2 Säure-Base-Gleichgewichte 2.1 W: Säure-Base-Theorie nach Arrhenius (1884)

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1 2 SäureBaseGleichgewichte 2.1 W: SäureBaseTheorie nach Arrhenius (1884) Säuren = Stoffe, die in wässriger Lösung unter Bildung von Wasserstoffionen H dissoziieren. Bsp: HCl H Cl Basen = Stoffe, die in wässriger Lösung unter Bildung von Hydroxidionen OH dissoziieren. Bsp: NaOH Na OH SE: Untersuche den sauren, neutralen bzw. basischen Charakter folgender Stoffe. Stelle die Dissoziationsgleichung auf und entscheide, ob Charakter damit erklärt werden kann. Stoffe Charakter Dissoziationsgleichung Erklärung dr. Dissoziationsgl? H 2 CO 3 sauer H HCO 3 ja Ca(OH) 2 basisch Ca 2OH ja NaCl neutral Na Cl ja Na 2 CO 3 basisch 2Na CO 3 2 nein CH 3 COONa basisch CH 3 COO Na nein NH 4 Cl NH 3 [für LK FeCl 3 ] A: Bei nein : sauer basisch sauer (Komplex!) NH 4 Cl Keine Dissgl. nein nein phcharakter nicht über Arrhenius erklärbar Neue SäureBase Definition erforderlich

2 2.2 SäureBaseTheorie nach Brönsted (1923) a) Definition von Säuren und Basen nach Brönsted Säuren = Teilchen, die Protonen abgeben können; sie sind Protonendonatoren. Bsp.: H Cl H 2 O Cl H 3 O Hydroniumion (Bildung: H H 2 O H 3 O ) [LK : strukturelle Voraussetzung: Vorhandensein positivierter HAtome] Basen = Teilchen, die Protonen aufnehmen können; Protonenakzeptoren. Bsp: NH 3 H 2 O NH 4 OH [LK: strukturelle Voraussetzung: Vorhandensein freier EPaare] b) Ampholyte Ampholyte = Teilchen, die in Abh. Vom Reaktionspartner sowohl als Säure, als auch als Base reagieren können. Bsp. H 2 O: H 2 O HCl Cl H 3 O Wasser als Base H 2 O NH 3 NH 4 OH Wasser als Säure c) Protolysereaktion Eine chemische Reaktion, bei der Protonen von einem zum anderen Reaktionspartner übertragen werden, heißt Protolysereaktion, Reaktion mit Protonenübergang oder SäureBaseReaktion. Ü 1: Aufstellen weiterer Protolysegleichungen (erste Protolysestufe). RG müssen mit experimentellen Befunden übereinstimmen (Vgl. SE)! Phosphorsäure H 3 PO 4 H 2 O H 2 PO 4 H 3 O Essigsäure CH 3 COOH H 2 O CH 3 COO. H 3 O Carbonation CO 3 2 H 2 O HCO 3 OH Ammoniumion NH 4 H 2 O NH 3 OH Acetation CH 3 COO H 2 O CH 3 COOH OH

3 c) korrespondierende SäureBasePaare Def: Teilchenpaare, die sich genau um ein Proton unterscheiden (Säure hat ein Proton mehr als Base) S/B Bsp.1: HCl H 2 O Cl H 3 O HCl / Cl (H) S 1 B 2 B 1 S 2 H 3 O / H 2 O (R) Bsp. 2: H 2 O NH 3 OH NH 4 S 1 B 2 B 1 S 2 H 2 O / OH NH 4 / NH 3 (H) (R) Ü 2: Vervollständige die beiden Tabellen (ggf. hebt Säure/Base farblich hervor) Korrespondierende korrespondierende Säure Base Säure Base H 2 O OH PH 4 (Phosphoniumion) PH 3 HBr Br HNO 3 NO 3 H 2 SO 4 HSO 4 H 2 SO 4 HSO 3 CH 3 COOH CH 3 COO HF F HCO 3 2 CO 3 H 3 O H 2 O S 1 B 2 B 1 S 2 HI H 2 O I H 3 O H 2 O S 2 OH HS HCOOH H 2 O HCOO H 3 O H 2 SO 4 HCO 3 HSO 4 H 2 CO 3 HNO 3 OH NO 3 H 2 O HSO 4 NH 3 2 SO 4 NH 4 e) weitere Ampholyte Bei der Protolyse mehrprotoniger Säuren entstehen weitere Ampholyte. Ü 3: Stelle die RG für die schrittweise Protolyse folgender Säuren auf. Kennzeichne die amphoteren Teilchen durch Hervorhebung ihres sauren bzw. basischen Charakters. Kohlensäure H 2 CO 3 H 2 O HCO 3 H 3 O HCO 3 H 2 O CO 3 2 H 3 O

