Zusammenfassung vom

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1 Zusammenfassung vom Löslichkeitsprodukt = quantitative Aussage über die Löslichkeit einer schwerlöslichen Verbindung bei gegebener Temperatur A m B n m A n+ + n B m- K L = (c A n+ ) m (c B m- ) n fremdionige (gleichionige) Zusätze erhöhen (senken) die Löslichkeit gleichionige Zusätze senken die Löslichkeit Säuren sind Protonendonatoren, Basen sind Protonenakzeptoren (Brönsted) Starke (schwache) Säuren und Basen dissoziieren in Wasser vollständig (große Dissoziationskonstanten K s, K B ) (unvollständig, kleines K s, K B ) px = negativer dekadischer Logarhitmus (ph, poh, pk) Ionenprodukt des Wassers K w = [H + ] [OH - ] = 1, mol 2 l -2 ph + poh = pk W = 14 K S K B = K W = mol 2 l -2 pk S + pk B = pk W = 14 1

2 Der ph-wert von schwachen Säuren z. B. Essigsäure CH 3 COOH H + + CH 3 COO - Wenn x mol Essigsäure dissoziiert vorliegen, gilt: Einsetzen dieser Größen in das Massenwirkungsgesetz: für schwache Säuren (K S < 10-4 ) ist (c 0 x) c 0, da x 0 ph-wert von schwachen Säuren 2

3 Der ph-wert von mittelstarken Säuren Für mittelstarke Säuren (K S < 10-4 ) gilt die Näherung (c 0 x) c 0 nicht, da die Konzentration der dissoziierten Säure nicht vernachlässigt werden kann (x 0) Lösen der quadratischen Gleichung: x 2 + px +q = 0 3

4 Der poh-wert von schwachen Basen [NH z. B. NH 3 + H 2 O - NH 4+ + OH - 4+ ] [OH - ] K B = c OH- = x [NH 3 ] c NH3 = c 0 -x mit (c 0 x) c 0 poh-wert von schwachen Basen Einfacher Zusammenhang zwischen K S und K B von konjugierter Säure und Base schwache Basen K B < 10-4 K S K B = K W = mol 2 l -2 pk S + pk B = pk W = 14 ph = 14 poh 4

5 Stärke von Säuren und Basen K s und K B I 5

6 Stärke von Säuren und Basen K s und K B II Je größer K S (K B ), desto stärker die Säure (Base) Je größer K S (K B ), desto kleiner pk S (pk B ) Für konjugiertes S/B-Paar gilt wegen pk S + pk B = pk W : Je stärker die Säure, desto schwächer die konjugierte Base Sehr starke Säuren sind stärker als H 3 O + In Wasser sind H 3 O + und OH - die stärkste Säure bzw. Base Nivellierender Effekt des Wassers: HA + H 2 O A - + H 3 O + B + H 2 O HB + OH - 6

7 Mehrprotonige (mehrbasige) Säuren Mehrprotonige Säuren können mehr als ein Proton abgeben, z. B. H 2 SO 4 (Schwefelsäure), H 2 C 2 O 4 (Oxalsäure), H 3 PO 4 (Phosphorsäure) Protolyse erfolgt schrittweise: K S (1) > K S (2) > K S (3) (vollständig diss.) K S = 1,

8 Pufferlösungen I enthalten eine relativ hohe Konzentration einer schwachen Säure (oder Base) und ihrer konjugierten Base (oder Säure) können den ph-wert auch bei Zugabe von Säuren und Basen konstant halten Beispiel: Essigsäure / Natriumacetat schwach dissoziiert vollständig dissoziiert praktisch alle Acetationen in Lösung stammen aus Natriumacetat ph = pk S c lg c AcOH AcO Die beste Pufferwirkung haben Lösungen mit gleichen Konzentrationen von Säure und Salz c AcOH = c AcOc H+ = K s ph = pks = 4,74 8

9 Pufferlösungen II Wie ändert sich der ph-wert einer Pufferlösung aus 1 mol Essigsäure und 1 mol Acetat (ph = pk S = 4,74) bei Zugabe von: a) 0,01 mol HCl ph = pk S 1+ 0,01 lg = 1 0,01 HCl + CH 3 COO - CH 3 COOH + Cl - 4,73 ph = pk S lg c c AcOH AcO b) 0,1 mol HCl ph = pk S 1+ 0,1 lg = 1 0,1 HCl + CH 3 COO - CH 3 COOH + Cl - 4,66 c) 0,01 mol NaOH ph = pk S 1 0,01 lg = 1+ 0,01 4,75 OH - + CH 3 COOH CH 3 COO - + H 2 O 9

10 Wässrige Lösungen von Salzen Lösungen von Salzen starker Basen und starker Säuren reagieren neutral (z. B. NaCl, KNO 3 ) Lösungen von Salzen starker Basen und schwacher Säuren reagieren basisch (z. B. Natriumacetat) Na(CH 3 COO) + H 2 O Na + + CH 3 COOH + OH - Lösungen von Salzen schwacher Basen und starker Säuren reagieren sauer (z. B. NH 4 Cl, AlCl 3 ) NH 4 Cl + H 2 O NH 3 + H 3 O + + Cl - Welchen ph-wert haben eine Natriumacetat-Lösung bzw. eine Ammoniumchlorid-Lösung mit c 0 = 0,3 mol/l? CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - NH H 2 O NH 3 + H 3 O + 10

