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

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1 Säuren und Basen Dr. Torsten Beweries AC I - Allgemeine Chemie LAC-CH01 WS 2016/17 1

2 Chemisches Gleichgewicht u. Massenwirkungsgesetz Beispiel: Bildung und Zerfall von Iodwasserstoff Im Gleichgewicht erfolgt keine weitere Änderung der Zusammensetzung des Reaktionsgemisches Aber: KEIN RUHEZUSTAND 2

3 Säure-Base-Theorien Arrhenius (1883): Saure Eigenschaften einer Lösung von H + -Ionen (Protonen) abhängig Basische (oder alkalische) Eigenschaften einer Lösung von OH - -Ionen abhängig Svante Arrhenius ( ) Säure und Base als fixierte Stoffklasse: Säuren geben Protonen ab, Bildet in Wasser Hydronium-Ionen Basen geben Hydroxid-Ionen ab Aber: Warum reagieren auch Verbindungen, die kein OH - tragen basisch? z.b. Ammoniak, NH 3 und Natriumcarbonat, Na 2 CO 3 3

4 Säure-Base-Theorien Brönsted (1923): Säuren sind Stoffe, die H + -Ionen (Protonen) abspalten (Protonendonatoren) Basen sind Stoffe, die H + -Ionen (Protonen) aufnehmen (Protonenakzeptoren) Johannes Brönsted ( ) Protolysereaktionen sind chemische Reaktionen, bei denen Protonen übertragen werden, es sind immer zwei Säure-Base-Paare beteiligt Definition von Säuren und Basen nach ihrer Funktion allgemeinere Definition als nach Arrhenius Ampholyte können je nach Reaktionspartner sauer oder basisch reagieren 4

5 Säure-Base-Theorien Beispiele für Protolysereaktionen: Säuren und Basen sind keine fixierten Stoffklassen, sondern nach ihrer Funktion definiert Auch Ionen können Säuren/Basen sein 5

6 Ionenprodukt des Wassers und ph-wert Quantifizierung des sauren oder basischen Charakters von wässrigen Lösungen Angabe der Absolutwerte für c(h 3 O + ) unpraktisch ph-wert als praktische Messgröße in wässrigen Medien Autoprotolyse des Wassers K = c H 3O + c(oh ) c(h 2 O) 2 K W = c(h 3 O + ) c(oh ) 1. Das Gleichgewicht liegt praktisch vollständig auf der linken Seite die Konzentration des Wassers ist praktisch konstant. 2. c(h 2 O) 2 wird in die Konstante K integriert 3. K W ist das Ionenprodukt des Wassers 6

7 Ionenprodukt des Wassers und ph-wert In wässrigen Lösungen ist das Produkt der Konzentrationen von H 3 O + - und OH - -Ionen konstant. K W = c(h 3 O + ) c OH = mol2 l 2 (bei T = 25 C) pk W = ph + poh = 14 7

8 Stärke von Säuren und Basen Um beschreiben zu können, wie groß die Menge an gebildeten H 3 O + ist, benötigt man das Massenwirkungsgesetz K S = c H 3O + c(a ) c HA Werte für K S fallen in einen großen Bereich z.b. K S von NH 4 + 5, , K S von HIO daher werden häufig die negativen dekadischen Logarithmen angegeben starke Säuren liegen in wässriger Lösung vollständig dissoziiert vor pk S < 0 (z.b. HCl, pk S = -7.0) pk S = -lg K S schwache Säuren liegen in wässriger Lösung nur unvollständig dissoziiert vor pk S > 0 (z.b. Essigsäure, pk S = 4.75) 8

9 Stärke von Säuren und Basen pk S -Werte einiger Säure-Base-Paare bei T = 25 C 9

10 Berechnung des ph-werts von Säuren Protolysegleichgewicht starker Säuren: ph = lg c(säure) Protolysegleichgewicht schwacher Säuren: ph = 1 2 [pk S lg c(säure)] 10

11 Berechnung des ph-werts von Basen Protolysegleichgewicht von Basen: poh = 1 2 [pk B lg c(base)] ph = 14 poh Näherung für starke Basen: poh = lg c Base ph = 14 poh 11

