KSO SÄUREN & BASEN GF. Skript Säuren & Basen GF V2.0 09/15 MMo, edited by Bor

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1 KSO SÄUREN & BASEN GF Skript Säuren & Basen GF V2.0 09/15 MMo, edited by Bor

2 1 INHALTSVERZEICHNIS "SÄUREN& BASEN" 1. Einleitung Säuren und Basen; saure und alkalische Lösungen Eigenschaften von sauren Lösungen Charakteristische Teilchen von sauren Lösungen Definitionen nach Brønsted-Lowry Eigenschaften von alkalischen Lösungen Charakteristische Teilchen von alkalischen Lösungen Definitionen nach Brønsted-Lowry Ampholyte Definition Wichtige anorganische Säuren und Basen Säuren Basen Das Säure-Base-Gleichgewicht Korrespondierende Säure-Base-Paare Die Protolyse Kalk Der Nachweis von Kalk Die Entfernung von Kalk Das Protolysengleichgewicht in Wasser Das Ionenprodukt des Wassers; K W Veranschaulichung des Verhältnisses H 2O:OH Der ph-wert Die ph-skala ph-indikatoren Grenzen der ph-messung Die Stärke von Säuren und Basen Die Säure- und die Basenkonstante Der Zusammenhang zwischen K s und K b...22

3 2 5.2 pks- und pkb-werte einiger Säure-Basen-Paare Einfache ph-berechnungen Sehr starke Säuren Sehr starke Basen Mittelstarke Säuren Mittelstarke Basen Starke Säuren und Basen; schwache Säuren und Basen Hydroxidlösungen Verdünnung Die Lage von Protolysegleichgewichten Übungen... 30

4 3 1. Einleitung Die häufig verwendeten Begriffe saurer Regen, saurer Reiniger, Essig- oder Zitronensäure sind Beispiele dafür, dass die Stoffklasse der Säuren in unserer Lebenswelt eine grosse Bedeutung besitzt. Im Laufe der Geschichte haben sich die Erkenntnisse über die Natur der Säuren und sauren Lösungen sowie über deren Gegenstück, den Basen und basischen Lösungen, weiterentwickelt. Schon im Altertum benutzten die Griechen den Begriff sauer. Im 17. Jahrhundert charakterisierte der irische Naturforscher Robert Boyle ( ) Stoffe aufgrund ihrer unterschiedlicher Verhaltensweisen in wässriger Lösung und teilte sie nach deren Verhalten bei der Zugabe von Pflanzenstoffen (Indikatoren) in die beiden Stoffklassen Säuren und Basen ein. Bild: usuarios.lycos.es Antoine Laurent de Lavoisier ( ), ein französischer Chemiker, beobachtete, dass sich bestimmte Nichtmetalloxide, also Verbindungen von Nichtmetallen mit Sauerstoff, in Wasser sauer verhalten. Er nahm daher an, dass alle Säuren Sauerstoff enthalten. Diese Annahme wurde später widerlegt. Aus diesem Grund wurde aber damals für das französische oxygène im Deutschen der Begriff Sauerstoff eingeführt. Justus von Liebig ( ), ein deutscher Chemiker, erkannte, dass alle Säuren Wasserstoff enthalten, welcher durch Metalle ersetzbar ist. Der dänische Chemiker und Künstler Johannes Nicolaus Brønsted ( ) und der englische Chemiker Thomas Martin Lowry Bild: upload.wikimedia.org Bild: ( ) fügten 1923 unabhängig voneinander diesen Erkenntnissen und Charakterisierungen eine weitere wichtige Definition hinzu. Diese wird im Skript an geeigneter Stelle eingeführt. Bild: Bild:

5 4 2. Säuren und Basen; saure und alkalische Lösungen 2.1 Eigenschaften von sauren Lösungen Viele Stoffe des Alltags haben einen sauren Geschmack. Dazu gehören z.b. Zitronensaft, Joghurt, Essig, Mineralwasser oder Salzsäure. Neben dieser für das Labor nicht brauchbaren Stoffeigenschaft lassen diese Stoffe noch weitere gemeinsame Merkmale erkennen: Aufgabe I Skizzieren Sie die drei vorgezeigten Experimente und halten Sie deren Erkenntnisse fest. Saure Lösungen erkennt man an : - - -

6 5 2.2 Charakteristische Teilchen von sauren Lösungen Die oben beschriebenen Eigenschaften von sauren Lösungen sind auf ein charakteristisches Teilchen zurückzuführen. Aufgabe II Skizzieren Sie das vorgezeigte Experiment und halten Sie dessen Erkenntnisse fest. H + -Ionen (Protonen) sind wegen ihrer geringen Grösse und der daraus folgenden hohen Ladungsdichte in Wasser nicht beständig, sondern werden von einem freien Elektronenpaar eines Wassermoleküls aufgenommen. Dadurch entsteht eine neue O H-Bindung. H + + H O H H O + H H H + + H2O H3O + Beim Zusammenstoss energiereicher HCl- und H2O-Moleküle löst sich das anfänglich durch ein Elektronenpaar an das Chloratom gebundene Proton von der anziehenden Wirkung der gemeinsamen Elektronen. Gleichzeitig wird es von einem der beiden Elektronenpaar des Sauerstoffatoms im Wassermolekül aufgenommen und dadurch gebunden. Cl δ+ δ- H + O Cl + H H H O + H H HCl (g) + H2O (l) Cl - (aq.) + H3O + (aq.) Die neue O H-Bindung ist stärker polar als die H Cl-Bindung. Zusätzlich umlagern sich die beiden entstandenen Ionen mit Wassermolekülen, sie werden hydratisiert, bzw. aquatisiert. Beide Effekte bewirken, dass beim Übergang eines Protons vom Chlorwasserstoffmolekül auf ein Wassermolekül Energie frei wird.

