Säuren- und Basendefinition nach Arrhenius

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1 Säuren und Basen - Definitionen - Ionenprodukt des Wassers - ph-wert - Säure- und Basenstärke / ph-wert Bestimmungen - Neutralisationen - Puffersysteme

2 Säuren- und Basendefinition nach Arrhenius Säure: Verbindung, die in wässriger Lösung unter Bildung von Wasserstoff-Ionen (Protonen) reagiert Base: Verbindung, die in wässriger Lösung unter Bildung von Hydroxid-Ionen reagiert. Nicht verallgemeinerbar, da an wässriges Medium gebunden, daher obsolet

3 Säuren- und Basendefinition nach Brönstedt Brönstedt-Theorie (1923) nicht an Wasser gebunden Säure: Verbindung, die Wasserstoff-Ionen (Protonen) abgeben kann (Protonendonator) Base: Verbindung, die Protonen aufnehmen kann (Protonenakzeptor) Johannes Nicolaus Brönstedt

4 Randbedingungen der Brönstedt-Theorie: - Protonen alleine sind nicht beständig (zu hohe Ladungsdichte) - Säure braucht deshalb eine korrespondierende Base, die Protonen aufnimmt; und umgekehrt - keine Dissoziationen, sondern Protonenübertragungen - Protolysen - Protolysen sind reversibel - Säure-Base-Gleichgewicht (Protolysegleichgewicht)

5 HA + B HB + + A - Beispiel: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Säure 1 Base 2 Säure 2 Base 1 Korrespondierendes Säure-Base Paar 2 Korrespondierendes Säure-Base Paar 1 Wasser kann sowohl an der Reaktion mit Säuren als auch Basen beteiligt sein: saure und basische Eigenschaften in Abhängigkeit des Reaktionspartners ampholytische Eigenschaften - Ampholyte - Autoprotolyse des Wassers

6 Säuren- und Basenstärke Starke Säuren: leichte Abgabe von Protonen (vollständig dissoziiert) Schwache Säuren: unvollständige Abgabe von Protonen Starke Basen: starke Bindung von Protonen Schwache Basen: schwache Bindung von Protonen zeigt sich an der Lage des Gleichgewichtes der Protolysereaktion HA + B HB + + A - starke Säuren korrespondieren mit schwachen Basen starke Basen korrespondieren mit schwachen Säuren

7 Effektive Säuren- und Basenstärke Konzentrationen vs. Aktivität Konzentration (c): Menge der eingewogenen Verbindung Aktivität (a): Menge, die tatsächlich dissoziiert vorliegt in stark verdünnten Lösungen zu vernachlässigen a c in stark konzentrierten Lösungen können sich dissoziierte Ionen gegenseitig beeinflussen: Dissoziation geringer als theoretisch vorgegeben a < c Korrekturfaktor f: oftmals vereinfacht: a = f c a = c

8 Autoprotolyse (Ionenprodukt) des Wassers In sehr geringem Ausmaß reagiert Wasser mit sich selbst (Autoprotolyse) H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Oxonium-Ion Hydroxid-Ion MWG: K c = c (H 3 O + ) c (OH - ) c 2 (H 2 O) = 3, Protolysekonstante des Wassers (nur minimaler Anteil ist protolysiert) c (H 2 O) gesamt = c (H 2 O) unprotoniert + c (H 2 O) protoniert da: c (H 2 O) unprot >> c (H 2 O) prot c (H 2 O) unprot c (H 2 O) gesamt = Konstant K c c 2 (H 2 O) = K w = c (H 3 O + ) c (OH - ) K w Ionenprodukt des Wassers

9 K c c 2 (H 2 O) = K w = c (H 3 O + ) c (OH - ) K w Ionenprodukt des Wassers c (H 2 O) = 1000 g/l 18 g/mol = 55,56 mol/l K c c 2 (H 2 O) = c (H 3 O + ) c (OH - ) = K w = (55,56) 2 mol 2 / L 2 3, K w = mol 2 / L 2 c (H 3 O + ) = c (OH - ) = 10-7 mol / L Eine wässrige Lösung reagiert neutral, wenn die Wasserstoffionenkonzentration c (H 3 O + ) 10-7 mol/ L beträgt. (wichtig! - Temperaturabhängigkeit Bezug auf 23 C) Temperaturabhängigkeit von K w K w mol 2 / L 2 0,116 0,608 1,103 5,985 59,29 C

