Säure-Base-Gleichgewichte in wässriger Lösung

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1 S (GB) S (Allg./Phys. Che.) 1 S. 19 S HBr(g) + H O(l) Br (aq) + H 3 O + (aq) Na CO 3 (s) + H O(l) Na + (aq) + HCO 3 (aq) + OH (aq) NaS(s) + H O(l) Na + (aq) + HS (aq) + OH (aq) Li O(s) + H O(l) Li + (aq) + OH (aq) LiH(s) + H O(l) Li + (aq) + H (g) + OH (aq) H 3 O + (aq) + NO 3 (aq) + K+ (aq) + OH (aq) K + (aq) + NO 3 (aq) + H O(l) S. 150 S. 1 1 NaCl(s) + H SO (l) HCl(g) + Na SO (s) 5 HBr Br HCOOH HCOO NH 3 NH + C 6 H 5 NH C 6 H 5 NH + H SO HSO H CO 3 HCO 3 OH H O Cl HCl NO 3 HNO 3 I HI CO 3 HCO 3 PO 3 HPO S HS CH 3 COOH CH 3 COO Cornelsen Verlag, Berlin. Alle Rechte vorbehalten. Bildung von Perchlorat-Ionen: CH 3 COOH + HClO CH 3 COOH + + ClO Bildung von Chlorid-Ionen: CH 3 CH OH + HCl CH 3 CH OH + + Cl S. 151 S Wasserstoffatome, die chemisch an ein stärker elektronegatives Atom gebunden sind (z. B. an Fluoratome, Sauerstoffatome oder Chloratome), weisen eine positive Partialladung auf. Ethanmoleküle enthalten keine Wasserstoffatome mit positiver Partialladung. Außerdem wäre ein entstehendes H 3 CCH -Ion sehr instabil und würde sofort wieder ein Proton aus der Umgebung aufnehmen. 3 Moleküle von Diethylether können am zentralen Sauerstoffatom ein Proton aufnehmen, da dieses Sauerstoffatom über freie Elektronenpaare verfügt. Dies gilt ähnlich auch für Anilinmoleküle, die am Stickstoffatom ein freies Elektronenpaar aufweisen. Säuren: Schwefelsäure, Bromwasserstoff, Essigsäure, Salpetersäure, Kohlensäure, Fluorwasserstoff, Cyanwasserstoff, Hexaaquazink-Ion Basen: Sulfat-Ion, Phosphat-Ion, Carbonat-Ion, Iodid-Ion, Sulfid-Ion Ampholyte: Hydrogensulfat-Ion, Ammoniak, Hydrogencarbonat-Ion S. 15 S HNO 3 + H O NO 3 + H 3O + CO 3 + H O HCO 3 + OH NH + + H O NH 3 + H 3 O + CH 3 COO + H O CH 3 COOH + OH HF + H O F + H 3 O + C 6 H 5 O + H O C 6 H 5 OH + OH Ampholyt korrespondierende Säure H O H 3 O + OH korrespondierende Base CH 3 COOH CH 3 COOH + CH 3COO HCO 3 H CO 3 CO 3 HPO H PO PO3 [Al(OH)(H O) 5 ] + [Al(H O) 6 ] 3+ [Al(OH) (H O) ] + 3 a H 3 O + + CH 3 COO + K + + OH H O + K + + CH 3 COO Korrespondierendes Säure-Base-Paar 1: H 3 O + H O Korrespondierendes Säure-Base-Paar : OH H O b NH + + Cl + Na + + OH NH 3 + H O + Na + + Cl Korrespondierendes Säure-Base-Paar 1: NH + NH 3 Korrespondierendes Säure-Base-Paar : H O OH c H 3 O + + H PO + NH 3 H O + NH + + H PO Korrespondierendes Säure-Base-Paar 1: H 3 O + H O Korrespondierendes Säure-Base-Paar : NH + NH 3

2 S. 153 S Natriumhydroxid ist nach Arrhenius eine Base. Hydroxid- Ionen sind nach Brönsted Basen. Nach Lewis sind Natrium Ionen neutral und Hydroxid-Ionen Basen. Chlorwasserstoff ist nach Arrhenius eine Säure. Nach Brönsted sind Chlorwasserstoffmoleküle Säuren und nach Lewis sind Chlorwasserstoffmoleküle neutral. Ammoniak ist sowohl nach Arrhenius als auch nach Brönsted und nach Lewis eine Base. Nach Lewis entstehen Permanganat-Ionen formal aus einem Säureteilchen Mn 7+ und vier Baseteilchen O. Die Baseteilchen stellen jeweils ein Elektronenpaar für eine Bindung zum Säureteilchen zur Verfügung. Im Permanganat- Ion liegt dann ein