7 Definitionen nach Brønsted-Lowry Johannes Nicolaus Brønsted fügte unabhängig von Thomas Martin Lowry die heute meist als nur von Brønsted erwähnte Definition von Säuren (und Basen) ein. Säuren Stoffe, die wie die Chlorwasserstoffmoleküle H + -Ionen abgeben können, nennt man Säuren, Protonenspender oder Protonendonatoren. Saure Lösungen Reagieren Säuren mit Wassermolekülen, so entstehen Oxoniumionen, H3O + -Ionen. Diese Oxoniumionen, früher oftmals Hydroxonium- oder Hydroniumionen genannt, sind charakteristisch für saure Lösungen. Bild: Aufgabe III Zeigen Sie mit Hilfe von Lewisformeln auf, was passiert, wenn folgende Säuren zu sauren Lösungen werden. Kennzeichnen Sie die Protonenübertragung. a.) HBr b.) HNO3 c.) HI d.) HCOOH

8 7 2.3 Eigenschaften von alkalischen Lösungen Auch Seifenwasser, verschiedene Reinigungsmittel und wässrige Lösungen von Calcium- und Magnesiumoxid sowie Natriumhydroxid zeigen gemeinsame Eigenschaften. Aufgabe IV Skizzieren Sie die zwei vorgezeigten Experimente und halten Sie deren Erkenntnisse fest. Alkalische Lösungen erkennt man an : - - Da die wässrige Lösung von Natriumhydroxid eine alkalische Lösung ist, müssen entweder die Metallkationen oder die Hydroxidionen für die oben genannten Eigenschaften verantwortlich sein. Aufgabe V Skizzieren Sie die zwei vorgezeigten Experimente und halten Sie deren Erkenntnisse fest.

9 8 2.4 Charakteristische Teilchen von alkalischen Lösungen Auch die oben beschriebenen Eigenschaften von alkalischen Lösungen sind auf ein charakteristisches Teilchen zurückzuführen. Werden Laugen in Wasser gegeben, so können sie den Wassermolekülen ein Proton entreissen. H H N H H + H O H H N + H + H O H Das NH4 + -Ion heisst Ammoniumion. Auch hier wiederum umlagern sich die beiden entstandenen Ionen mit Wassermolekülen, sie werden hydratisiert, bzw. aquatisiert Definitionen nach Brønsted-Lowry Laugen / Basen Stoffe, die wie die Ammoniakmoleküle H + -Ionen aufnehmen können, nennt man Laugen bzw. Basen, Protonenfänger oder Protonenakzeptoren. Sie besitzen mindestens ein nichtbindendes Elektronenpaar. Alkalische / basische Lösungen Reagieren Laugen mit Wassermolekülen, so entstehen Hydroxidionen, HO - -Ionen. Diese Hydroxidionen sind charakteristisch für alkalische, bzw. basische Lösungen. Bild: Aufgabe VI Zeigen Sie mit Hilfe von Lewisformeln auf, was passiert, wenn folgende Laugen zu alkalischen Lösungen werden. Kennzeichnen Sie die Protonenübertragung. a.) NO3 - b.) SO4 2- c.) F - d.) HCO3 -

10 9 2.5 Ampholyte Mit Wasser bilden Säuren H3O + -Ionen. Basen entziehen den H2O-Molekülen Protonen, so dass Hydroxidionen entstehen. Wasser verhält sich also gegenüber Säuren als Base, gegenüber Basen als Säure. Wasser ist ein Ampholyt, aus dem Griechischen amphis für auf beiden Seiten und lysis für Auflösung. Aufgabe VII Zeigen Sie mit Hilfe von geeigneten Beispielen auf, dass Wasser ein Ampholyt ist. Benutzen Sie nicht die Beispiele von den vorangegangenen Übungen Definition Ampholyte sind Stoffe, die sowohl als Säuren als auch als Basen reagieren können. 2.6 Wichtige anorganische Säuren und Basen Säuren Schwefelsäure Reine Schwefelsäure (H2SO4) ist eine ölige Flüssigkeit mit einer Siedetemperatur von 320 C und einer Dichte von 1.8 g/cm 3. Sie mischt sich in jedem Verhältnis mit Wasser. Beim Verdünnen erwärmt sich die Lösung so stark, dass sie zum Sieden kommen kann. Daher muss die Säure, wie jede andere Säure auch, immer in kleinen Portionen ins Wasser gegossen werden, nie umgekehrt! Merke: Erst das Wasser, dann die Säure, sonst geschieht das Ungeheure! Man vermeidet damit ein Umherspritzen von Schwefelsäuretröpfchen durch verdampfendes Wasser. Schwefelsäure ist eine mehrprotonige Säure und kann deshalb zwei Protonen abgeben. In einem ersten Schritt reagiert sie praktisch vollständig mit Wasser. H2SO4 (l) + H2O (l) HSO4 - (aq.) + H3O + (aq.)

