Säure- Base- Theorien

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1 Säure- Base- Theorien Definition nah ARRHENIUS (1883) Säuren: Wasserstoffverbindungen, die bei Dissoziation H + - Ionen bilden. Basen: Hydroxide, die bei Dissoziation OH - - Ionen bilden. Beispiel: HCl H + + Cl - H 2 SO 4 2H SO 4 NaOH Na + + OH - Säuren reagieren mit Basen zu Salzen und Wasser. (Neutralisation). H + + Cl - + Na + + OH - Na + + Cl - + H 2 O Definition nah BRÖNSTEDT (1923) Säuren: Stoffe, die H + - Ionen (Protonen) abgeben Protonendonatoren Basen: Stoffe, die H + - Ionen aufnehmen Protonenakzeptoren Beispiel: HCl H + + Cl - Säure Proton konjugierte Base NH 3 + H + NH 4 + konjugierte Base Proton Säure

2 Protolyse Protolyse: Protonenübertragungsreaktionen, in denen ein Gleihgewiht zwishen zwei konjugierten Säure- Base- Paaren existiert. HCl H + + Cl - Säure- Base- Paar 1 Säure Proton konjugierte Base H 2 O + H + H 3 O + Säure- Base- Paar 2 konjugierte Base Proton Säure Gesamtreaktion (Protolyse): HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Säure 1 Base 2 Säure 2 Base 1 Zwei korrespondierende S- B- Paare treten so in Wehselwirkung, dass das abgegebene Proton des einen Paares vom anderen S- B- Paar aufgenommen wird. Korrespondierende Säure- Base- Paare: Säure Base + Proton HCl Cl + H + - H 2 SO 4 HSO 4 + H + - HSO 4 2- SO 4 + H + NH 4 + NH 3 + H +

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4 Protolysereaktionen Säure 1 Base 2 Säure 2 Base 1 Säurestärke HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - H 2 SO 4 + H 2 O H 3 O HSO 4 - HSO 4 + H 2 O H 3 O SO 4 NH 4 + HCO H 2 O H 3 O + + NH 3 + H 2 O H 3 O CO 3 H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Basestärke Ampholyte reagieren je nah Partner als Säure oder Base.

5 Ampholyte Stoffe, die sowohl als Säure als auh als Base auftreten können, sind Ampholyte. Beispiel: Wasser H 2 O OH - + H + (1) Säure 1 Base 1 H 2 O + H + H 3 O + (2) Base 2 Säure 2 H 2 O + H 2 O OH - + H 3 O + Säure 1 Base 2 Base 1 Säure 2 starke Protolyte : protolysieren in starkem Maße (vollständig) shwahe Protolyte: protolysieren in shwahem Maße

6 Autoprotolyse des Wassers 2H 2 O H 3 O + + OH - MWG: K C K 2 H 2 C O H3O OH 2 H 2 O H2O H3O OH = konstant K W H 3 O OH K W : Ionenprodukt des Wassers bei 25 C gilt: 7 10 mol / l H 3 O 7 10 mol / l OH 14 2 K W 10 mol / l 2 K W ist temperaturabhängig: T = 0 C K W = 0, mol 2 /l 2 T =50 C K W = 5, mol 2 /l 2 T = 100 C K W = mol 2 /l 2

7 Der ph- Wert...gibt in Form einer Zahl an, wie stark eine Säure oder Base ist. Der ph- Wert ist der negative dekadishe Logarithmus des Zahlenwertes der H 3 O + - Ionenkonzentration. ph lg H 3 O ph = 7 ph < 7 ph > 7 =10-7 mol/l neutral H 3 O >10-7 mol/l sauer H 3 O <10-7 mol/l basish H 3 O Beispiele: mehrfah destilliertes Wasser ph = 7 Leitungswasser (Dresden) ph = 6,5 Blutflüssigkeit ph = 7,33 Darmsaft ph = 8,3 Magensaft ph = 0,9-1,6