zentrales Manganatom vor, das formal dreifach positiv elektrisch geladen ist und von vier Sauerstoff atomen umgeben ist, die formal jeweils einfach negativ elektrisch geladen sind. S. 15 S N(H 3 O + ) = n(h 3 O + ) N A n(h 3 O + ) = c(h 3 O + ) V(Ls) N(H 3 O + ) = c(h 3 O + ) V(Ls) N A N(H 3 O + ) = 10 7 mol l 1 1 l 6, mol 1 N(H 3 O + ) = 6, c(h 3 O + ) = c(oh ) = 10 7 mol l 1 m = M n n = c V m(h 3 O + ) = M(H 3 O + ) c(h 3 O + ) V m(h 3 O + ) = 19 g mol mol l l m(h 3 O + ) = 1, g = 1,9 mg m(oh ) = M(OH ) c(oh ) V m(oh ) = 17 g mol mol l l m(oh ) = 1, g = 1,7 mg 3 Die Autoprotolyse des Wassers ist eine endotherme Reaktion, also wächst ihr Ausmaß mit steigender Temperatur (Prinzip von Le Chatelier und Braun). Bei 50 C ist K W = 5, mol l. c(h 3 O + ) = K W =, mol l 1 ph = 6,6 S. 155 S HCO 3 H CO 3 + CO 3 H PO H 3PO + HPO HPO H PO + PO3 HS H S + S Bei der Autoprotolyse gibt ein Teilchen ein Proton an ein gleich gebautes Teilchen ab. Dies ist nur bei Ampholyten möglich. 3 K W = c(h 3 O + ) c(oh ) K W c(h 3 O + ) = c(oh ) = mol l mol l 1 c(h 3 O + ) = mol l 1 ph = lg c(h 3O + ) mol l 1 = lg 10 mol l 1 mol l 1 ph = 1,7 5 c(h 3 O + ) = 10 ph mol l 1 K W c(oh ) = c(h 3 O + ) ph-wert c(h 3 O + ) in mol l 1 c(oh ) in mol l , ,5 3, 10 3, ,5 3, 10 3, ,5 3, , S. 157 S ph = lg c(h 3O + ) mol l 1 = lg, mol l 1 mol l 1 ph = 7,3 c(h 3 O + ) = 10 ph mol l 1 = 10,8 mol l 1 c(h 3 O + ) = 1, mol l 1 K W c(oh ) = c(h 3 O + ) = mol l 1, mol l 1 c(oh ) = 6, mol l 1 In dem Orangensaft ist die Stoffmengenkonzentration der Hydronium-Ionen etwa mal höher und die Stoffmengenkonzentration der Hydroxid-Ionen etwa mal kleiner als in reinem Wasser. S. 158 S Zn(s) + H 3 O + (aq) + Cl (aq) Zn + (aq) + H (g) + Cl (aq) Zn(s) + H 3 O + (aq) + CH 3 COO (aq) Zn + (aq) + H (g) + CH 3 COO (aq) a CH 3 COOH(l) + H O(l) K S (CH 3 COOH) = c(h 3O + ) c(ch 3 COO ) c(ch 3 COOH) H 3 O + (aq) + CH 3 COO (aq) b NH + (aq) + H O(l) H 3 O + (aq) + NH 3 (g) K S (NH + ) = c(h 3O + ) c(nh 3 ) c(nh + ) 010 Cornelsen Verlag, Berlin. Alle Rechte vorbehalten.

3 S (GB) S (Allg./Phys. Che.) 3 S. 159 S NH 3 (g) + H O(l) NH + (aq) + OH (aq) K B (NH 3 ) = c(nh+ ) c(oh ) c(nh 3 ) CH 3 COO (aq) + H O(l) CH 3 COOH(l) + OH (aq) K B (CH 3 COO ) = c(ch 3COOH) c(oh ) c(ch 3 COO ) pk S = lg{k S } K S in mol l , ,3 5, , 10 pk S 6,8 1,3 10,5 1,9 Die ampholytischen Hydrogensulfit-Ionen reagieren kaum als Base (pk B = 1,19) sondern vor allem als Säure (pk S = 7,0): HSO 3 + H O H 3 O+ + SO 3 Die wässrige Lösung ist also sauer, wozu in geringem Maße auch die Protolyse der Ammonium-Ionen beiträgt (pk S = 9,5): NH + + H O H 3 O + + NH 3 3 Die ampholytischen Hydrogensulfat-Ionen reagieren praktisch überhaupt nicht als Base (pk B = 17) sondern als Säure (pk S = 1,9): HSO + H O H 3 O + + SO c(h 3 O + ) = 10 ph mol l 1 = 10 5,1 mol l 1 3 K S; B = 10 pk S;B1 mol l 1 c(h 3 O + ) = mol l Cornelsen Verlag, Berlin. Alle Rechte vorbehalten. pk S;B 5,80,75 9,5 K S; B in mol l , , , Eine Säure ist um so stärker, je größer die Säurekonstante ist. Die Stärke der Säuren nimmt also mit den Säurekonstanten von ,3 mol l 1 (1,3) über 5, mol l 1 (10,5) und 1, 10 mol l 