11 10 Das Hydrogensulfation reagiert zu einem geringen Teil weiter als Säure mit dem Wasser zu Sulfationen. HSO4 - (aq.) + H2O (l) SO4 2- (aq.) + H3O + (aq.) Salpetersäure Reine Salpetersäure (HNO3) ist eine farblose Flüssigkeit mit einem Siedepunkt von 86 C, welche am Licht oder beim Erwärmen leicht in braunes Stickstoffdioxid, Wasser und Sauerstoff zerfällt. 4 HNO3 (l) 4 NO2 (g) + H2O (l) + O2 (g) Die Reaktion mit Wasser führt praktisch zu einer vollständigen Reaktion. HNO3 (l) + H2O (l) NO3 - (aq.) + H3O + (aq) Bild: Kohlensäure Beim Einleiten von Kohlenstoffdioxid in Wasser erhält man eine Lösung mit schwach saurem Geschmack. Wird die Lösung erhitzt, so entweicht Kohlenstoffdioxid und der saure Geschmack verschwindet allmählich. Die Bildung der Säure aus dem Oxid und Wasser ist also umkehrbar und man kann diese Säure (H2CO3) unter gewöhnlichen Bedingungen nicht in reinem Zustand erhalten. CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 Kohlensäure ist ebenfalls eine zweiprotonige Säure. Bei der Reaktion mit ei- Bild: ner Base entsteht in einem ersten Schritt das Hydrogencarbonation, früher auch Bicarbonation genannt. H2CO3 + H2O (l) HCO3 - (aq) + H3O + (aq) In einem nächsten Schritt kann auch das zweite Proton abgegeben werden. HCO3 - (aq) + H2O (l) CO3 2- (aq) + H3O + (aq)

12 11 Hydrogenchlorid; Chlorwasserstoff Die Lösung von gasförmigem Chlorwasserstoff (HCl) in Wasser wird als Salzsäure bezeichnet. Nach der Definition von Brønsted handelt es sich bei Salzsäure jedoch nicht um eine Säure, sondern um eine saure Lösung! Aufgabe VIII Bild: Zeigen Sie das Entstehen von Salzsäure, der sauren Lösung von Chlorwasserstoff, mit Hilfe einer Reaktionsgleichung auf. Konzentrierte Salzsäure, eine mit Chlorwasserstoffgas gesättigte wässrige Lösung, raucht an der Luft dadurch, dass Chlorwasserstoff mit dem gasförmigen Wasser der Luft reagiert. Konzentrierte Salzsäure wirkt stark ätzend und enthält etwa 39 Massenprozent HCl. Phosphorsäure Reine Phosphorsäure ist eine feste, zerfliessende Substanz mit einem Schmelzpunkt von 42 C. Konzentrierte Phosphorsäure enthält 80 bis 85 % H3PO4 und ist ähnlich wie Schwefelsäure eine dickflüssige, ölige Flüssigkeit. Da Phosphorsäure eine dreiprotonige Säure ist, kann sie auch stufenweise drei Protonen abgeben. Die entstehenden Phosphate sind wichtige Düngemittel. Bild: mandatemedia.typepad.com Aufgabe IX Formulieren Sie, analog zum Beispiel bei der Schwefelsäure, drei Reaktionsgleichungen für die stufenweise Abgabe der drei Protonen in Wasser. Ordnen Sie die entstehenden Stoffe Phosphat, Dihydrogenphosphat und Hydrogenphosphat den richtigen Ionen zu Basen Alkalische Lösungen wirken stark ätzend, wobei die Augen besonders gefährdet sind. Schon gering konzentrierte Natronlauge, eine wässrige Lösung von Natriumhydroxid, kann zu einer völligen Zerstörung der Bindehaut und damit zur Trübung der Hornhaut führen!

13 12 Natriumhydroxid Eine wässrige Lösung von Natriumhydroxid wird als Natronlauge bezeichnet. Natronlauge ist nach der Definition von Brønsted keine Lauge sondern eine alkalische Lösung. Natriumhydroxid gehört zu der salzartigen Stoffgruppe der Hydroxide. Das Hydroxidion OH - ist für den basischen Charakter in Wasser verantwortlich. NaOH (s) + H2O (l) Na + (aq.) + OH - (aq.) Bild: upload.wikimedia.org Ammoniak Ammoniak ist ein farbloses Gas mit charakteristischem Geruch. Das Ammoniakmolekül ist in der Lage, ein Proton aufzunehmen. In Wasser gelöstes Ammoniakgas entreisst den Wassermolekülen ein Proton, dabei entsteht das bereits Bild: in Kapitel 2.4 besprochene Ammoniumion NH4 +. Aufgabe X Formulieren Sie mit Hilfe einer Reaktionsgleichung, was passiert, wenn Ammoniakgas in Wasser gelöst wird.

14 13 3. Das Säure-Base-Gleichgewicht 3.1 Korrespondierende Säure-Base-Paare Die gasförmige Säure Chlorwasserstoff wird in Wasser eingeleitet, es entsteht die saure Lösung Salzsäure. Aus der Säure und Wasser entsteht der Säure-Rest Cl - und Oxoniumionen. HCl (g) + H2O (l) Cl - (aq) + H3O + (aq) S1 B2 B1 S2 In der Lösung kann immer auch eine Rückreaktion stattfinden. Dabei fungiert das Oxoniumion seinerseits als Säure und der Säure-Rest als Base. Man spricht deshalb auch von einem korrespondierenden oder konjugierten Säure-Base-Paar. Im obenstehenden Beispiel entsteht aus HCl Cl -, dies ist das erste korrespondierende Säure- Base-Paar. Aus Wasser entsteht in der gleichen Reaktion H3O +, dies ist das zweite korrespondierende Säure-Base-Paar. Eine Verwandtschaft zu den korrespondierenden Redoxpaaren bei den Redoxreaktionen ist dabei nicht zu übersehen (siehe dazu auch Skript Redoxreaktionen Kapitel über Korrespondierende Redoxpaare und Die Spannungsreihe ). Bei den Redoxreaktionen werden Elektronen ausgetauscht, bei den Säure-Base-Reaktionen sind es Protonen. Die Übertragung von Protonen wird als Protolyse bezeichnet Die Protolyse - Protolysen sind umkehrbare Reaktionen und führen deshalb in geschlossenen Systemen zu einem chemischen Gleichgewicht. - Bei einer Protolyse entsteht aus einer Säure durch Abgabe eines Protons ihre konjugierte oder korrespondierende Base und aus einer Base durch Protonenaufnahme ihre konjugierte oder korrespondierende Säure. - Säure und konjugierte Base bilden ein Säure-Base-Paar. - An einer Protolyse sind immer zwei Säure-Base-Paare beteiligt.