4 Schwefelwasserstoff H 2 S H 2 O HS H 3 O HS H 2 O S 2 H 3 O Phosphorsäure H 3 PO 4 H 2 O H 2 PO 4 H 3 O H 2 PO 4 H 2 O 2 HPO 4 H 3 O 2 HPO 4 H 2 O 3 PO 4 H 3 O Test 1: Name: Datum: 1. Definiere 'Säure' und 'Base' nach Brönsted. [2 BE] 2. Diese Stoffe reagieren in wässriger Lösung alle basisch oder sauer: NaOH, NH 3, H 2 CO 3. Für welche dieser Substanzen benötigt man jedoch das SäureBaseKonzept nach Brönsted, um die basische bzw. saure Wirkung in Form einer Reaktionsgleichung darstellen zu können? Stelle die entsprechende Reaktionsgleichung auf! [2 BE] 3. Ergänze die korrespondierenden SäureBasePaare Korrespondierende Säure Base NH 4 HCO 3 CH 3 COOH H 2 O HSO 4 4. Stelle für folgende Stoffe die Protolysegleichungen nach dem gegebenen Schema auf: S 1 B 2 B 1 S 2 H 3 PO 4 H 2 O H 2 O I Cl OH HF CH 3 COO NH 3 PO 4 3 H 3 O 5. Stelle für folgende mehrprotonige Säuren die Reaktionsgleichungen für die stufenweise Protolyse auf. Entscheide, welche Teilchen amphoter reagieren und zeige dies anhand der Protolysegleichungen (z.b. durch farbliche Hervorhebung). [4 BE] schwefelige Säure (H 2 SO 3 ) Oxalsäure (H 2 C 2 O 4 )

5 2.3 Autoprotolyse LD: Leitet natürliches bzw. entionisiertes Wasser den elektrischen Strom? Natürliches Wasser Prognose ja nein Begründung Na, Cl, Mg 2, HCO 3 als freibewegliche Ladungsträger (Ionen) Entionisiertes/destilliertes Wasser keine Ionen Exp. Befund elektrisch leitfähig geringfügig elektrisch leitfähig Auswertung Prognose bestätigt Prognose nicht bestätigt Fazit: Es müssen auch im entionisierten Wasser Ionen vorhanden sein. H 2 O H 2 O H 3 O OH (K C = 3, ) S1 B2 S2 B2 = Autoprotolyse ( Eigen protolyse) = SäureBaseReaktion, bei der zwischen identischen Teilchen Protonen ausgetauscht werden Ü4 Formuliere die Autoprotolysereaktion von Salpetersäure und Ammoniak HNO 3 HNO 3 NO 3 H 2 NO 3 NH 3 NH 3 NH 2 NH 4 Aufgabe: Berechne die Konzentration von OH und H 3 O in einem Liter Wasser. Ggb: m (H 2 O) = 1000g (bei Dichte ~ 1) K C = 3,24 * mol 2 /L 2 (bei 25 C) Lsg: RG: H 2 O H 2 O OH H 3 O MWG: K c = c(oh ) c( H 3 O ) c( H 2 O) 2 c (H 2 O) = n V = m M V = 1000g 18g mol 1 1L = 55,5 mol L

6 K c c( H 2 O) 2 = K w = c(oh ) c( H 3 O ) K w = 3, (55,5mol / L) 2 K w... Ionenprodukt des Wassers 14 mol2 K w = 1 10 L 2 c(h 3 O ) = c(oh ) K w = c(h 3 O ) c(h 3 O ) = c(h 3 O ) 2 c(h 3 O ) = K w = mol 2 = mol L 2 L Antwort: Ein Liter Wasser enthält exakt mol H 3 O und mol OH 2.4 Der phwert ph lat. pondus Hydrogenii, Die Kraft des Wasserstoffs Einführung phwert, weil Werte für c(h 3 O ) und c(oh ) so unpraktisch klein sind phwert negativer dekadische Logarithmus von c(h 3 O ) ph = log c(h 3 O ) poh Wert negativ dekadischer Logarithmus der c(oh ) poh = log c(oh ) Zh ph, poh: pk w = log K w = 14 = poh ph für verdünnte saure od. basische Lösungen: [als Ü Tabelle ausfüllen] c(h 3 O ) phwert c(oh ) Charakter , , , ,0001 0, , , ,