1 (1,9) bis ,8 mol l 1 ( 6,8) zu. Ein Protolyt ist um so stärker, je kleiner die Protolysekonstante ist. Die Stärke der Protolyten nimmt also mit den Protolysekonstanten von 9,5 über,75 und,80 bis 5 zu. 5 CH 3 COOH(l) + H O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO (aq) K S (CH 3 COOH) = c(h 3O + ) c(ch 3 COO ) c(ch 3 COOH) K S (CH 3 COOH) = 10,75 mol l 1 CH 3 COO (aq) + H O(l) CH 3 COOH(l) + OH (aq) K B (CH 3 COO ) = c(ch 3COOH) c(oh ) c(ch 3 COO ) K B (CH 3 COO ) = 10 9,5 mol l 1 K S K B = c(h 3O + ) c(ch 3 COO ) c(ch 3 COOH) c(oh ) c(ch 3 COOH) c(ch 3 COO ) K W c(oh ) = c(h 3 O + ) = 10 1 mol l mol l 1 c(oh ) = 0, mol l 1 Im Mineralwasser ist die Konzentration der Hydronium-Ionen größer als in reinem Wasser, da die Kohlensäure bzw. das Kohlenstoffdioxid im Mineralwasser als Säure reagiert. S. 161 S In Wasser reagiert Perchlorsäure als sehr starke Säure. Praktisch geben alle Perchlorsäuremoleküle ihr Proton an Wassermoleküle ab. In einem Lösemittel, das deutlich weniger basisch wäre als Wasser, würde sich dagegen ein Protolysegleichgewicht einstellen können. In Wasser reagieren Amid-Ionen als sehr starke Base. Praktisch nehmen alle Amid-Ionen ein Proton von Wassermolekülen auf. In einem Lösemittel, das deutlich weniger sauer wäre als Wasser, würde sich dagegen ein Protolysegleichgewicht einstellen können. NH 3 + NH 3 NH + + NH c(nh + ) c(nh ) = K(NH 3) c(nh + ) = c(nh ) c(nh + ) = K(NH 3 ) = 10 mol l c(nh + ) = mol l 1 K S K B = c(h 3 O + ) c(oh ) = K W K S K B = 10,75 mol l ,5 mol l 1 K S K B = 10 1 mol l = K W S. 160 S Das Dihydrogenphosphat-Ion H PO besitzt stärkere saure als basische Eigenschaften [pk S (H PO ) = 7,0; pk B(H PO ) = 11,88]. Das Hydrogenphosphat-Ion HPO besitzt dagegen ) = 6,80; stärkere basische als saure Eigenschaften [pk B (HPO pk S (HPO ) = 1,36]. 3 CH 3 COOH + CH 3 COOH CH 3 COOH + + CH 3COO c(ch 3 COOH + ) c(ch 3COO ) = K(CH 3 COOH) c(ch 3 COOH + ) = c(ch 3COO ) c(ch 3 COO ) = K(CH 3 COOH) = c(ch 3 COO ) = 3, 10 7 mol l mol l

4 Säure: erste Stufe: H A + H O H 3 O + + HA zweite Stufe: HA + H O H 3 O + + A Base: erste Stufe: B + H O HB + + OH zweite Stufe: HB + + H O H B + + OH Ein ph-wert unter 0 bedeutet, dass die Konzentration an Hydronium-Ionen größer als 1 mol l 1 ist. Dies ist z. B. bei Salzsäure der Fall, wenn ihre Konzentration größer als 1 mol l 1 ist. Entsprechend ist auch ein ph-wert über 1 z. B. bei Natronlauge möglich, wenn deren Konzentration größer als 1 mol l 1 ist. 5 Die Säure der nächsten Protolysestufe hat eine jeweils höhere negative Ionenladung, was die Abspaltung weiterer Protonen erschwert. Außerdem wirken die bei den vorhergehenden Protolysen gebildeten Hydronium-Ionen der weiteren Protolyse entgegen. 