15 Kalk Der Nachweis von Kalk Versetzt man Kalkgestein, bestehend aus Calciumcarbonat (CaCO3), mit einer wässrigen Lösung von Salzsäure, so entsteht dabei Calciumchlorid und Kohlensäure, letztere zerfällt sofort zu Kohlenstoffdioxid und Wasser. Dies äussert sich in einem Aufschäumen. Ca 2+ (s) + CO3 2- (s) + 2 H3O + (aq) + 2 Cl - (aq) Bild: H2CO3 + 2 H2O (l) + Ca 2+ (aq) + 2 Cl - (aq) H2CO3 CO2 (g) + H2O (l) In der Kurzschreibweise lautet dies folgendermassen: CaCO3 (s) + 2 HCl (aq) CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l) Auf diese Weise lässt sich sehr gut zwischen kalkhaltigem Gestein, wie es zum Beispiel im Juragebirge vorkommt, und nicht kalkhaltigem Gestein unterscheiden Die Entfernung von Kalk Auch im Haushalt ist oftmals Kalk anzutreffen. Er ist dort überall zu finden, wo Wasser fliesst, in der Dusche, auf der Spüle oder in der Badewanne. Kalk ist sehr hartnäckig, um ihn zu entfernen, genügt ein Schwamm und Seife oder normales Spülmittel oftmals nicht. In praktisch allen Fachgeschäften sind aber Kalkreiniger zu finden, welche den Kalk lösen können. Diese Kalkreiniger enthalten in der Regel eine oder mehrere verschiedene wässrige Lösungen von Säuren. Salzsäure wird zur Reinigung im Haushalt nicht verwendet, da aus ihr giftiges Chlorgas entweichen kann. Eine dieser Stoffe ist eine wässrige Lösung der organischen Säure Ameisensäure (Methansäure). Sie vermag den Kalk zu lösen. Aufgabe XI Formulieren Sie die ausführliche Reaktionsgleichung für die Reaktion der wässrigen Lösung von Ameisensäure und Kalk, analog zum Beispiel von oben und kennzeichnen Sie die konjugierten Säure-Base-Paare. Formulieren Sie auch die Reaktionsgleichung in Kurzschreibweise.

16 Das Protolysengleichgewicht in Wasser Reinstes, mehrfach in Platingefässen destilliertes Wasser besitzt eine elektrische Leitfähigkeit, diese ist allerdings sehr niedrig. Aus diesem Grund muss Wasser eine geringe Anzahl an Ionen enthalten. Reines Wasser besteht logischerweise eigentlich nur aus Wassermolekülen. Diese Wassermoleküle müssen nun aber für die elektrische Leitfähigkeit verantwortlich sein. Wie Sie in Abschnitt 2.5 gesehen haben, ist Wasser ein Ampholyt. Aufgabe XII Zeigen Sie mit Hilfe einer Reaktionsgleichung auf, dass reinstes Wasser auch eine Leitfähigkeit besitzen kann. Verwenden Sie dazu die oben erwähnten Eigenschaften. Das sich dabei einstellende Gleichgewicht bezeichnet man als Autoprotolysengleichgewicht des Wassers. Dieses Gleichgewicht ist nicht nur in reinem Wasser, sondern in allen wässrigen Lösungen vorhanden Das Ionenprodukt des Wassers; Kw In reinem Wasser, bzw. in einer verdünnten Lösung ist die Konzentration der Wassermoleküle konstant. Masse von 1 Liter Wasser: Molare Masse von Wasser: Stoffmengenkonzentration: m(h2o) = 1000 g M = g/mol => = = mol c(h2o) = = mol/l Das Massenwirkungsgesetz vereinfacht sich daher für das Gleichgewicht, indem die Konzentration der Wassermoleküle als Konstante mit in die Gleichgewichtskonstante K einbezogen werden kann. Massenwirkungsgesetz für die Autoprotolyse von Wasser: Für: + c( H 3O ) c( OH K= 2 c ( H O) c(h2o) = konstant 2 ) K c 2 (H2O) = c(h3o + ) c(oh - ) = Kw

17 16 Aus dieser Vereinfachung ergibt sich das Ionenprodukt von Wasser Kw. Die Konstante Kw hängt nur von der Temperatur ab und beträgt bei 22 C mol 2 /L 2. Kw = c(h3o + ) c(oh - ) = mol 2 /L Veranschaulichung des Verhältnisses H2O : OH - Würde man auf ein kariertes Papier mit einer Seitenlänge der Quadrate von einem Zentimeter in jedes Quadrat auf einer Breite von zehn Quadraten ein Wassermolekül legen, so käme auf dem Papierstreifen im Durchschnitt rund alle 555 Kilometer ein Hydroxidion vor. über 555 Kilometer Bilder: en.wikipedia.org;

