Bundesrealgymnasium Imst. Chemie Klasse 7. Säuren und Basen

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1 Bundesrealgymnasium Imst Chemie Klasse 7 Säuren und Basen Dieses Skriptum dient der Unterstützung des Unterrichtes - es kann den Unterricht aber nicht ersetzen, da im Unterricht der Lehrstoff detaillierter aufgearbeitet wird, als dies im Skriptum der Fall ist. Ergänzungen zum Skriptum werden während des Unterrichts durchgeführt. In diesem Skriptum sind nur wenige Diagramme und Zeichnungen enthalten. Die fehlenden Diagramme werden im Unterricht erarbeitet. Inhalt 6 Säuren und Basen Historische Entwicklung Massenwirkungsgesetz Das Ionenprodukt des Wassers Der ph-wert Die Stärke von Brönsted Säuren Mehrwertige Säuren Berechnung von ph-werten Säurestärke und Molekülstruktur Protolysegrad Oxosäuren Amphoterie Neutralisationsreaktionen Säure-Base Titration Pufferlösungen Säuren und Basen im Alltag... 40

2 6 Säuren und Basen 6.1 Historische Entwicklung Säuren färben Pflanzenfarbstoffe rot, lösen Marmor und scheiden Schwefel aus bestimmten Schwefelverbindungen aus. Na 2 S + 2 HCl 2 NaCl + H 2 S + 1 / 8 Schwefel Basen sind Substanzen, die in alkalischen Lösungen vorhanden sind und zusammen mit sauren Lösungen Salze bilden. Lavoisier zeigte, dass beim Lösen gewisser Oxide von Nichtmetallen in Wasser saure Lösungen entstehen und schloss daraus, dass Sauerstoff allen Säuren gemeinsam ist. SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 Definition nach Arrhenius Säuren Säuren sind Verbindungen, die in wässriger Lösung positiv geladene Wasserstoff - Ionen H + und negativ geladene Säurerest - Ionen dissoziieren. Oder anders (nach J. Liebig): Säuren sind Wasserstoffverbindungen, deren Wasserstoff durch Metalle ersetzt werden kann, wobei sich Salze bilden. Mg + H 2 SO 4 MgSO 4 + H 2 Basen Basen sind chemische Verbindungen, die mit Säuren Salze bilden können. Alle Metalle können Basen (Metallhydroxide) bilden Brönsted-Lowry Theorie Eine Säure ist eine Substanz, die Protonen abgeben kann, ein Protonendonator. Eine Base ist eine Substanz, die Protonen aufnehmen kann, ein Protonenakzeptor Durch die Anwendung des Donator-Akzeptor Prinzips ist jede Reaktion, bei der H+ Ionen ausgetauscht werden eine Säure-Base Reaktion. Diese Protonenübertragungsreaktion nennt man auch Protolysereaktion Säuren Base Theorie nach Lewis Lewis Säuren sind in der Lage, Elektronenpaare aufzunehmen; sie sind Elektronenpaarakzeptoren. Lewis Basen stellen als Elektronenpaardonatoren Elektronenpaare zur Verfügung. Reaktion eines Protons mit Basen kann als Spezialfall einer Lewis Reaktion angesehen werden. 6.2 Massenwirkungsgesetz Die Lage eines chemischen Gleichgewichtes wird durch das Massenwirkungsgesetz beschrieben. Werden mehr als 50 % der Ausgangsstoffe umgesetzt, spricht man von einem rechts liegenden Gleichgewicht. Im chemischen Gleichgewicht ist der Quotient aus dem Produkt der Konzentrationen der Reaktionsprodukte und dem Produkt der Konzentrationen der Ausgangsstoffe bei einer Dr. K.-H. Offenbecher Seite 36