6 H 3 PO + H O H 3 O + + H PO H PO + H O H 3 O + + HPO HPO + H O H 3 O + + PO 3 Durch Zugabe von Hydronium-Ionen zu diesen Gleichgewichten wird die Protolyse der Phosphorsäure in allen Protolysestufen zurückgedrängt (Prinzip von Le Chatelier und Braun). S. 16 S Natriumchlorid: praktisch keine Protolyse Kaliumsulfat reagiert schwach basisch: SO + H O HSO + OH Zinkchlorid reagiert schwach sauer: [Zn(H O) 6 ] + + H O [Zn(OH)(H O) 5 ] + + H 3 O + Eisenchlorid reagiert sauer: [Fe(H O) 6 ] 3+ + H O [Fe(OH)(H O) 5 ] + + H 3 O + S. 163 S Acetylsalicylsäure liegt im sauren Milieu des Magens ganz überwiegend in der nicht ionisierten Form vor. In dieser Form wird es gut resorbiert. Acetylsalicylsäure wird also schon im Magen resorbiert, nicht erst im Dünndarm. Das Pfeilgift Curare wirkt nach Eintritt in die Blutbahn tödlich für das Tier, wird aber vom Menschen offenbar als elektrisch geladene, hydrophile Verbindung aus dem oral zugeführten Fleisch nur in sehr kleinen, toxikologisch unbedeutenden Mengen resorbiert. S. 166 S Unter Nutzung der auf Seite 168 Seite 16 im Schülerbuch zu sammengestellten Gleichungen ergibt sich: Lösung c 0 in pk S pk B ph mol l 1 CH 3 COOH 0,1,75,9 NH 3 0,01,75 10,6 HF 0,1 3,1,1 KOH 0, 1,7 13,3 Na CO 3 0,08 3,9 11,5 NaNH 0,1 9 13,0 NaHSO 1 1,9 1,0 NH Cl 0,1 9,5 5,1 FeCl 3 1, 1,1 Na 3 PO 1 1,6 13,1 ZnSO 0,01 9,60 5,8 AlCl 3 0,1,85,9 w(hno 3 ) = m(hno 3) = m(hno 3) m(i) r(ls) V(Ls) M(HNO 3 ) = m(hno 3) n(hno 3 ) c(hno 3) = n(hno 3) V(Ls) c(hno 3 ) = w(hno 3) r(ls) _ 0,0666 1,035 g ml 1 = M(HNO 3 ) 63 g mol 1 c(hno 3 ) = 1,09 mol l 1 ph = lg{c(hno 3 )} = lg 1,09 = 0,0 3 w(koh) = m(koh) m(i) = m(koh) r(ls) V(Ls) M(KOH) = m(koh) n(koh) n(koh) c(koh) = V(Ls) w(koh) r(ls) 0,05 1,0 g ml 1 c(koh) = = M(KOH) 56,1 g mol Cornelsen Verlag, Berlin. Alle Rechte vorbehalten. S. 165 S Chlorwasserstoffmoleküle als starke Säuren protolysieren in Wasser praktisch zu 100 %. Essigsäuremoleküle sind dagegen nur schwach sauer und geben bei diesen Konzentrationsverhältnissen nur zu etwa % ihr Proton ab (vgl. Lehrbuch S. 168 S. 16, Abb. 1). c(koh) = 0,93 mol l 1 poh = lg {c(koh)} = lg 0,93 = 0,03 ph = pk W poh = 1 0,03 = 13,97 1

5 S (GB) S (Allg./Phys. Che.) 5 Salzsäure: c(h 3 O + ) = 10 ph mol l 1 = 10 3 mol l 1 c(hcl) = 0,001 mol l 1 Essigsäure: ph = 1 [pk S(CH 3 COOH) lg {c(ch 3 COOH)}] lg {c(ch 3 COOH)} = pk S ph =,75 6 = 1,5 8 NaHSO 3 : ph = 1 [pk W + pk S (HSO 3 ) pk B(HSO 3 )] ph = 1 (1 + 7,0 1,19), NaHS: ph = 1 [pk W + pk S (HS ) pk B (HS )] ph = 1 (1 + 13,00 7,08) Cornelsen Verlag, Berlin. Alle Rechte vorbehalten. c(ch 3 COOH) = 10 c(ch 3COOH) mol l 1 = 10 1,5 mol l 1 c(ch 3 COOH) = 0,056 mol l 1 5 Ohne Berücksichtigung der zweiten Protolysestufe: ph 1 = lg {c 0 (H SO )} = lg 0,6 = 0, Mit Berücksichtigung der zweiten Protolysestufe: K S (HSO ) = c(h 3O + ) c(so ) c(hso ) = 0,01 mol l 1 c(h 3 O + ) = c 0 (H SO ) + c(so ) c(so ) = c(h 3O + ) c 0 c(hso ) = c 0(H SO ) c(so ) c 0 K S (HSO ) = c(h 3O + ) [c(h 3 O + ) c 0 ] 0 = c (H 3 O + ) c 0 c(h 3 O + ) K S (HSO ) c 0 c 1, (H 3 O + ) = c 0 c 0 ± c 0 + K S (HSO ) c 0 c 1, (H 3 O + ) = ( 0,6 ± 0,36 + 0,01 0,6 ) mol l 1 c (H 3 O + ) = 0,61 mol l 1 ph = lg {c (H 3 O + )} = lg 0,61 = 0,13 6 Salz pk S pk B Vergleich pk S mit pk B Lösung NaH PO 7,0 11,88 pk S < pk B sauer Na HPO 1,36 6,80 pk S > pk B basisch Na 3 PO 1,6 basisch 7 H 3 PO : ph = 1 [pk S(H 3 PO ) lg {c(h 3 PO )}] ph = 1 (,1 lg 1) 1,1 KH PO : ph = 1 [pk W + pk S (H PO ) pk B(H PO )] ph = 1 (1 + 7,0 11,88),7 K HPO : ph = 1 [pk W + pk S (HPO ) pk B(HPO )] ph = 1 (1 + 1,36 