18 17 4. Der ph-wert In verdünnten wässrigen Lösungen ist das Produkt aus den Konzentrationen der H3O + - und OH - - Ionen konstant, bei 22 C beträgt der Wert mol 2 /L 2. Ist eine der beiden Konzentrationen bekannt, ergibt sich aus dem Ionenprodukt des Wassers die andere. In reinem Wasser und in neutralen Lösungen sind die beiden Konzentrationen gleich gross. 14 c(h3o + ) = c(oh - 10 mol ) = 2 L 2 = 10-7 mol/l Bei der Zugabe einer Säure zu Wasser, bzw. einer neutralen wässrigen Lösung steigt die Konzentration der Oxoniumionen und die Konzentration der Hydroxidionen fällt. Die Zugabe einer Base zu Wasser, bzw. einer neutralen Lösung bewirkt einen Anstieg der Konzentration der Hydroxidionen und ein Abfallen der Konzentration der Oxoniumionen. Somit ist klar, dass in sauren Lösung die Konzentration der H3O + -Ionen überwiegt und in alkalischen Lösungen die Konzentration der OH - -Ionen. Durch die Angabe einer dieser Konzentrationen lässt sich also der Charakter einer verdünnten wässrigen Lösung eindeutig kennzeichnen. Für diese Angabe wurden die Oxoniumionen gewählt. Zusätzlich wurde anstelle der doch sehr kleinen Zahlen eine andere Skala gewählt. Anstelle der reinen Konzentration der Oxoniumionen wird der negative Zehnerlogarithmus verwendet. Der ph-wert: ph = -log[c(h3o + )] Der ph-wert ist eine dimensionslose Zahl. Die Konzentration der Hydroxidionen kann analog formuliert werden. Der poh-wert: poh = -log[c(oh - )] Die Beziehung des ph- und des poh-wertes ergibt sich aus dem Ionenprodukt von Wasser. c(h3o + ) c(oh - ) = log ph + poh = 14 Damit lassen sich neutrale, saure und alkalische Lösungen sowie reines Wasser allgemein definieren.

19 18 Reines Wasser & neutrale Lösung: c(h3o + ) = c(oh - ) = 10-7 mol/l ph = poh = 7 Saure Lösung: c(h3o + ) > c(oh - ) c(h3o + ) > 10-7 mol/l; c(oh - ) < 10-7 mol/l ph < 7; poh > 7 Alkalische Lösung: c(h3o + ) < c(oh - ) c(h3o + ) < 10-7 mol/l; c(oh - ) > 10-7 mol/l ph > 7; poh < Die ph-skala Aufgabe XIII Vervollständigen Sie folgende Tabelle, welche den Zusammenhang zwischen dem ph-wert, dem poh-wert und der Konzentration an Oxonium-, bzw. Hydroxidionen aufzeigt. ph poh 14 c(h3o + )[mol/l] 10-0 c(oh - )[mol/l] ph poh c(h3o + )[mol/l] c(oh - )[mol/l]

20 19 Aufgabe XIV a.) b.) c.) Salzsäure ist eine sehr starke Säure, d.h. die in Wasser gelösten Chlorwasserstoffmoleküle dissoziieren praktisch vollständig zu Ionen (wird auf eine der nächsten Seiten besprochen). Die Konzentration der H3O + -Ionen beträgt in dieser Lösung 0.1 mol/l. Wie gross ist die Konzentration der Hydroxidionen? Wie gross sind der ph- und der poh- Wert? Wie gross ist die Konzentration der Oxonium-, bzw. der Hydroxidionen in einer wässrigen Lösung von Natriumhydroxid mit einer Konzentration von c(naoh) = 0.5 mol/l? Wie gross sind der ph- und der poh-wert? Wie gross ist die Konzentration der Hydroxid- und Oxoniumionen, bzw. der ph- und der poh-wert in den vorgezeigten wässrigen Lösungen? 4.2 ph-indikatoren Der ph-wert bestimmt den Verlauf aller Reaktionen in wässrigen Lösungen, an denen Säuren und Basen beteiligt sind, insbesondere auch den Verlauf vieler biologisch-chemischer Vorgänge. Die einfache und rasche ph-messung hat deshalb grosse Bedeutung. Die Messung des ph- Werts erfolgt entweder mit einem ph-messgerät oder mit Indikatoren. Indikatoren, auch ph-indikatoren genannt, sind Farbstoffe, welche je nach dem ph-wert ihre Farbe ändern können. Zu diesen Indikatoren gehören Pflanzenfarbstoffe wie Lackmus, ein aus einer Flechtenart gewonnener, blauvioletter Farbstoff, oder der Rotkohl, welcher je nach ph-wert des Bodens die Farbe ändert und aus diesem Grund oftmals auch Blaukraut oder Rotkraut genannt wird. Aber auch viele synthetisch hergestellte Farbstoffe, wie Methylorange, Bromthymolblau oder Phenolphthalein, können zur Identifikation des ph-werts eingesetzt werden. All diese Bild: Indikatoren haben eines gemeinsam, sie wechseln bei einem bestimmten ph-bereich die Farbe. Auf diese Weise lässt sich ein ph-wert auf 0,1 bis 0,2 genau bestimmen. In der Praxis verwendet man häufig mit Indikatoren versetzte Papierstreifen, so genannte Indikatorpapiere, oder Mischungen verschiedener Indikatorlösungen, so genannte Universalindikatoren, deren Umschlagsgebiete so gewählt werden, dass für jeden ph-wert eine andere Farbe auftritt.

21 Grenzen der ph-messung Vergleicht man die gemessen mit den berechneten ph-werten, so findet man oft schon ab einer Konzentration von 0.1 mol/l Abweichungen, da sich in der Lösung durch die grosse Konzentration sich negativ und positiv geladene Ionen zusammenlagern. Für Lösungen mit Konzentrationen über 1 mol/l sollte man die ph-skala in der hier gegebenen Beschreibung nicht mehr verwenden, da für solche Lösungen die Annahme, die Konzentration der Wassermoleküle sei konstant (siehe Abschnitt Das Ionenprodukt des Wassers, Kw ), nicht mehr zutrifft.