11 Säure-Base-Titration (Neutralisationsanalyse) dient zur quantitativen Bestimmung der Konzentration von Säuren und Basen HA A - + H + BOH B + + OH - H + + OH - H 2 O Farbumschlag am Äquivalenzpunkt c OH- = c H+ und c OH- c H+ = K w bei der Titration einer starken Säure mit einer starken Base 11

12 Titration einer starken Säure mit einer starken Base HCl + NaOH H 2 O + Na + + Cl - am Äquivalenzpunkt: c OH- = c H+ und c OH- c H+ = K w Titration von 100 ml HCl (0,1 mol/l = 10 mmol in 100 ml) mit NaOH (10 mol/l = 10 mmol/ml) Das Gesamvolumen der Mischung bleibt während der Titration annähernd konstant. ph-wert wird durch die im Überschuss vorliegende Komponente bestimmt. ml NaOH 0,0 mmol NaOH = mmol HCl neutralis. 0,0 c OHmol/l poh 13 c H3O+ mol/l 10-1 p H 1 an jeder Stelle der Titrationskurve gilt: ph + poh = pk W = 14 0,900 9, ,990 9, ,999 9, ,000 10, ,001 1,010 1,100 2,000 10,01 10,10 11,0 20,0 NaOH Überschuß m NaOH / ml 12

13 Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base CH 3 COOH + Na + + OH H 2 O + Na + + CH 3 COO - Titration von 100 ml CH 3 COOH (0,1 mol/l = 10 mmol in 100 ml) mit NaOH (10 mol/l = 10 mmol / ml), V ges konst. vor Erreichen des Äquivalenzpunktes liegen CH 3 COOH und CH 3 COO - nebeneinander vor Mischung ist eine Pufferlösung ph = pk S lg c c AcOH AcO am Äquivalenzpunkt ist CH 3 COOH vollständig neutralisiert. Es liegt eine reine Natriumacetat-Lösung vor (= Base). Es gilt: CH 3 COO - + Na + + H 2 O CH 3 COOH + OH - + Na + Äquivalenzbedingung c(acoh) = c(oh - ) Außerdem muss die Autoprotolyse des Wassers berücksichtigt werden 13

14 Titration von CH 3 COOH mit NaOH I CH 3 COOH + OH - H 2 O + CH 3 COO - c(acoh) = c(oh - ) c OH- c H3O+ Äquivalenzpunkt liegt im basischen Bereich 14

15 Titration von CH 3 COOH mit NaOH II Titration von 100 ml CH 3 COOH (0,1 mol/l = 10 mmol in 100 ml) mit NaOH (10 mol/l = 10 mmol / ml), V ges konst. ml NaOH mmol NaOH = mmol AcO - mmol AcOH in Lsg. ph pk S (CH 3 COOH) = 4,75 0,0 0,0 10,0 2,88 0,1 1,0 9,0 3,80 0,4 4,0 6,0 4,57 0,5 0,6 0,9 5,0 6,0 9,0 5,0 4,0 1,0 4,75 4,93 5,70 ph = pk s ph = pk S lg c c AcOH AcO ,9 0,1 6,75 0,999 9,99 0,01 7,75 1,000 10,0 0,0 8,87 1,001 10,01-10,0 1,010 1,10 10,10 11, ph = 14 - poh 1,5 15,0-12,3 15

16 Vergleich der Titration von HCl und CH 3 COOH mit NaOH 100 ml HCl (0,1 mol/l) mit NaOH (10 mol/l) 100 ml CH 3 COOH (0,1 mol/l) mit NaOH (10 mol/l) 10 m NaOH / ml 16

17 Titration von Phosphorsäure mit NaOH (Praktikum) stark mittelstark schwach Ä-Punkt 1 Ä-Punkt 2 17

18 Indikatoren für Säure-Base-Titrationen Indikatoren organische Farbstoffe, deren Farbe in Lösung vom ph-wert abhängt schwache Säuren bzw. schwache Basen Farbwechsel durch Abgabe oder Aufnahme von H + z. B. Methylorange (ph Umschlagbereich 4,5 3,1) + H + gelb H rot z. B. Phenolphthalein (ph Umschlagbereich 8,5 10,0) farblos + OH - -H 2 O rot 18

19 Indikatorgleichgewicht HInd H + + Ind - Prinzip des kleinsten Zwanges (Le Chatelier) hohe H + -Konzentration drängt Gleichgewicht nach links Zusatz einer Base verringert c(h + ), Gleichgewicht liegt rechts K S = [H + ] [Ind - ] [HInd] [H + ] = K S [HInd] [Ind - ] ph = pk S -lg [HInd] [Ind - ] Bei [HInd] = [Ind - ], d. h. bei ph = pk S, liegt eine Mischfarbe vor. Farbwechsel ist nur dann gut erkennbar, wenn sich das Konzentrationsverhältnis von HInd und Ind - um mindestens 2 Größenordnungen (± 1 ph-einheit) unterscheidet. ph = pk S -lg 10 1 bis ph = pk S -lg 1 10 Wenige Tropfen Indikator genügen keine Beeinflussung des ph der Probe 19

20 Umschlagbereiche der wichtigsten Indikatoren 20

21 Auswahl geeigneter Indikatoren Titration von HCl mit NaOH Titration von CH 3 COOH mit NaOH 21