7 ändert sich ph von 0 auf 1 verringert sich c(h 3 O ) um ein 10faches! Für konzentrierte Lösungen [Ü Berechne...!] 2 molare HCl: ph= log (2) = 0,3 (~6%ige Salzsäure; rauchende = 37%; 12molar) 18molare H 2 SO 4 : ph= log (18) = 1,25 (= konz 96%) phwerte: Beispiele aus dem Leben ph Beispiel Charakter 0 Verdünnte Salzsäure 1 Batteriesäure 2 Magensaft 3 Essig sauer 4 Saure Milch 5 Kaffee 6 Haut 7 Wasser neutral 8 Dünndarmsaft 9 Seifenlösung 10 Waschmittellösung 11 Rohrreiniger alkalisch 12 Reinigungsmittel 13 Backofenreiniger 14 Verdünnte Natronlauge Schreibt euch 34 Beispiele auf.

8 2.5 Säure und Basestärke a) Exp.: phwert von... B: c(hcl) = 0,1 mol/l ph = 1 c(ch 3 COOH) = 0,1mol/l ph 3,5 A: HCl H 2 O Cl H 3 O CH 3 COOH H 2 O CH 3 COO H 3 O In der salzsauren Lösung liegen mehr Hydroniumionen vor, als in der gleichkonzentrierten essigsauren Lösung Ursache = unterschiedliche Säurestärke Def.: Eine Säure bzw. eine Base ist umso stärker, je größer ihre Tendenz zur Protolyse ist. b) Quantitative Beschreibung der Säure bzw. Basestärke: allg. Protolyserk. Säurestärke Basestärke HA H 2 O A H 3 O B H 2 O HB OH MWG Vereinfachung Konstanten Säurekonstante K S Basekonstante K B pk S = lg { K S } pk B = lg { K B } (Werte: siehe TW) Je größer K S bzw. K B, desto stärker die Säure bzw. Base. Je größer pk S bzw. pk B, desto schwächer die Säure bzw. Base. Ü Berechne aus folgenden K S Werten die pk S Werte. K S = ,8 mol/l pk S = 6,8 K S = 5, mol/l pk S = 10,25 K S = ,3 mol/l pk S = 14,3 K S = 1, mol/l pk S = 1,92 Ü Berechne aus folgenden pk S Werten die K S Werte (ganzzahlig) pk S = 5 K S = mol/l pk S = 2,8 K S = 1, mol/l pk S = 4,75 K S = 1, mol/l pk S = 9,25 K S = 5, mol/l

9 c) für korrespondierende SäureBasePaare S/B pk S pk B = 14 HCl/ Cl 7 21 H 3 O /H 2 O 1,74 15,74 CH 3 COOH/CH 3 COO 4,75 9,25 H 2 O/ OH 15,74 1,74 Je stärker die Säure, desto schwächer die korrespondierende Base. Je stärker die Base, desto schwächer die korrespondierende Säure. 2.6 phwertberechnung pk s (HCl) << pk S (HAc) sehr starke Säuren c(h 3 O ) = c 0 (HA) mittelstarke bis schwache Säuren (ab pk S > 1,5) c(h 3 O ) <<< c 0 (HA) c(ha) = c 0 (HA) c(h 3 O ) K S = c( H 3 O ) 2 c 0 (HA) vernachlässigbar ph= lg{c 0 (HA)} ph= ½ (pk S lg{c 0 (HA)}) analog gilt für: sehr starke Basen poh= lg{c 0 (B)} ph = 14 poh mittelstarke bis schwache Basen poh= ½ (pk B lg{c 0 (B)}) ph= 14 poh Ü phwertberechnung

10 phcharakter von Salzlösungen Bsp. reagiert Salz, gebildet aus Verallgemeinerung NaCl neutral NaOH und HCl starke Säure und starke Base Na 2 CO 3 basisch NaOH und H 2 CO 3 starke Base und schwache Säure NH 4 Cl sauer NH 3 und HCl starke Säure und schwache Base Erklärung: Durch Dissoziation gebildete Ionen können Folgeprotolyse mit Wasser eingehen: NaCl Na Cl Folgeprotolyse: Na (kann kein Proton abgeben und keins aufnehmen, weil es pos. geladen ist keine Protolyse) Cl H 2 O HCl OH HCl ist sehr starke Säure, die sofort und vollständig zurückprotolysieren würde. Kein Gleichgewicht! Es finden keine Folgeprotolysen statt es liegen keine H 3 O bzw. OH Ionen vor neutrale Lösung Na 2 CO 3 2Na CO 3 2 NH 4 Cl NH 4 Cl Folgeprotolyse: Na : keine (s.o.) CO 3 2 H 2 O HCO 3 OH CO 3 2 ist keine starke Base, es liegt ein echtes GG vor. Produkte: starke Base (OH ) schwache Säure (HCO 3 ) basische Lsg. Folgeprotolyse: NH 4 H 2 O NH 3 H 3 O Cl : keine (s.o.) Ammoniumionen sind schwache Säuren, es liegt ein GG vor. Produkte: schwache Base (NH 3 ) starke Säure (H 3 O ) saure Lsg.