22 21 5. Die Stärke von Säuren und Basen 5.1 Die Säure- und die Basenkonstante Wie Sie bereits in Kapitel 3 gesehen haben, sind Protolysen Gleichgewichtsreaktionen. Wie vollständig eine Protolyse abläuft und auf welcher Seite der Reaktion das Gleichgewicht liegt, hängt davon ab, wie leicht die betreffende Säure bzw. Base ein Proton abgibt bzw. aufnimmt. Die Lage des Gleichgewichts wird also durch die Stärke der Säure und der Base bestimmt. Ein quantitatives Mass der Stärke der Säure bzw. der Base wäre die Gleichgewichtskonstante K der folgenden Reaktion. HA A - + H + Da aber freie Ionen nicht existieren, entspricht diese Gleichung keinem wirklich stattfindenden Vorgang. Um die Leichtigkeit der Abgabe von Protonen verschiedener Säuren bzw. der Protonenaufnahme verschiedener Basen vergleichen zu können, muss man diese immer mit der gleichen Base bzw. Säure reagieren lassen. Aus diesem Grund wählt man dafür Wasser, es eignet sich durch seine ampholytische Eigenschaft besonders gut. Lässt man gleiche Mengen einer Säure (HA) und einer Base B reagieren, so gilt: HA + H2O A - + H3O + B + H2O HB + + OH - K = + c( A ) c( H 3O ) c( HA) c( H O) 2 K = + c( HB ) c( OH ) c ( B ) c ( H O 2 ) Wiederum wird angenommen, dass die Lösungen verdünnt sind und somit die Konzentration der Wassermoleküle konstant bleibt. Daraus folgt: K c(h2o) = c( A ) c( H 3O c( HA) + ) = Ks K c(h2o) = c( HB + ) c( OH c( B) ) = Kb Die Konstante Ks wird als Säurekonstante und die Konstante Kb als Basenkonstante bezeichnet. Sie charakterisieren die Stärke einer Säure bzw. einer Base. Wie alle Gleichgewichtskonstanten sind auch Ks und Kb temperaturabhängig. Starke Säuren haben grosse Säurenkonstanten, schwache Säuren kleine. Starke Basen haben grosse Basenkonstanten, schwache Säuren kleine. Häufig wird zur besseren Übersicht auch für die Säuren- und Basenkonstanten der negative Zehnerlogarithmus der Konstanten verwendet. pks = -log(ks) pkb = -log(kb)

23 Der Zusammenhang zwischen Ks und Kb Die Reaktionen einer Säure und ihrer korrespondierenden Base mit Wasser können auch getrennt als Gleichgewichtsreaktionen betrachtet werden. HA + H2O A - + H3O + A - + H2O HA + OH - Aus der Multiplikation der beiden Gleichgewichtskonstanten ergibt sich durch Kürzen das Ionenprodukt von Wasser (siehe Kapitel 3.3.1). Ks Kb = c ( H 3 + O ) c( A c( HA) ) c( HA) c( OH c( A ) ) = c(h3o + ) c(oh - ) = Kw Daraus folgt: pks + pkb = pkw = 14 Zu jedem korrespondierenden Säure-Base-Paar existieren ein pks- und ein pkb-wert. Je stärker die Säure, desto schwächer ist ihre konjugierte Base, et vice versa.

24 pks- und pkb-werte einiger Säure-Basen-Paare sehr stark Säure Name der Säure pks Base Name der Base pkb HClO4 Perchlorsäure -9 ClO4 - Perchlorat-Ion 23 HCl Chlorwasserstoff -6 Cl - Chlorid-Ion 20 H2SO4 Schwefelsäure -3 HSO4 - Hydrogensulfat-Ion 17 H3O + Oxonium-Ion H2O Wasser HNO3 Salpetersäure NO3 - Nitrat-Ion HSO4 - Hydrogensulfat-Ion 1.92 SO4 2- Sulfat-Ion sehr schwach stark H3PO4 Phosphorsäure 2.12 H2PO4 - Dihydrogenphosphat-Ion HF Fluorwasserstoff 3.14 F - Fluorid-Ion HCOOH Methansäure (Ameisensäure) 3.75 HCOO - Methanat-Ion (Formiat-Ion) schwach H3CCOOH Ethansäure (Essigsäure) 4.75 H3CCOO - Ethanat-Ion (Acetat-Ion) 9.25 H2CO3 Kohlensäure 6.37 HCO3 - Hydrogencarbonat-Ion 7.63 mittel H2S Schwefelwasserstoff 7.04 HS - Hydrogensulfid-Ion 6.96 H2PO4 - Dihydrogenphosphat-Ion 7.21 HPO4 2- Hydrogenphosphat-Ion 6.79 mittel NH4 + Ammonium-Ion 9.21 NH3 Ammoniak 4.79 HCN Cyanwasserstoff (Blausäure) 9.31 CN - Cyanid-Ion 4.69 schwach sehr schwach HCO3 - Hydrogencarbonat-Ion 10.3 CO3 2- Carbonat-Ion 3.7 HPO4 2- Hydrogenphosphat-Ion PO4 3- Phosphat-Ion 1.64 HS - Hydrogensulfid-Ion S 2- Sulfid-Ion 1.00 H2O Wasser OH - Hydroxid-Ion C2H5OH Ethanol C2H5O - Ethanolat-Ion OH - Hydroxid-Ion 24 O 2- Oxid-Ion -10 H2 Wasserstoff 40 H - Hydrid-Ion -26 stark sehr stark Die Stärke von Säuren und Basen ist nicht gleichzusetzen mit ihrer aggressiven Wirkung. So ist zwar Flusssäure nur eine starke, aber dennoch eine der reaktivsten Säuren. Sie zersetzt die meisten Metalle, Mineralien, Kunststoffe und löst sogar Glas auf.