3 bestimmten Temperatur eine konstante Größe. Die Stöchiometriezahlen treten als Exponenten der jeweiligen Konzentrationszahlen auf Das Ionenprodukt des Wassers Die Ursache für die Leitfähigkeit von Wasser liegt in der sehr geringen Eigendissoziation, die auch als Autoprotolyse bezeichnet wird. D. h. ein sehr kleiner Teil der Wassermoleküle gibt ein Proton ab das von anderen Wassermolekülen aufgenommen wird. Es stellt sich ein Protolysegleichgewicht ein. Das Ionenprodukt des Wassers kann mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes bestimmt werden und beträgt bei 22 C exakt mol 2 l -2. Aufgrund des sehr hohen Verhältnisses von H 2 O zu OH - und H 3 O + Ionen kann die Temperaturabhängigkeit vernachlässigt werden. Im Ausdruck für das MWG von Wasser kann der Wert für die Konzentration der Edukte im Protolysegleichgewicht mit der Massenwirkungskonstante K zusammengefasst werden (Die Konzentration von H 2 O ist im Vergleich zu H 3 O + und OH - sehr groß). Dabei entsteht eine neue Konstante K W K W = K [H 2 O] 2 = [H 3 O + ] [OH - ] = mol/l Die Konzentrationen von H 3 O + und OH - - Ionen sind in reinem Wasser gleich groß. Daraus ergibt sich für beide Ionensorten c = 10-7 mol/l. In Säuren ist die Konzentration von H 3 O + Ionen größer als 10-7 mol/l; in Basen ist c(h 3 O + ) kleiner als 10-7 mol/l. Aus dem Ionenprodukt des Wassers erhält man durch Logarithmieren: lg [H 3 O + ] + lg [OH - ] = -14 (-1) -lg [H 3 O + ] - lg [OH - ] = 14 Definition anwenden ph + poh = 14 Von der wörtlichen Definition her könnten auch ph-werte < 0 und > 14 errechnet werden. In der Praxis sind jedoch durch die Löslichkeit der Säuren und Basen Grenzen gesetzt. Eine Säure mit dem ph-wert -3 hätte eine H 3 O + Konzentration von 1000 mol/l. In einem Liter Salzsäure wären 1000 mol HCl gelöst. Das sind 36 kg! 6.3 Der ph-wert Zur Feststellung, ob eine Lösung sauer oder basisch ist genügt es, die Konzentration der H 3 O + (aq)-ionen anzugeben. Der ph Wert ist der negative, dekadische Logarithmus von Oxoniumionen Konzentration. Entsprechend ist der poh Wert der negative, dekadische Logarithmus der Hydroxidionen Konzentration. Dr. K.-H. Offenbecher Seite 37

4 6.3.1 Die Stärke von Brönsted Säuren Beim Lösen von Säuren wird das Proton der Brönsted-Säure auf ein Wassermolekül übertragen (Säuren dissoziieren nicht!) Dieses Wassermolekül wird von weiteren Wassermolekülen eingehüllt (hydratisiert). Man bezeichnet diese Reaktion als Protolyse. Je vollständiger die Protonenübertragung erfolgt, desto stärker liegt das Protolysegleichgewicht auf der rechten Seite und umso stärker ist die Säure. Wie beim ph Wert gibt man statt dem K S Wert häufig dessen negativen dekadischen Logarithmus pk S an. pk S = -lg K S Je stärker eine Säure ist desto mehr H 3 O + Ionen werden entstehen. Gemäß dem MWG kann man eine stärkere Säure an ihrer größeren Säurekonstante K S oder am kleineren pk S -Wert erkennen. Bei starken Säuren ist K S > 10 und pk S < -1 Zwischen der Säurekonstanten K S und der Basenkonstante K B eines korrespondierenden Säure-Base-Paares besteht über das Ionenprodukts des Wassers eine quantitative Beziehung Mehrwertige Säuren Mehrwertige Säuren enthalten mehrere Protonen, die sie in mehrstufigen Protolysereaktionen übertragen können Berechnung von ph-werten ph Werte starker Säuren und Basen Starke Säuren (Basen) pk S < 1 (pk B <1), d. h. sie liegen vollständig protolysiert vor. Damit ist die Konzentration von H 3 O + - Ionen und OH - - Ionen gleichzusetzen mit der Konzentration der eingesetzten Säuren Säurestärke und Molekülstruktur Die Säurestärke von Element Wasserstoff Verbindungen einer Periode im PSE nimmt von links nach rechts zu. Beeinflussende Faktoren der Säurestärke: Elektronegativität: EN; Änderung der Säurestärke innerhalb einer Periode. Atomradius: Änderung der Säurestärke innerhalb der Hauptgruppe aufgrund der Änderung der Atomgröße Protolysegrad Neben den Konstanten K S und K B kann die Stärke einer Säure oder Base auch durch das Protolysegleichgewicht (Protolysegrad α) ausgedrückt werden. Α gibt an, welcher Bruchteil, der im Wasser gelösten Moleküle einer Säure oder Base protolysiert sind. Zwischen dem Protolysegrad α und dem K S bzw. K B Wert besteht ein Zusammenhang. Beispiel Essigsäure Beim Auflösen in Wasser geht ein Teil der Essigsäuremoleküle mit Wasser eine Protolysreaktion ein. Für je ein protolysiertes Essigsäuremolekül entsteht ein Oxoniumion und ein Acetation. 6.4 Oxosäuren In Oxosäuren sind H-Atome direkt an O-Atome gebunden. Die Säurestärke hängt im wesentlichen von dem Element ab, an das die O-Atome gebunden sind. E O H Bei geringer Elektronegativität von E wird durch H 2 O die E O Bindung gespalten. Dr. K.-H. Offenbecher Seite 38

