalten. Dieses ist in der Lage mehrere Protonen abzuspalten und verfügt somit über ein breites Farbspektrum, das sich von rot über rosa und violett bis hin zu einem tiefblauen bis grünen Farbton erstreckt. Für eine Titration muss immer ein spezifischer Indikator gewählt werden. Der Farbumschlag des Indikator soll möglichst nah am Äquivalenzpunkt der Titrationskurve liegen. Deshalb ist es wichtig, dass man die jeweiligen Umschlagsbereiche der Indikatoren kennt und danach den richtigen Indikator für eine Titration auswählt. 7.2 Auf elektrochemischen Wege Um schnell und einfach ph-werte von unbekannten Lösungen zu bestimmen gibt es Universalindikatoren. Sie stellen eine Mischung aus verschiedenen Indikatoren dar und zeigen je nach Protonen-Konzentration der Lösung eine bestimmte Farbe an. Damit der ph-wert anhand der Färbung der Lösung möglichst genau bestimmt werden kann, muss die Lösung mit einer ph-skala verglichen werden. Universalindikatoren gibt es als Flüssigkeiten sowie als Universalindikatorpapier. Der ph-wert einer Lösung kann nicht nur mittels Säure-Base-Indikatoren bestimmt werden. Er lässt sich ebenso und sogar genauer auf elektrochemischem Wege bestimmen. Dazu ist es wichtig eine Halbzellenreaktion zu wählen, welche in direkter Abhängigkeit mit der H + -Ionen-Konzentration steht. Die nötige Bezugselektrode darf jedoch nicht vom ph-wert abhängig sein damit eine Messung über elektrochemischen Wege zum Erfolg führt. Für solche Messungen eignet sich die Wasserstoffhalbzelle als ph-abhängige Zelle, jedoch wird aus Gründen der leichteren 10

11 Handhabbarkeit eine Glaselektrode gewählt. Sie besteht aus einer sehr dünnen Glasmembran (0,001mm) welche mit einer Pufferlösung mit bestimmtem ph-wert gefüllt ist. Als eigentliche Elektrode dient ein Platinfraht. Die Bezugselektrode ist in den meisten fällen eine Silber-Siberchlorid-Halbzelle. Prinzipiell würde sich aber auch eine Kalomel-Elektrode eignen. Sie besteht aus einer Kaliumchloridlösung (c (KCl) = 0,1mol/l) und einem festen Bodensatz an Silberchlorid. Darin taucht ein feiner Silberdraht ein. Aufgrund des Löslichkeitsprodukt und der definierten Chlorid-Ionen-Konzentration stellt sich eine definierte Silber-Ionen-Konzentration ein. Es stellt sich somit ein Elektrodenpotential von E(Ag + /Ag) = 0,2814V ein. Taucht man nun das Messsystem in eine Säuren- oder Basenlösung ein, so diffundieren H + -Ionen durch die Glasmembran. Dabei ist die Menge der diffundierenden H + -Ionen abhängig vom ph-wert der Probenlösung. Es bildet sich somit zwischen beiden Seiten der Glasmembran ein ph-abhängiges Potential aus. Mit Hilfe eines Voltmeters kann nun eine Potentialdifferenz zwischen Glaselektrode und Bezugselektrode gemessen werden. Man erhält einen Messwert in Volt. Das ph-meter besitz nun einen Rechenchip, welcher über die Nernstgleichung auf die H + -Ionen- Konzentration zurückrechnen kann. Man erhält einen Wert in ph- Einheiten. 7.3 Über die Leitfähigkeit Mit einer Leitfähigkeitstitration kann man den Äquivalenzpunkt der Vorlage bestimmen. Da sich die Säure und die Base neutralisieren, ist mit Messung der Leitfähigkeit, die bei unterschiedlichen Ionen in der Lösung unterschiedlich ausfällt, der Äquivalenzpunkt bestimmbar. 11

12 Auf dem Weg vom Anfang der Titration bis zum Äquivalenzpunkt werden H + (aq)- Ionen gegen Na + (aq)- Ionen ausgetauscht. So wird die Säure langsam neutralisiert und die Leitfähigkeit nimmt dabei ab, da Na + - Ionen weniger zur Leitfähigkeit beitragen als H + - Ionen. 12