6,80) 9,8 Na 3 PO : poh = 1 [pk B(PO 3 ) lg {c(po3 )}] poh = 1 (1,6 lg 1) 0,8 ph = pk W poh = 1 0,8 = 13, S. 167 S Verdünnt man Eisessig mit Wasser, so nimmt die elektrische Leitfähigkeit der Lösung zu: Nach dem Ostwald schen Verdünnungsgesetz steigt mit abnehmender Konzentration des Protolyten der Protolysegrad an. Die Konzentrationen der Hydro nium- und Acetat-Ionen steigen. Erst bei relativ starker Verdünnung, wenn die Essigsäure fast vollständig protolysiert vorliegt und der Protolysegrad etwa 1 beträgt, sinken durch die weitere Verdünnung die Konzentrationen der Hydronium- und Acetat-Ionen. Die elektrische Leitfähigkeit der Lösung sinkt dann ebenfalls. HA + H O H 3 O + + A Wird die Konzentration des schwachen Protolyten HA in der Lösung erhöht, erhöht sich die Anzahl der sich im Lösemittel Wasser befindenden gelösten Teilchen (HA, H 3 O +, A ). Aufgrund der Gesetze für das chemische Gleichgewicht steigt die Konzentration der Hydronium-Ionen und der Ionen A nicht so stark wie die Ausgangskonzentration des Protolyten: c(h 3 O + ) = K(HA) c 0 (HA) Das bedeutet, dass mit steigender Konzentration des Protolyten der Protolysegrad a sinkt. 3 a(nh 3 ) = c(oh ) c 0 (NH 3 ) c(oh ) = K B (NH 3 ) c 0 (NH 3 ) c 0 (NH 3 ) in mol l 1 c(oh ) in mol l 1 a B (NH 3 ) 1,0, ,00 0, % 0,1 1, ,0133 1,13 % 0,01, 10 0,0, % 0,001 1, ,133 13,3 % c(oh ) = 10 poh mol l 1 = 10,8 mol l 1 c(oh ) = 1, mol l 1 c(oh ) = K B (NH 3 ) c 0 (NH 3 ) c 0 (NH 3 ) = c (OH ) K B (NH 3 ) =, mol l 1, mol l 1 c 0 (NH 3 ) = 0,1 mol l 1 a(nh 3 ) = c(oh ) c 0 (NH 3 ) = 1, mol l 1 0,1 mol l 1 a(nh 3 ) = 0,0113 = 1,13 %

6 6 5 c(oh ) = 10 (pk W ph) mol l 1 = 10 (1 10,76) mol l 1 c(oh ) = 5,75 10 mol l 1 a(cn ) = c(oh ) c 0 (CN ) = 5,75 10 mol l 1 0,01 mol l 1 a(cn ) = 0,0575 = 5,75 % poh = 1 [pk B(CN ) lg {c 0 (CN }] pk B (CN ) = poh + lg {c 0 (CN } = 3, + lg 0,01 pk B (CN ) =,8 pk S (HCN) = pk W pk B (CN ) = 1,8 = 9,5 6 a(ha) = c(h 3O + ) c 0 (HA) = 10 ph mol l 1 = 10,56 mol l 1 c 0 (HA) 0,1 mol l 1 a(ha) = 0,075 =,75 % ph = 1 [pk S(HA) lg {c(ha)}] pk S (HA) = ph + lg {c 0 (HA} =,56 + lg 0,1 pk S (HA) =,1 S. 170 S HA + H O H 3 O + + A a Bei Zugabe von Hydronium-Ionen wird das Gleichgewicht nach links, bei Zugabe von Hydroxid-Ionen nach rechts verschoben. b Bei Zugabe des Natriumsalzes der schwachen Säure wird das chemische Gleichgewicht nach links verschoben. Die Konzentration der Hydronium-Ionen sinkt. Der ph-wert erhöht sich. c CH 3 COOH + H O H 3 O + + CH 3 COO Bei Zugabe einer begrenzten Menge an Hydronium-Ionen wird ein Teil der Acetat-Ionen protoniert. Dennoch liegt an schließend weiterhin eine Lösung mit einem Gemisch von Acetat-Ionen und Essigsäuremolekülen vor, deren ph-wert nach der Henderson-Hasselbalch-Gleichung weiterhin etwa in der Nähe des pk S -Werts der Essigsäure liegt. Dies gilt auch bei Zugabe von Hydroxid-Ionen, die dazu führt, dass ein Teil der Essigsäuremoleküle ein Proton abgibt. NH + + H O H 3 O + + NH 3 Bei Zugabe einer begrenzten Menge an Hydronium-Ionen wird ein Teil der Ammoniakmoleküle protoniert. Dennoch liegt anschließend weiterhin eine Lösung mit einem Gemisch von Ammoniakmolekülen und