10 Der ph-wert Zur Angabe der Wasserstoffionenkonzentration ( in der Form 10 -x mol/ l) wird vereinfachend der negative dekadische Logarithmus angegeben = ph ph (potentia hydrogenii) Der ph-wert ist definiert als der negative dekadische Logarithmus der Protonen-Aktivität ph = -log a(h + ) in verdünnten Lösungen Aktivität mit Konzentration gleichzusetzen ph = -log a(h + ) -log c(h + ) poh = -log a(oh - ) -log c(oh - ) ph = 14 poh poh = 14 ph ph + poh = pk w = 14

11 Neutrale Lösungen haben den ph-wert 7! In sauren Lösungen überwiegen die H 3 O + Ionen c (H 3 O + ) > 10-7 mol/ l ph < 7 In alkalischen Lösungen überwiegen die OH - Ionen c (H 3 O + ) < 10-7 mol/ l ph > 7 1. c(h + ) = 10-2 mol/l ph = -log a(h + ) -log c(h + ) M HCl-Lösung in Wasser c(h + )? / ph? c(h + ) = 10-3 mol/l ph -log c(h + ) = 3 3. ph = 6 c(h + )? c(oh - )? c(h + ) = 10-6 mol/l c(oh - ) = /10-6 = 10-8 mol/l poh = 14 ph = 14 6 = 8

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13 Säuren- und Basenstärke HA + H 2 O H 3 O + + A - c (H 3 O + ) c (A - ) MWG: K = c (HA) c (H 2 O) Konz. an H 2 O konstant, da großer Überschuss, Einbeziehung Protolysekonstante c (H 3 O + ) c (A - ) K c (H 2 O) = = K s Säurekonstante (alternativ K A ) c (HA) B + H 2 O BH + + OH - MWG: K = c (BH + ) c (OH - ) c (B) c (H 2 O) c (BH + ) c (OH - ) K c (H 2 O) = = K B Basenkonstante c (B)

14 K S und K B sind ein Maß der Säure- und Basenstärke analog ph Wert Definition des negativen dekadischen Logarithmus pk S = -log K S pk B = -log K B Korrespondierende Säure-Base-Paare: K S K B = K W pk S + pk B = 14 Sehr starke Säuren haben pk S - Werte <1, sehr starke Basen haben pk B -Werte <0 und pk S - Werte >14 Beispiele: pk S Säure korrespondierende Base pk B -6 Salzsäure Chloridion 20-3 Schwefelsäure Hydrogensulfation 17 4,76 Essigsäure Acetation 9,25 9,25 Ammoniumion Ammoniak 4,75 15,8 Wasser Hydroxidion -1,76

15 ph-werte schwacher Säuren und Basen Bei schwachen Säuren und Basen kommt es zu unvollständigen Protolysen. K s = c (H 3 O + ) c (A - ) c (HA) Bei der Dissoziation der Säure HA entstehen gleiche Mengen an H 3 O + und A - : c(h 3 O + ) = c(a - ) da nur wenig dissoziiert: vereinfachend c(ha) = eingesetzte Menge an Säure 2

16 Schwache Basen: B + H 2 O BH + + OH - K B = c (BH + ) c (OH - ) c (B) mit c (BH + ) = c (OH-) K B c(b) = c 2 (OH - )/log pk B - log c(b) = 2 poh poh = pk B - log c(b) mit ph + poh = 14 2 ph = 14 - poh ph = 14 - pk B - log c(b) 2

17 Einflüsse auf die Protolyse schwacher Säuren und Basen Protolysen sind Gleichgewichtsreaktionen! Sie werden beeinflusst durch: - den Verdünnungsgrad: Stark verdünnte Lösungen sind stärker dissoziiert. - die Temperatur: Mit steigender Temperatur nimmt die Hydrolyse einer Verbindung zu. Temperaturabhängigkeit des ph-wertes von Wasser: Temp.[ C] ph das Entfernen eines Reaktionspartners aus dem Ansatz: Wird ein Reaktionsprodukt aus dem Ansatz entfernt, so erfolgt eine Verschiebung des Gleichgewichts nach rechts und umgekehrt.

