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

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1 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 1

2 Elektrolytische Dissoziation AB(aq) A + (aq) + B - (aq) Stoffe, die in Lösung Ionen bilden, heißen Elektrolyte. Es gilt das Massenwirkungsgesetz A B AB - K D K D : Dissoziationskonstante Dissoziation ist umso stärker, je größer K D ist schwache und starke Elektrolyte 2

3 Dissoziationsgrad a AB(aq) A + (aq) + B - (aq) Der Dissoziationsgrad a gibt an, wie groß der Prozentsatz an dissoziierten Teilchen (A +, B - ) ist. a kann Werte zwischen 0 und 1 annehmen (0 a 1) dissoziierte Spezies: c(a + ) = c(b - ) = a c 0 nicht dissoziierte Spezies: c = (1 a c 0 - A B 2 α c0 α c0 α c0 K D AB 1 α c 1 α 0 c 0 : Startkonzentration von AB c K D 0 α 1 2 α Ostwaldsches Verdünnungsgesetz: bei niedrigerer Konzentration steigt α 3

4 Dissoziationsgrad a als Funktion der Konzentration Dissoziation von Essigsäure (HAc, HOOCCH 3 ) H 2 O HAc H 3 O + + Ac - c 0 / mol/l α (1.3 %) (34.4 %) (95.2 %) (100 %) auch schwache Elektrolyte sind bei hoher Verdünnung praktisch vollständig dissoziiert. 4

5 Säuren und Basen Definition nach Arrhenius Säuren dissoziieren in Wasser in Wasserstoff- Kationen und Säurerest-Anionen Die Wasserstoff-Kationen sind entscheidend für die Säuremerkmale. Svante Arrhenius ( ), Nobelpreis 1903 Basen sind Verbindungen, die in Wasser Hydroxid-Anionen und Metall-Kationen bilden. Die Hydroxid-Anionen (OH - ) sind entscheidend für den Basencharakter. Säure: HCl H + + Cl - Base: NaOH Na + + OH - Neutralisation: HCl + NaOH NaCl + H 2 O Säure Base Salz 5

6 Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept Säuren sind Teilchen, die Protonen abgeben Protonendonatoren Basen sind Teilchen, die Protonen aufnehmen Protonenakzeptoren Johannes Nicolaus Brønsted ( ) 6

7 Das Elektronen-Donator-Akzeptor-Konzept Säuren sind Elektronenpaar-Akzeptoren. Basen sind Elektronenpaar-Donatoren. Gilbert Newton Lewis ( ) 7

8 Lewis-Säure-Base vs. Brønsted-Säuren-Basen Die Säure-Base Definition von Brønsted ist ein Sonderfall der Säure-Base Defintion von Lewis Lewis-Säuren sind Elektronenpaar-Akzeptoren Brønsted-Säuren sind H + -Donatoren H + Lewis-Basen sind Elektronenpaar-Donatoren Brønsted-Basen sind H + -Akzeptoren H O H H O H H N H 8

9 Brønsted- Säuren und - Basen konjugierte Säure-Base-Paare Nur in Anwesenheit einer Base kann die Säure als solche reagieren (und umgekehrt) Eine Säure geht durch Abspaltung eines Protons in ihre konjugierte Base über (und umgekehrt). 9

10 Brønsted- Säuren und - Basen konjugierte Säure-Base-Paare Eine Base geht durch Aufnahme eines Protons in ihre konjugierte Säure über. H 2 O reagiert mit HNO 2 als Base und mit NH 3 als Säure. Ampholyte sind Stoffe die als Säure und als Base reagieren können (Amphoterie). 10

11 Welche Ionen bilden Säuren in Wasser? Chlorwasserstoffsäure (Salzsäure) Hydratisierte Hydroniumionen: H 5 O 2 + und H 9 O

12 Welche Ionen bilden Basen in Wasser? Dissoziation eines Hydroxid-Salzes, Natriumhydroxid: NaOH H 2O Na + (aq) + O H (aq) Protonenübertragung von Wassermolekülen: H H H + H N + O H N H H H H + O H 12

13 Säure-Base-Reaktionen ohne Wasser Bildung von Ammoniumchlorid (NH 4 Cl): Reaktion in der Gasphase: Säure-Base-Reaktionen sind nicht auf das wässrige Medium beschränkt. 13

14 Mehrbasige Säuren und Basen Mehrprotonige Säuren: H 3 PO 4, H 2 SO 4, Si(OH) 4 1. Dissoziationskonstante: H 2 SO 4 + H 2 O HSO H 3 O + 2. Dissoziationskonstante: HSO H 2 O SO H 3 O + Mehrbasige Basen: Ca(OH) 2, H 2 NNH 2 1. Protonierungskonstante: H 2 NNH 2 + H 2 O H 2 NNH OH - 2. Protonierungskonstante: H 2 NNH H 2 O H 3 NNH OH - 14

15 Wärmetönung des Ionenproduktes H 2 O + H 2 O kj H 3 O + + O H - Die Spaltung von Wasser ist endotherm und erfordert 57.4 kj/mol. Neutralisationswärme Entsteht bei einer Neutralisationsreaktion Wasser wird unabhängig von den eingesetzten Spezies eine Wärme von 57.4 kj/mol frei. HCl + NaOH NaCl + H 2 O H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 CaSO H 2 O Säure Base Salz 15

16 Autoprotolyse von Wasser 2 H2O H+ OH + H+ H3O+ + OH + H+ H2O H3O+ H+ H 3O + Aber: auf ~550 Mio Wassermoleküle kommt nur ein dissoziiertes Wassermolekül! H 2O OH 16

17 Ionenprodukt des Wassers H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - H3 O OH H2O H2 O K c H3 O OH 2 H2O K c H3 O OH K c H2 O 2 [H 2 O] konstant H3O OH K c H 2O H 3O OH K w 2 ges K W = mol 2 L 2 17

18 Wann ist eine Lösung sauer, wann basisch? saure Lösung: 7 H O 10 OH 3 alkalische Lösung: H O 7 OH

19 Erinnerung: Rechnen mit Logarithmen 19

20 ph = - lg [H 3 O + ] Der ph-wert Der ph-wert ist der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration saure Lösung: ph < 7 alkalische Lösung: ph > 7 neutrale Lösung: ph = 7 20

21 Der poh-wert poh = - lg [OH - ] ph poh pk w = 14 21

22 Der ph-wert - Beispiele 22

23 Der ph-wert - Indikatoren Indikatoren sind schwache organische Säuren oder Basen, die ihre Farbe ändern, wenn sie mit Säuren oder Basen reagieren 23

24 Indikatoren - Beispiele Phenolphthalein 24

25 Indikatoren - Beispiele Cyanidin aus Rotkohl 25

26 Wichtige Begriffe: Elektrolyte, Dissoziation, Dissoziationsgrad Ostwaldsche Verdünnungsgesetz Säure-Base-Definitionen nach Arrhenius, Brönsted und Lewis Konjugierte (korrespondierende) Säure-Base-Paare Ampholyt, amphoteres Verhalten Mehrbasige Säuren und Basen Neutralisationsreaktion, Neutralisationswärme Autoprotolyse von Wasser, Ionenprodukt von Wasser Definitionen: ph-wert, Indikator 26

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