25 24 6. Einfache ph-berechnungen Der ph-wert einer wässrigen Lösung hängt von der Konzentration der Säure und der Stärke der Säure ab. In jedem Fall wird aber bei den nachstehenden ph-berechnungen davon ausgegangen, dass die Säure bzw. die Base in der Lösung genügend verdünnt ist (siehe dazu Kapitel 4.2.1). Zur Berechnung der ph-werte in einer wässrigen Lösung werden drei Fälle unterschieden. Es spielt eine Rolle, ob eine starke Säure (pks < 0) bzw. eine starke Base (pkb < 0) oder eine mittelstarke Säure bzw. eine mittelstarke Base mit einem pks- bzw. pkb-wert zwischen 4.5 und 9.5 vorliegt. In diesen beiden Fällen kann der ph-wert berechnet werden. Liegen die pk-werte zwischen 0 und 4.5 oder höher als 9.5 kann der ph-wert nicht mehr mittels einer einfachen Formel ermittelt werden. 6.1 Sehr starke Säuren Bei sehr starken Säuren (pks < 0) geben praktisch alle Säureteilchen ihr Proton ab. HA + H2O (l) A - (aq) + H3O + (aq) Die Konzentration der Oxoniumionen nach der Protolyse kann also der Konzentration der Säureteilchen HA vor der Reaktion gleichgesetzt werden. c(h3o + ) = c(ha) Ergo: ph = -log[c(ha)] 6.2 Sehr starke Basen Bei sehr starken Basen (pkb < 0) nehmen praktisch alle Baseteilchen ihr Proton auf. B + H2O (l) HB + (aq) + OH - (aq) Wiederum gilt analog, dass die Konzentration der Hydroxidionen nach der Protolyse der Konzentration der Basenteilchen vor der Reaktion gleichgesetzt werden kann. c(oh - ) = c(b) Ergo: poh = -log[c(b)]

26 Mittelstarke Säuren Mittelstarke Säuren haben einen pks-wert zwischen 4.5 und 9.5. Anders als bei sehr starken Säuren protolysieren alle anderen Säuren in Wasser nicht vollständig. Es stellt sich ein Protolysegleichgewicht ein. Es kann also nicht mehr davon ausgegangen werden, dass die ursprüngliche Säurekonzentration der Konzentration der Oxoniumionen entspricht, sondern es muss das Protolysegleichgewicht betrachtet werden. HA + H2O (l) A - (aq) + H3O + (aq) Daraus folgt wie bereits besprochen: Ks = c( A ) c( H 3O c( HA) + ) Da aus einem Teilchen Säure (HA) jeweils ein Säureanion und ein Oxoniumion entstehen, ist c(h3o + ) = c(a - ). Und es folgt: Ks = c 2 ( H 3 O + c( HA) ) Ks c(ha) = c 2 (H3O + ) Durch logarithmieren und umstellen nach ph ergibt sich folgendes: pks - log[c(ha)] = 2 ph ph = ½ {pks - log[c(ha)]} Die einzige unbekannte Grösse in dieser Gleichung ist die Konzentration der Säure c(ha). Da verdünnte schwache Säuren nur so geringfügig protolysieren, dass der Anteil nicht protolysierter Säure sehr viel grösser ist als die protolysierte Menge, c(ha) >> c(a - ). Deshalb entspricht der Wert für die Konzentration der Säure HA dem Ausgangswert.

27 Mittelstarke Basen Mittelstarke Säuren haben einen pkb-wert zwischen 4.5 und 9.5. Die Überlegungen, die in Kapitel 6.3 für schwache Säuren angestellt wurden, stimmen natürlich analog auch für schwache Basen. Es folgt deshalb folgendes: poh = ½ {pkb- log[c(b)]} 6.5 Starke Säuren und Basen; schwache Säuren und Basen Starke Säuren und Basen mit pk-werten zwischen 0 und 4.5 und schwache Säuren und Basen mit pk-werten grösser als 9.5 lassen sich nicht mit einer einfachen Formel berechnen und werden deshalb bei der Berechnung der ph-werte ausgeklammert. 6.6 Hydroxidlösungen ph-werte von wässrigen Hydroxidlösungen lassen sich aus der Konzentration der Hydroxidionen berechnen. Wird zum Beispiel Natriumhydroxid in Wasser gelöst, entstehen hydratisierte Natrium- und Hydroxidionen. Die Konzentration der Hydroxidionen entspricht der Konzentration von Natriumhydroxid. NaOH (aq) Na + (aq) + OH - (aq) c(naoh) = c(oh - ) Wenn Metalle mit einer höheren Oxidationszahl Hydroxide bilden, kommen auf ein Metallion mehrere Hydroxidionen. Dann muss bei der Berechnung der Konzentration der Hydroxidionen entsprechend darauf geachtet werden.