11 Ü Welchen phcharakter erwarten Sie für eine wässrige Lösung von Natriumacetat, Ammoniumacetat und CaCl 2? Begründen Sie! CH 3 COONa CH 3 COO Na Folgeprotolyse: CH 3 COO H 2 O CH 3 COOH OH CH 3 COO = schwache Sre es liegt ein GG vor Produkte: schwache Sre, starke Base basisch CH 3 COONH 4 CH 3 COO NH 4 Folgeprotolyse: CH 3 COO H 2 O CH 3 COOH OH NH 4 H 2 O NH 3 H 3 O da pk B (CH 3 COO ) = pk S (NH 4 ) ist c(produkte) bei beiden gleich Produkte: Hydroxid und Hydroniumionen neutralisieren sich neutral Calciumchlorid wie NaCl Zstl.: Ca 3 (PO 4 ) 2, Natriumnitrat Test: NaSO 4 Test 2: Name: Datum: 1. Eine 0,1molare Salzsäure hat einen niedrigeren phwert als eine 0,1molare Essigsäure. Erläutern Sie die Ursache für diese Beobachtung! [3] 2. Berechnen Sie für folgende saure und basische Lösungen den phwert! (Angabe Rechenweg) [8] 0,2mol/l 0,04mol/l 0,006mol/l 0,0008mol/l Phosphorsäure Salpetersäure Kalilauge (Kaliumhydroxidlösung) Ammoniak 3. Berechnen Sie die Ausgangskonzentrationen für die folgenden Lösungen mit einem ph Wert von 4. [3] Salpetersäure, Kohlensäure, H 2 S 4. Berechnen Sie die Ausgangskonzentration c 0 einer Hydrogencarbonatlösung mit einem phwert von 9,9. Stellen Sie die entsprechende RG auf. Runden Sie das Ergebnis auf eine Stelle nach dem Komma. [3]

12 5. Ein Laborant soll das Labor aufräumen. Dabei findet er zwei Bechergläser mit der Aufschrift schwach und folgenden Konzentrationsangaben. Er misst die phwerte. [2] Becherglas mit der Aufschrift ph Lösung c 0 = 0,04mol/l 2,269 c 0 =0,01mol/l 10,625 Finden Sie heraus, welche Lösungen in den jeweiligen Bechergläsern vorliegen! 6. Wie ändert sich der phwert, wenn sich die Hydroniumionenkonzentration halbiert? [1] Zustatzaufgabe: 7. Welchen phcharakter erwarten Sie für eine Lösung von Ammoniumacetat. Begründen Sie! [3] Zu erreichen: 20 (3) Punkte 2.7 SäureBaseTitration maßanalytisches Verfahren zur Bestimmung der Konzentration einer Säure (od. Base) in Lösung auf der Grundlage einer Neutralisationsreaktion. Zu bestimmen: Konzentration einer sauren bzw. basischen Lösung (Probelösung) reagierende Teilchen: Zu messen: Volumen zugegebene Maßlösung (basisch bzw. sauer) mit bekannter Konzentration Farbveränderung Indikator Chemischer Zusammenhang = Neutralisationsreaktion z.b. HCl NaOH Na Cl H 2 O Säure Base Salz Wasser H OH H 2 O am Äquivalenzpunkt: n(ha) = n(b) (daraus c berechnen) Wie ermittelt man den ÄP? a) Titration mit phmeter: ÄP dr. Ablesen aus Titrationskurve (steilster Anstieg) b) Titration mit Indikator: ÄP dr. Farbumschlag