Ammonium-Ionen vor, deren ph-wert nach der Henderson-Hasselbalch- Gleichung weiterhin etwa in der Nähe des pk S -Werts der Ammonium- Ionen liegt. Dies gilt auch bei Zugabe von Hydroxid-Ionen, die dazu führt, dass ein Teil der Ammonium-Ionen ein Proton abgibt. S. 171 S H CO 3 + H O H 3 O + + HCO 3 ph = pk S (H CO 3 ) + lg c(hco 3 ) c(h CO 3 ) c(hco 3 ) c(h CO 3 ) = 10 [ph pk S(H CO )] 3 ph = 7,: c(hco 3 ) c(h CO 3 ) = 10 [ph pk S(H CO )] 3 = 10 (7, 6,5) = 7,6 ph = 7,1: c(hco 3 ) c(h CO 3 ) = 10 [ph pk S(H CO )] 3 = 10 (7,1 6,5) = 3,8 H CO 3 + H O H 3 O + + HCO 3 ph = pk S (H CO 3 ) + lg c(hco 3 ) c(h CO 3 ) 1 mol l 1 ph = 6,5 + lg 0,1 mol l 1 = 7,5 Nach Zugabe der Salzsäure: 0,99 mol l 1 ph = 6,5 + lg 0,11 mol l 1 = 7,7 Die Änderung des ph-werts ist nur minimal und beträgt ΔpH = 0,05. 3 Eine erhöhte Atemfrequenz führt zu einer verstärkten Abatmung von Kohlenstoffdioxid und so zu einer Abnahme des Kohlenstoffdioxidanteils in den Lungenblä-schen. Dadurch nimmt der Kohlenstoffdioxidanteil im Blutplasma ab. Nach dem Massenwirkungsgesetz wird nun Kohlenstoffdioxid nachgebildet, wodurch die Kon-zentration der Protonen abnimmt und der ph-wert steigt (respiratorische Alkalose): H 3 O + + HCO 3 CO + H O Hinweis: Die durch die schnelle Atmung verstärkte Sauerstoffaufnahme spielt physiologisch eine geringere Rolle als die verstärkte Abatmung des Kohlenstoffdi-oxids. Infolge der respiratorischen Alkalose kann es zum Atemstillstand kommen, weil das Atemzentrum im Gehirn über Chemorezeptoren durch die Kohlenstoffdi-oxidkonzentration im Blut geregelt wird. Lunge HbH + + O HbO Erythrozyt Sauerstoff wird nur noch erschwert freigesetzt. + H + H + + HCO 3 CO Kohlenstoffdioxid wird verstärkt nachgebildet. Vestärkte Abatmung des Kohlenstoffdioxids CO + H O 010 Cornelsen Verlag, Berlin. Alle Rechte vorbehalten.

7 S (GB) S (Allg./Phys. Che.) Cornelsen Verlag, Berlin. Alle Rechte vorbehalten. Neben dem Kohlensäure-Hydrogencarbonat-Puffer ist vor allem der Hämoglobinpuffer von Bedeutung: HbH + + H O Hb + H 3 O + In ganz geringem Ausmaß trägt auch das amphotere Dihydrogenphosphat zur Pufferkapazität des Bluts bei: H PO + H O HPO + H 3O + Ferner tragen auch amphotere Proteine in ganz geringem Ausmaß zum Blutpuffer bei. S. 17 S ph-wert der Essigsäure: ph = 1 [pk S(CH 3 COOH) lg {c(ch 3 COOH)}] ph = 1 (,75 lg 0,1) =,87 c(ch 3 COO ) = n(ch 3COONa 3 H O) V(Ls) c(ch 3 COO _ m(ch 3 COONa 3 H O) ) = M(CH 3 COONa 3 H O) V(Ls) a c(ch 3 COO 1,36 g ) = 135,1 g mol 1 = 0,1 mol l 1 0,1 l ph a = pk S (CH 3 COOH) + lg c(ch 3COO ) c(ch 3 COOH) 0,1 mol l 1 ph a =,75 + lg 0,1 mol l 1 =,75 ΔpH a = ph a ph =,75,87 = 1,88 b c(ch 3 COO,7 g ) = 135,1 g mol 1 = 0, mol l 1 0,1 l ph b = pk S (CH 3 COOH) + lg c(ch 3COO ) c(ch 3 COOH) 0, mol l 1 ph b =,75 + lg 0,1 mol l 1 = 5,05 ΔpH b = ph b ph = 5,05,87 =,18 3 ph = pk S + lg c(a ) c(ha) ; lg c(a ) c(ha) = ph pk S c(a ) c(ha) = 10 (ph pks) NaHCO 3 : ph = 9,8 c(co 3 ) c(hco = 10(9,8 10,) 3 ) c(co 3 ) : c(hco 3 ) = 0,5 = 1 : Salzsäure: ph = 3 Die sehr starke Säure HCl ist vollständig deprotoniert: c(hcl) = 0. NaH PO : ph = 5 c(hpo ) c(h PO = 10(5 7,) ) c(hpo ) : c(h PO ) = 