8 pk- Wert von Säuren und Basen HA + H 2 O H 3 O + + A - A - + H 2 O OH - + HA K S,B = Säure- bzw. Basenkonstante H3O A KS HA OH HA K B A oft werden pk S - bzw. pk B - Werte verwendet: pk S,B = -lg K S,B multipliziert man K S und K B, ergibt sih das Ionenprodukt des Wassers K W K S K B H 3 O A OH HA H O OH 3 HA A K W K S K B = K W oder pk S + pk B = 14

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10 pk S - Werte einiger Säure- Base- Paare bei 25 C pk S = -lg K S Säurestärke Säure Base pk S HClO 4 HCl H 2 SO 4 H 3 O + H 3 PO 4 HF - ClO 4 Cl - - HSO 4 H 2 O - H 2 PO 4 F , ,74 2,16 3,18 CH 3 COOH CH 3 COO - 4,75 - H 2 CO 3 HCO 3 6,35 H 2 S HCN + NH 4 H 2 O 2 H 2 O OH - HS - CN - NH 3 - HO 2 OH - O 2-6,99 9,21 9,25 11,65 15,74 29 Basestärke

11 ph- Wert- Berehnung von Säuren 1. starke Säuren vollständige Dissoziation, H3O Säure z. B.: HCl, HNO 3, H 2 SO 4 ph lg H 3 O 2. shwahe Säuren unvollständige Dissoziation z. B.: CH 3 COOH (Essigsäure) Säure + H 2 O H 3 O + + A - H3O KS Säure 2 H3O KS Säure da H O A, gilt: 3 Säure(Ausgangspunkt) = Säure(Gleihgewiht) A 2 H 3 O KS H 3 O K S Säure Säure ph = ½(pK S lg Säure )

12 Beispielaufgaben ph- Wertberehnung Säuren 1. Starke Säuren HCl = 0,1mol/l (=10-1 mol/l) ph lg H 3 O ph = - lg 0,1 ph = -(-1) ph = 1 0, 1mol 2 SO 4 ph lg H / H 3 O ph = - lg 0,2 ph = -(-0,699) ph = 0,7 l O H3 2 0, 1mol / l H 2 SO 4 2H + + SO shwahe Säuren CH 3 COOH 0, 1mol / l pk S = 4,75 ph = ½(pK S - lg HA ) ph = ½(4,75 - lg 0,1) ph = ½(4,75 - (-1)) ph = ½(5,75) ph = 2,875

13 ph- Wert- Berehnung von Basen 3. starke Basen vollständige Dissoziation, OH z. B.: NaOH, KOH poh lg OH ph = 14 - poh Base Beispiel: NaOH = 0,01 mol/l (=10-2 mol/l) ph = 14 - (- lg 0,01) ph = 14 - (- (-2)) = 14-2 ph = shwahe Basen unvollständige Dissoziation z. B.: NH 3 ph = 14 - ½ (pk B - lg Base ) Beispiel: NH 0, 001mol / l pk 3 B = 4,75 ph = 14 - ½ (pk B - lg Base ) ph = 14 - ½ (4,75 - lg 0,001) ph = 14 - ½ (4,75 - (-3)) ph = 14 - ½ (7,75) ph = 14 3,875 ph = 10,125

14 ph- Wert- Berehnung von Salzen 1. sauer protolysierende Salze da da z. B.: NH 4 Cl (Ammoniumhlorid) NH H 2 O H 3 O + + NH 3 saure Reaktion H NH 3O 3 K S H3O NH 3 NH4, gilt: K H 3 O S NH NH Salz, gilt: H O S Salz 4 3 K 4 ph = ½(pK S - lg Salz ) 2. basish protolysierende Salze da da z. B.: NaCH 3 COO (Natriumaetat, NaA) A - + H 2 O HA + OH - HA OH K B HA basishe Reaktion A OH, gilt: K A Salz OH, gilt: K B Salz OH B A poh = ½(pK B lg Salz ) ph = 14 - ½(pK B lg Salz )