12 Berechnung des ph-werts Grenzen Bei sehr stark verdünnten Säuren muss die Autoprotolyse des Wassers berücksichtigt werden (ab c < 10-5 mol/l)! z.b. HCl, c = 10-8 mol/l c gesamt H 3 O + = c HA + c Autoprot H 3 O + c gesamt H 3 O + = = 1, ph = lg c H 3 O + ph = 6, 96 Ostwaldsches Verdünnungsgesetz, Protolysegrad a für starke Säuren ist a = 1 für schwache Säuren ist a << 1 α = Konzentration protolysierte HA Moleküle Konzentration freier HA vor der Protolyse α = K s c bei sehr verdünnten schwachen Säuren nimmt a sehr hohe Werte an, Näherungsgleichung für schwache Säuren nicht mehr anwendbar, Grenze: c(ha) K s 12

13 Puffersysteme Im menschlichen Blut findet man eine c(h 3 O + ) von ca mol/l. Ein Anstieg auf über mol/l oder ein Abfall auf unter mol/l hat lebensbedrohliche Folgen für den menschlichen Organismus. Typische ph-werte beim Menschen: Blut 7.35 bis 7.45, Harn 4.5 bis 8, Haut ca. 5.5 Regulierung durch Verwendung von Puffersystemen Puffersysteme sind Lösungen, die auch bei Zugabe erheblicher Mengen Säure oder Base ihren ph-wert nur wenig ändern. Sie bestehen aus einer schwachen Säure/Base und einem Salz dieser schwachen Säure/Base. z.b. Mischung von Essigsäure und Natriumacetat, Ammoniumchlorid und Ammoniak 13

14 Puffersysteme Berechnung der ph-werte von Pufferlösungen mit Hilfe der Henderson-Hasselbach- Gleichung: Konsequenzen der Gleichung: Beste Pufferwirkung bei äquimolaren Mischungen von Säure und Base Je konzentrierter, umso bessere Pufferwirkung ph = pk s + lg c(a ) c(ha) Abbildung rechts: sehr gute Pufferwirkung/ geringe Änderung des ph bei bis zu 10fachem Überschuss von Säure oder Base Pufferungskurve einer Essigsäure-Acetat-Pufferlösung 14

15 Bestimmung des ph-werts ph-teststreifen bestehen aus auf Papierstreifen aufgetragenen Indikatoren, die sich um so mehr nach Rot verfärben, je mehr Säure im Wasser enthalten ist. Bei Laugen verfärbt sich das Papier blau. ph-messgeräte bestehen aus einer Elektrode und der Zentraleinheit. An der Elektrode wird eine Spannung erzeugt, die vom ph-wert abhängt. Die Zentraleinheit rechnet die Spannung in den ph-wert um. 15

16 Säure-Base-Titrationen Umschlagbereiche einiger ph-indikatoren. Säure-Base-Indikatoren sind organische Farbstoffe, deren Lösungen bei Änderung des ph-werts ihre Farbe ändern Säure-Base-Paare, bei denen die Indikatorsäure eine andere Farbe hat als die konjugierte Base Titration einer unbekannten Menge Säure mit Base bekannter Konzentration Am Äquivalenzpunkt ist: n(base) = n(säure) Umschlagpunkt 16

17 Säuredefinition nach Lewis Brönsted-Säuren müssen H-Atome enthalten (HF, H 2 O, NH 3, etc.) Lewis (1923): Allgemeineres Konzept Lewis-Säure: Teilchen mit unbesetzten Orbitalen, Elektronenpaarakzeptoren Lewis-Base: Teilchen mit freiem Elektronenpaar, Elektronenpaardonatoren Erklärung von Reaktivitäten und Stabilitäten nach dem HSAB-Konzept Ausbildung kovalenter Bindungen 17

18 Literatur E. Riedel, C. Janiak, Anorganische Chemie (8. Auflage), Walter de Gruyter GmbH & Co. KG, Berlin/New York, 2011 T. Wurm, Chemie für Einsteiger und Durchsteiger, Wiley-VCH, Weinheim, Bildquellen: 18

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