0, : 160 ph = pk S + lg c(a ) c(ha) Durch Halbtitration der vorliegenden Säure mit einer sehr starken Base, die zu c(a ) = c(ha) führt, ist der gemessene ph-wert gleich dem Säureexponenten pk S. S. 17 S ph = : rot ph =,: orange ph = 5,3: orange ph = 6,: orange ph = 8: gelb ph = 1: gelb pk S (HIn) = ph = 6,1 K S (HIn) = 10 pk S(HIn) mol l 1 = 10 6,1 mol l 1 K S (HIn) = 7, mol l 1 poh = 1 [pk B(NH 3 ) lg {c(nh 3 )}] poh = 1 (,75 lg 1) =,37 ph = pk w poh = 1,37 = 11,63 c(nh + ) = n(nh Cl) V(Ls) c(nh + ) = m(nh Cl) M(NH Cl) V(Ls) c(nh + ) =,67 g 53,5 g mol 1 = 1 mol l 1 0,05 l ph = pk S (NH + ) + lg c(nh 3) c(nh + ) 1 mol l 1 ph = 9,5 + lg 1 mol l 1 = 9,5 ΔpH = ph ph = 9,5 11,63 =,38 3 Der Äquivalenzpunkt der Titration von Salzsäure mit Kalilauge liegt bei ph = 7. Der Umschlagbereich des Indikators Methylorange liegt zwischen ph = 3,0 und ph =,. Mit diesem Indikator kann der Äquivalenzpunkt nicht genau bestimmt werden, da dieser außerhalb des Umschlagbereichs des Indikators liegt. S. 175 S n(naoh) = c(hcl) V(HCl) = 0,1 mol l 1 3,8 ml n(naoh) =,38 mmol m(naoh) = M(NaOH) n(naoh) m(naoh) = 0 g mol 1,38 mmol = 93,9 mg n(hcl) = c(koh) V(KOH) = 0,1 mol l 1 19,86 ml n(hcl) = 1,986 mmol m(hcl) = M(HCl) n(hcl) m(hcl) = 36,5 g mol 1 1,986 mmol = 7,5 mg

8 8 S. 176 S (1, + 1,18 + 1,30 + 1,6) ml V (NaOH) = V (NaOH) = 1, ml c(hcl) = 100 ml 10 ml c(naoh) V (NaOH) V(HCl) c(hcl) = 100 ml 10 ml _ 0,1 mol l 1 1, ml 0 ml c(hcl) = 1,06 mol l 1 n(hcl) = c(hcl) V(HCl) = 1,06 mol l 1 10 ml n(hcl) = 10,6 mmol m(hcl) = M(HCl) n(hcl) m(hcl) = 36,5 g mol 1 10,6 mmol = 387 mg S. 178 S t in % ph bei der Titration der Salzsäure 0 1,0, ,05 3, ,30,75 90,0 5, ,0 6, ,0 8, ,0 11, ,0 1, ,70 1, ,95 1, ,0 13,0 ph bei der Titration der Essigsäure Siehe auch Abbildung, Seite 177 Seite 171, im Schülerbuch. t in % ph-berechnung ph 0 poh = 1 [pk B(NH 3 ) lg {c 0 (NH 3 )}] ph = pk W poh 11,1 10 ph = pk S (NH + ) + lg 0,9 c 0(NH 3 ) 0,1 c 0 (NH 3 ) 10, 50 ph = pk S (NH + ) 9,5 90 ph = pk S (NH + ) + lg 0,1 c 0(NH 3 ) 0,9 c 0 (NH 3 ) 8,3 99 ph = pk S (NH + ) + lg 0,01 c 0(NH 3 ) 0,99 c 0 (NH 3 ) 7,5 100 ph = 1 [pk S(NH + ) lg {c 0(NH 3 )}] 5,1 101 ph = lg {0,01 c 0 (NH 3 )} 3,0 110 ph = lg {0,1 c 0 (NH 3 )},0 150 ph = lg {0,5 c 0 (NH 3 )} 1, ph = lg {0,9 c 0 (NH 3 )} 1,05 00 ph = lg {c 0 (NH 3 )} 1,0 ph Ä Der Äquivalenzpunkt liegt bei ph = 5,1. Methylrot ist ein geeigneter Indikator. S. 180 S t in % ph-berechnung ph 0 ph = lg {c 0 (HCl)} = lg 0,1 1,0 10 ph = lg {0,9 c 0 (HCl)} = lg 0,09 1,05 50 ph = lg {0,5 c 0 (HCl)} = lg 0,05 1,30 90 ph = lg {0,1 c 0 (HCl)} = lg 0,01,0 100 ph = 1 [pk S(HAc) lg {c 0 (HAc)}] ph = 1 (,75 lg 0,1),9 110 ph = pk S (HAc) + lg 0,1 c 0(HAc) 0,9 c 0 (HAc) 3,8 150 ph = pk S (HAc), ph = pk S (HAc) + lg 0,9 c 0(HAc) 0,1 c 0 (HAc) 5,7 199 ph = pk S (HAc) + lg 0,99 c 0(HAc) 0,01 c 0 (HAc) 6,75 00 poh = 1 [pk B(Ac ) lg {c 0 (HAc)}] ph = pk W poh 01 poh = lg {0,01 c 0 (HAc)} ph = pk W poh 8,9 11,0 10 ph = pk W + lg {0,1 c 0 (HAc)} 1,0 50 ph = pk W + lg {0,5 c 0 (HAc)} 1,70 90 ph = pk W + lg {0,9 c 0 (HAc)} 1, ph = pk W + lg {c 0 (HAc)} 13,0 τ % 010 Cornelsen Verlag, Berlin. Alle Rechte vorbehalten.