13 a) Titrationskurven stark/stark Bsp.: 0,1mol/l HCl mit 0,1mol/l NaOH NaOH HCl Na Cl H 2 O OH H H 2 O Cl keine Folgep. Na keine Folgep. schwach/stark Bsp. 0,1 mol/l (HAc) mit 0,1mol/l NaOH NaOH HAc Na Ac H 2 O OH H H 2 O Na keine Folgeprotolyse Ac H 2 O HAc OH stark/stark vs. schwach/stark Ausgangs phwert niedriger stärkere Säure ÄP = bei ph 7 (Neutralisationspunkt) keine Folgeprotolysen (siehe RG) Anfangs phwert höher schwächere Säure ÄP > als ph=7 Folgeprotolyse Acetation (s. RG) nur flacher Anstieg vor ÄP (Ausbildung Puffer ) b) bei Indikatorreaktion: ÄP Bestimmung durch Farbumschlag verschiedene Indikatoren mit ihren Umschlagpunkten zeigen. Schüler notieren sich je ein Bsp für neutral, sauer, basisch

14 Berechnungen am ÄP: n(ha) = n(b) (bei gleicher Wertigkeit) Berechnung n(ha): Berechnung c(ha): Berechnung m(ha): n(ha) = c(b) V (B) c(ha) V (HA) = c(b) V(B) c(ha)= {c(b) V (B)} : V(HA) m(ha) = c(b) V(B) M(HA) gesucht, gegeben, experimentell bestimmbar Ü: Berechne die Konzentration einer Salzsäurelösung, die mit 0,1 M Natronlauge titriert wird. Verbauch Natronlauge bis zum ÄP: 15ml. Berechnen Sie zstl. die Masse der gelösten Säure. Praktischer Teil: ÄPBestimmung durch Farbumschlag G: Bürette Trichter, Erly, BG 150ml, BG (Vergleichslsg.) Küchenpapier C: 0,1M HCl (zum Befüllen der Büretten) > 100ml (BG) 3x 20ml NaOH (Erly) dest. Wasser 67 Tropfen Unitest D: Apparatur (Skizze an Tafel): Bürette Bürette Erlenmeyerkolben

15 Durchführung: Maßlösung: mit Hilfe Messzylinder holen; Bürette: Hahn zu, Trichter rein, befüllen, Trichter raus! Probelösung: mit Peleusball und Vollpipette aufsaugen (20ml) und in Erly geben, 23 Tropfen Indikator dazu, Schwenken Vergleichslösung: 23 Tr. Indikator in BG mit dest. Wasser Erly unter Bürette, unter Erly: weißes Küchenpapier aus der Bürette wird tröpfchenweise Maßlösung zur Probe gegeben ÄP: Farbumschlag Indikator > Volumen zugegebener Maßlösung abgelesen: unterer Miniskus bzw. Kreuz 3x Durchgänge 1. Schnelltitration > ungefähre Bestimmung des Verbrauchs 2. und 3. > ganz genau Verbrauch an Maßlösung notieren (für Berechnung wird Mittelwert gebildet) B: Farbe Indikator schlägt um bei: Titration # V verbrauchte Maßlösung 1 16,5ml 2 15,9ml 3 17,0ml V 16,46ml A: Berechnung c (NaOH), m(naoh) SE 1: Titration: NaOH mit 0,1 M HCl

16 Punkteverteilung: Schülerpraktikum: SäureBaseTitration Arbeitsweise: 3 Protokoll: Durchführung: 3 Beobachtungen: 3 Auswertung: 4 Theorieteil: 12 Punkte gesamt: 25 I. Praktischer Teil (Partnerarbeit) Aufgabe: Bestimmen Sie die Konzentration der vorliegenden Ammoniaklösung experimentell mittels SäureBaseTitration. Fertigen Sie ein gemeinsames Protokoll mit Durchführung (inkl. Skizze), Beobachtungen und Auswertung an. I. Theoretischer Teil (individuell zu lösen) 1. Reaktionsgleichungen: a) Ammoniak und Salzsäure reagieren zu Ammoniumchlorid. Stellen Sie die RG auf. [1] b) Zeigen Sie, dass in Folge der Protolyse von Ammoniak und Salzsäure auch das Neutralisationsprodukt Wasser gebildet wird. [3] c) In welchem phbereich liegt der ÄP (sauer, neutral, basisch)? Begründen Sie! [2] 2. Im Zuge der Kontrolle einer Bäckerei wurde die für die Herstellung von Laugenbrezeln verwendete Natronlauge im Labor untersucht. Zugelassen sind maximal 40g NaOH auf 1l Wasser. Bei der Titration der Lauge (V = 100ml) wurden bis zum ÄP 330ml einer 0,1 molare Salzsäure benötigt. (M(NaOH)= 40g/mol) a) Berechnen Sie die Konzentration der untersuchten Lauge in mol/l und in g/l! [4] b) Bewerte die Dosierung. [2]

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