28 27 Aufgabe XV a.) b.) c.) d.) Schwefelwasserstoff, ein stark giftiges Gas, in Wasser eingeleitet, protolysiert nicht vollständig, pks = Berechnen Sie den ph-wert einer 0.1 molaren wässrigen Lösung von Schwefelwasserstoff. Berechnen Sie den ph-wert einer 0.05 molaren wässrigen Lösung von Perchlorsäure. Natriumhydroxid wird in Wasser gelöst. Die Konzentration von Natriumhydroxid in der Lösung entspricht 0.3 mol/l. Berechnen Sie den ph-wert dieser Lösung. 5 Gramm Bariumhydroxid wird in einem Liter Wasser gelöst. Berechnen Sie den ph- Wert dieser Lösung. 6.7 Verdünnung Der ph-wert ist eine Angabe der Konzentration der Oxoniumionen in einem bestimmten Volumen wässriger Lösung. Aufgabe XVI a.) b.) 1 Liter einer wässrigen Lösung von Essigsäure mit dem ph-wert von 3 wird auf 10 Liter mit Wasser verdünnt. Wie gross ist der ph-wert nach dieser Verdünnung? Mit wie viel Wasser muss 1 Liter Natronlauge mit dem ph-wert 14 verdünnt werden, um den ph-wert auf 10 zu verringern?

29 28 7. Die Lage von Protolysegleichgewichten Die Lage des Gleichgewichtes einer Protolyse wird durch die Stärke der an der Protolyse beteiligten Säuren und Basen bestimmt. Bis anhin wurde stillschweigend immer Wasser als zweites Säure-Base-Paar vorausgesetzt. Dies ist legitim, da Protolysen praktisch immer in wässriger Lösung ablaufen. Trotzdem können unter Umständen auch zwei andere Säure-Base-Paare zusammen reagieren. Eine Protolyse erfolgt zwischen einem starken Protonendonator, einer starken Säure, und einem starken Protonenakzeptor, einer starken Base, leichter als zwischen einem schwachen Protonendonator und einem schwachen Protonenakzeptor. Das Gleichgewicht einer Protolyse liegt daher immer auf der Seite der schwächeren Base bzw. der schwächeren Säure. Als Beispiel dazu soll die Reaktion von Ameisensäure mit Wasser betrachtet werden. HCOOH + H2O HCOO - + H3O + S1 B2 B1 S2 Aus der Säure-Base-Tabelle kann herausgelesen werden, dass die Ameisensäure die schwächere Säure ist als die Oxoniumionen, da die Ameisensäure unterhalb der Oxoniumionen steht, somit geben die Oxoniumionen lieber ihr Proton ab als die Ameisensäuremoleküle. Wasser ist die schwächere Base als das Formiation (HCOO - ), da Wasser oberhalb des Formiations steht, die Formiationen nehmen also lieber ein Proton auf als die Wassermoleküle. Ergo, das Gleichgewicht liegt auf der linken Seite der Reaktion (K < 1). Allgemein kann dies mit der nebenstehenden Grafik veranschaulicht werden. Reagiert eine Säure HA mit der Base B -, so liegt das Gleichgewicht auf der Seite der Edukte (K < 1). Reagiert die Säure HA mit der Base C -, so liegt das Gleichgewicht auf der Seite der Produkte (K > 1). Säure Base Protolysegleichgewichte liegen immer auf der Seite der schwächeren Base bzw. Säure. HB HA HC B - A - C -

30 29 Aufgabe XVII a.) Bezeichnen Sie bei den folgenden Reaktionen die korrespondierenden Säure-Base-Paare und entscheiden Sie, auf welcher Seite der Reaktion das Gleichgewicht liegt. 1: HF + HS - F - + H2S 2: HCO3 - + H2O H2CO3 + OH - 3: H3PO4 + CN - H2PO4 - + HCN b.) Schwefelsäure wird in Wasser gegeben. Formulieren Sie für diese zweiprotonige Säure die möglichen Protolysen je mit Hilfe einer Gleichung und entscheiden Sie, welche Teilchen in einer wässrigen Lösung von Schwefelsäure bevorzugt gebildet werden.

31 30 8. Übungen Aufgabe XVIII: Saure und alkalische Lösungen leiten den elektrischen Strom. Geben Sie dafür eine Begründung. Aufgabe XIX: Zwischen den folgenden Teilchen finden jeweils Protolysen statt. Notieren Sie die Formeln der Reaktionsprodukte. a) HSO4 (aq) + CO3 2 (aq), b) HCO3 (aq) + ClO (aq), c) HF(aq) + CN (aq), d) CO3 2 (aq) + NH4 + (aq), e) HSO4 (aq) + SO3 2 (aq). Aufgabe XX: Bezeichnen Sie bei den folgenden Protolysegleichgewichten jeweils die beiden korrespondierenden Säure-Base-Paare und ermitteln Sie mit Hilfe der Säure-Base-Reihe die Gleichgewichtslage. a) NH4 + (aq) + OH (aq) NH3(aq) + H2O(l) b) HPO4 2 (aq) + H2O(l) H2PO4 (aq) + OH (aq) c) HSO4 (aq) + NH3(aq) SO4 2 (aq) + NH4 + (aq) Aufgabe XXI: Mit wie viel Wasser muss 1 L Salzsäure mit dem ph-wert 1 verdünnt werden, um den ph-wert auf 5 zu erhöhen? Aufgabe XXII: Das Dihydrogenphosphat-Ion (H2PO4 ) ist ein Ampholyt. a) Formulieren Sie eine Gleichung für die Reaktion von H2PO4 mit Wasser, in der sich das Ion als Säure verhält. b) Formulieren Sie eine Gleichung für die Reaktion von H2PO4 mit Wasser, in der sich das Ion als Base verhält. c) Geben Sie in beiden Fällen die korrespondierenden Säure-Base-Paare an. d) Beurteilen Sie mit Hilfe der Säure-Base-Reihe, ob die Säure- oder die Basenfunktion des H2PO4 -Ions ausgeprägter ist.

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