18 Säuren- und Baseneigenschaften von Salzen Der resultierende ph-wert beim Auflösen (Hydrolyse) von Salzen richtet sich nach der Acidität/Basizität der Ionen (aus den korrespondierenden Säuren/Basen). - Salze starker Säuren und Basen (NaCl) reagieren neutral. - Salze schwacher Säuren und Basen (NH 4 CH 3 COO) reagieren neutral. - Salze schwacher Säuren und starker Basen reagieren basisch. Na CH 3 COO Salze schwacher Säuren sind stärker basisch, Na CN reagieren mit Wasser unter Bildung von OH- Na 2 CO 3 Anionenbasen - Salze starker Säuren und schwacher Basen reagieren sauer. NH 4 Cl insbes. Kationen von Salzen, deren Anionen schwächere Zn Cl 2 Basen als Wasser sind Al Cl 3 Kationensäure

19 Mehrwertige Säuren und Basen Im Unterschied zu einwertigen Säuren (HA) können mehrwertige (mehrbasige) Säuren mehrstufig dissoziieren (Protonen schrittweise abgeben). Für jede Dissoziationsstufe gibt es eine eigene Dissoziationskonstante K bzw. Säurekonstante K S (pk S -Wert) z.b. Schwefelsäure H 2 SO 4 Kohlensäure H 2 CO 3 Orthophosphorsäure H 3 PO 4 H 3 PO 4 + H 2 O H 3 O + + H 2 PO - 4 pks 1 = 1,96 H 2 PO H 2 O H 3 O + + HPO 2-4 pks 2 = 7,21 HPO H 2 O H 3 O + + PO 3-4 pks 3 = 12,32 ausschlaggebend für den ph-wert ist meist die erste Protolysestufe analoges Verhalten bei mehrstufigen Basen z.b. Ca(OH) 2 ; Ba (OH) 2 etc.

20 Neutralisationsreaktionen Form der Protolyse, bei der äquivalente Mengen von Säuren und Basen bis zur Aufhebung von Säure- und Basenwirkung (Bildung von Neutralsalzen) miteinander reagieren. Häufig, aber nicht ausnahmelos ist die Bildung von Wasser damit verbunden. Die Rückreaktion einer Neutralisation ist die Hydrolyse der entstandenen Salze. HCl + NaOH Na + + Cl - + H 2 O NH 3 + HCl NH 4+ Cl - (Gasphase) Neutralisationsreaktionen lassen sich durch ph-diagramme verfolgen: Titrationen (Acidimetrie, Alkalimetrie) Äquivalenzpunkte Neutralisationspunkt

21 ph-abhängigkeit von Säure/Basen-Gleichgewichten Protonenübertragungen in wässrigen Systemen beeinflussen den ph verändert die Konzentration konjugierter Säure-Base-Paare K s = c (H 3 O + ) c (A - ) c (HA) : K s / : c (H 3 O + ) / log c (A - ) c (A - ) - lg c (H 3 O + ) = -lg K s + lg ph = pks + lg c (HA) c (HA) ph = pks + lg Henderson-Hasselbalch-Gleichung c (Salz) c (Säure) Berechnung des Konzentrationsverhältnisses von Säure/konjugierter Base bei bestimmten ph-werten wenn c(ha) = c(a - ) dann ist c(h + ) = K S und ph = pk S Puffersysteme

22 Puffersysteme Enthält eine Lösung eine Säure und ihr Salz (analog Base) in etwa gleichen Konzentrationen, bleibt bei Säure- oder Basenzugabe der ph-wert in einem bestimmten Bereich unverändert (Pufferbereich). Eine Pufferlösung besteht aus einer schwachen Brönstedt-Säure und ihrer korrespondierenden Base bzw. einer schwachen Base und ihrer korr. Säure. Pufferkapazität ß Sie gibt das Aufnahmevermögen einer Pufferlösung für starke Säuren und starke Basen an. B ß = ph B = Äquivalente an starker Base bzw. Säure (mol/l), die der Pufferlösung zugesetzt werden. ph = daraus resultierende ph - Änderung. z. B.: ß = 1 wenn bei Zugabe von 1 mol einer starken Base/Säure zu 1 L Pufferlösung eine Änderung um 1 ph Einheit erfolgt.

23 Ein günstiger Pufferbereich erstreckt sich über je eine ph-einheit auf beiden Seiten des pk s -Wertes. Wichtiges Puffersystem: Acetatpuffer CH 3 COOH/ CH 3 COO - Säurezugabe führt zur Bildung undissoziierter Essigsäure, ph = konstant Basenzugabe wird durch Reaktion mit Essigsäure neutralisiert/abgepuffert. (der Verbrauch an Essigsäure beeinflusst durch die schwache Protolyse den ph-wert nur wenig)

24 Physiologische Puffersysteme Im Organismus spielt die ph-konstanz des Blutes eine essentielle Rolle. Bicarbonatpuffer (Kohlensäure/Hydrogencarbonat): H 2 CO 3 HCO 3- + H + H 2 CO 3 CO 2 + H 2 O (Partialdruck CO 2 entscheidend durch Atmung beeinflusst) Phosphatpuffer H 2 PO 4 - HPO H + (Einfluss von verschiedenen metabolischen Prozessen)

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