9 S (GB) S (Allg./Phys. Che.) Cornelsen Verlag, Berlin. Alle Rechte vorbehalten. ph Ä Der erste Äquivalenzpunkt liegt bei ph =,9, der zweite Äquivalenzpunkt liegt bei ph = 8,9. Der zweistufige Indikator Thymolblau wäre für diese Titration ein geeigneter Indikator. Mit dem Verdünnen der Analysenlösung steigt der Anfangs-pH bei der Titration, der ph-sprung am Äquivalenzpunkt wird kleiner, die Bestimmung des Äquivalenzpunkts schwieriger. S. 181 S Reaktionsgleichung: K + NH 3 KNH + H Berechnung: Bedingt durch die Dissoziation des Salzes enthält die Lösung zunächst K + - und NH -Ionen, die jeweils in der Konzentration von 0,01 mol l 1 vorliegen. Die Konzentration der K + -Ionen bleibt unverändert, da sie weder als Säure, noch als Base reagieren. Die Amid-Ionen sind jedoch sehr stark basisch (pk S = 9) und reagieren mit Wasser praktisch vollständig zu Ammoniak und Hydroxid-Ionen: NH + H O NH 3 + OH c(oh ) = c(nh 3 ) = 0,01 mol l 1 Die Konzentration der H 3 O + -Ionen ergibt sich aus dem Autoprotolysegleichgewicht des Wassers: K W c(h 3 O + ) = c(oh ) = mol l 0,01 mol l 1 c(h 3 O + ) = mol l 1 00 Ä τ % Salpetersäure vor dem Mischen: c(h 3 O + ) = 0,01 mol l 1 ; ph = lg 0,01 = Natronlauge vor dem Mischen: c(oh ) = 0,005 mol l 1 ; poh = lg 0,005 =,3 bzw. ph = 11,7 Beim Mischen wird die Salpetersäure zur Hälfte neutralisiert. Zudem wird ihr Volumen durch die Zugabe der Natronlauge verdoppelt. Die Konzentration der H 3 O + -Ionen beträgt daher nach dem Mischen nur noch 0,005 mol l 1 bzw., mol l 1. Der ph-wert liegt jetzt bei,6, hat sich also nur geringfügig geändert. Es handelt sich immer noch um eine relativ stark saure Lösung. Damit wurde das Ziel nicht erreicht. Um es zu erreichen, müsste man eine Natronlauge mit fast doppelt so hoher Konzentration (c = 0,0098 mol l 1 ) verwenden. 3 Al(OH) 3 ist bei ph = 7 recht schwer löslich. Die Zugabe von Salzsäure mit ph = 1 verringert daher zunächst einmal deutlich den ph-wert. Im sauren Milieu ist Al(OH) 3 aber viel besser löslich. Indem es sich löst, setzt es Hydroxid-Ionen frei, die die Salzsäure größtenteils neutralisieren. Der ph-wert steigt also wieder an. In der Lösung liegt nun ein Gemisch von [Al(H O) 6 ] 3+ und [Al(OH)(H O) 5 ] + vor, das den ph-wert puffert. Der ph-wert von Wein liegt bei 3,3, die Konzentration der Hydronium-Ionen beträgt also c(h 3 O + ) = 10 3,3 mol l 1 bzw. c(h 3 O + ) = 0, mol l 1. Die Konzentration der Hydroxid-Ionen ist entsprechend c(oh ) = 10 10,7 mol l 1 bzw. c(oh ) = 1, mol l 1. In reinem Wasser ist das Verhältnis zwischen Hydronium-Ionen und Hydroxid-Ionen 1 : 1. In Wein dagegen liegt es bei etwa : 1. Um das Ionenprodukt von Wasser aufrechtzuerhalten, haben die zusätzlichen H 3 O + -Ionen im Wein das Autoprotolysegleichgewicht des Wassers in Richtung zum undissoziierten Wasser verschoben, wodurch OH -Ionen aus dem Gleichgewicht entfernt wurden: H O + H O H 3 O + + OH Nun ist Wein keine besonders starke Säure. Die enorme Veränderung der Ionenverhältnisse, die selbst bei diesem Beispiel auftreten, veranschaulicht sehr gut die Vorteile der Zehnerpotenzschreibweise und der Verwendung von Logarithmen.

10 10 5 Mögliche Experimente: Man untersucht das Verhalten einer Natronlösung beim Erwärmen. Unter Freisetzung von Kohlenstoffdioxid wird Soda gebildet: NaHCO 3 Na CO 3 + H O + CO. In der entstandenen Sodalösung reagieren die Carbonat-Ionen basisch. Man untersucht die Zunahme des ph-werts beim Kochen einer Natronlösung. Dazu gibt man nicht zu viel Rotkohlsaft (oder Radieschen-Indikator) vor dem Kochen zu einer wässrigen Lösung von Natron. Die Lösung wird blau. Dann kocht man die Lösung kurz auf. Der Saft färbt sich blaugrün. Man stellt eine Geheimschrift her, wie auf Seite 181 Seite 175 beschrieben. Die mit Natronlösung beschriebenen Stellen werden zuerst braun, werden also zuerst von der Wärme angegriffen. Dies ist auf die basische Reaktion zurückzuführen. Die basische Reaktion erklärt auch die Rolle von Natron beim Kochen von Hülsenfrüchten und härteren Gemüsearten. Der höhere ph-wert hilft, Cellulose zum Quellen zu bringen. Die Schalen der Hülsenfrüchte bzw. Pflanzenzellen ganz allgemein werden besser aufgeschlossen. Der gleiche Effekt wird übrigens auch beim Papierrecycling genutzt. 010 Cornelsen Verlag, Berlin. Alle Rechte vorbehalten.