5 6.5 Amphoterie Ampholyte sind Verbindungen, die sowohl als Säuren als auch als Basen (Protonenakzeptor) reagieren können. Sie werden auch als amphotere Verbindungen bezeichnet. Ampholyte verhalten sich gegenüber starken Säuren wie Basen und gegenüber starken Basen wie Säuren. korresp. Base Ampholyt korresp. Säure OH - H 2 O H 3 O + NH 2 - NH 3 NH 4 + CO 3 2- HCO 3 - H 2 CO Neutralisationsreaktionen Die Umsetzung einer Säure mit einer Base nennt man Neutralisation. Die Base hebt die Wirkung der Säure auf (und/oder anders herum). Dabei entsteht Wasser. Die bei der Protonenübertragung von H 3 O + -Ionen auf OH - -Ionen freigesetzte Wärme ist die Neutralisationsenthalpie. 6.7 Säure-Base Titration Wird eine starke Säure unbekannter Konzentration mit einer starken Base bekannter Konzentration titriert, werden Oxonium- Ionen mit den Hydroxid-Ionen unter Bildung von Wasser protolysiert. Der ph-wert steigt an Der Punkt, an dem die Stoffmenge an zugegebener Maßlösung exakt der Stoffmenge an unbekannter Säure bzw. Base entspricht, wird als Äquivalenzpunkt bezeichnet. 6.8 Pufferlösungen Eine Pufferlösung besteht aus einer schwachen Brönsted Säure bzw. Base und ihrer korrespondierender Base bzw. Säure. Gebräuchliche Puffer sind z. B. NH 3 /NH 4 + oder HPO 4 2- /H 2 PO Lösungen. Dr. K.-H. Offenbecher Seite 39

6 6.9 Säuren und Basen im Alltag Dr. K.-H. Offenbecher Seite 40

7 Aufgaben 1. In einer wässrigen Lösung wird eine Konzentration an H 3 O + Ionen von 10-9 mol/l festgestellt. Ist diese Lösung basisch oder sauer? Wie groß ist die Konzentration an OH Ionen in dieser Lösung? 2. 0,1 mol festes Natriumhydroxid wird zunächst in deutlich weniger als 1000 ml Wasser aufgelöst. Diese Lösung wird anschließend mit reinem Wasser auf ein Volumen von genau 1000 ml aufgefüllt. Wie groß ist die Konzentration von H 3 O + Ionen in dieser Lösung? 3. Bei einer Autoprotolyse des Wassers liegt das Gleichgewicht weitgehend auf der Seite der Wassermoleküle. Berechne mit Hilfe des Ionenprodukts des Wassers, in welchem Zahlenverhältnis Wassermoleküle und H 3 O + (aq)- bzw. OH - (aq)-ionen in reinem Wasser stehen. 4. Welchen ph-wert hat eine Salzsäurelösung mit der Konzentration c(hcl) = 0,15 mol/l? 5. Welchen ph-wert hat eine Kaliumhydroxid-Lösung mit der Konzentration c(koh) = 0,02 mol/l? 6. Berechne den ph-wert einer wässrigen Lösung, die H 3 O + (aq) Ionen in einer Konzentration von 3, mol/l enthält? 7. Der ph-wert einer wässrigen Lösung ist 8,2. Wie groß ist die Konzentration an Oxoniumionen? 8. Der poh-wert einer wässrigen Lösung ist 10,6. Wie groß ist die Konzentration an Oxoniumionen? 9. Wie groß ist der ph-wert einer Natronlauge mit der Konzentration c(naoh) = mol/l? 10. Berechne den ph-wert einer wässrigen Lösung mit einer H 3 O-Ionenkonzentration von 0,32 mol/l? 11. Wie viele Milliliter einer Salzsäurelösung mit der Konzentration c(hcl) = 1 mol/l müssen mit reinem Wasser vermischt werden damit man 500 ml Lösung mit einem ph-wert von 2 erhält? ml einer Salzsäure mit der Konzentration c(hcl) = 2 mol/l werden mit Wasser auf 2 l aufgefüllt. Welcher ph-wert hat diese Lösung? ml Natronlauge mit einer Konzentration c(naoh) = 1 mol/l werden mit 50 ml Wasser vermischt. Welchen ph-wert hat die Lösung. 14. Welchen ph-wert hat eine Essigsäure-Lösung mit der Konzentration c(ch 3 COOH) = 0,5 mol/l? (pk S -Wert von Essigsäure = 4,25) 15. Berechne den ph-wert einer Ammoniaklösung mit c(nh 3 ) = 0,2 mol/l? (der pk B -Wert für Ammoniak ist 4,75) 16. Essigsäure mit c(ch 3 COOH) = 0,1 mol/l hat einen ph-wert von 2,87. Gesucht sind c(h 3 O + ) und K S ,2 g reiner Ameisensäure werden mit Wasser zu 1 l aufgefüllt. Welchen ph-wert hat die Lösung? 18. Cyanwasserstoff ist in 0,1-molarer wässriger Lösung zu 0,01% protolysiert. Wie lautet der pk S -Wert für Blausäure? 19. Der pk S -Wert für das Ammoniumion ist 9,25. Welcher Prozentsatz an Ammoniakmolekülen ist in 1-molarem Ammoniak protolysiert? Dr. K.-H. Offenbecher Seite 41

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