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16 Protolysereaktionen von Salzen Salz + Wasser dissoziierte Ionen Reaktion des Salzes ph- Wert Al 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O 2Al[OH] SO H 3 O + sauer NH 4 Cl + H 2 O NH 3 + Cl - + H 3 O + sauer NaCl + H 2 O Na + + Cl - + H 2 O neutral NaCH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + Na + + OH - basish Na 2 CO 3 + 2H 2 O CO 2 + H 2 O + 2Na + + 2OH - basish

17 ph- Wert von Puffersystemen Puffer sind Lösungen, die auh bei Zugabe größerer Mengen Säure oder Base ihren ph- Wert nur wenig ändern. Sie bestehen aus einer shwahen Säure bzw. Base und deren jeweiligem Salz. Wirkungsweise einer Pufferlösung z. B. Essigsäure/Natriumaetat (HA/NaA) Wegfangen von H 3 O + : H 3 O + + A - HA + H 2 O Wegfangen von OH - : OH - + HA A - + H 2 O z. B. Ammoniak/Ammoniumhlorid (NH 3 /NH 4 Cl) Wegfangen von H 3 O + : H 3 O + + NH 3 NH H 2 O Wegfangen von OH - : OH - + NH 4 + NH 3 + H 2 O

18 Berehnung des ph- Wertes von Pufferlösungen HA + H 2 O H 3 O + + A - ph pk S lg A HA die Pufferkapazität hängt ab vom Verhältnis A HA Salz Säure A = 1 : 1 HA ph = pk S beste Pufferwirkung A = 10 : 1 ph = pk S + 1 HA A = 1 : 10 ph = pk S - 1 HA

19 Rehenbeispiel 1 Liter Aetatpuffer mit HA = 1 mol/l = 1 mol/l A pk S = 4,75 ph pks lg 1 ph 4, 75 lg 1 ph = 4,75 A HA Zugabe von 0,1 mol H 3 O + - Ionen ( ~10ml konz. HCl) Erhöhung der Konzentration HA 1 mol/l +0,1 mol/l = 1,1 mol/l Verringerung der Konzentration A 1 mol/l - 0,1 mol/l = 0,9 mol/l ph 4, 75 lg ph = 4,66 0, 9 11,

20 Pufferungskurve einer Essigsäure- Aetat- Pufferlösung nessigsäure in % Essigsäure CH 3 COOH pk S = 5 Aetat CH 3 COO naetat in % Pufferbereih ph beste Pufferwirkung bei ph = 4,75, wenn n n Essigsäure Aetat 1 1 Pufferung von OH - CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + Pufferung von H 3 O +

21 Biologishe Puffersysteme Blut: ph- Wert = 7,39 7,45 (± 0,2) Abweihungen: ph < 7,4 Aidose ph > 7,4 Alkalose Mehanismus zur Siherung des ph- Bereihes: 1. vershiedene Puffersysteme - Säure- Base- Paare: H 2 CO 3 /HCO 3 H 2 PO /HPO 4 org. Verbindungen: Hämoglobin 2. Aufnahme bzw. Abgabe von H + über die Nieren 3. H + - Konzentration ist vom CO 2 - Gehalt der Atemluft abhängig H + (aq) + HCO 3 + (aq) H 2 CO 3(aq) H 2 O (l) + CO 2(g) Beeinflussung des Gleihgewihtes - bei Aidose: GG nah links vershoben steigt H Fähigkeit des Hämoglobins, O 2 zu binden, sinkt Müdigkeit, Kopfshmerzen - bei körperliher Arbeit/Sport: zeitweilige Aidose,d. h. es wird soviel Energie benötigt, dass der vorhandene O 2 niht reiht, die Glukose vollständig zu CO 2 zu oxidieren Bildung saurer Abprodukte (Milhsäure) Muskelkater

22 Zusammenfassung ph- Wert- Berehnung Säuren Basen starke ph = lg Säure ph = 14 + lg Base ph = 14 poh shwahe ph = ½ (pk S - lg Säure ) ph = 14 - ½ (pk B - lg Base ) Salze shwaher Säuren Salze shwaher Basen ph = ½ (pk S - lg Salz ) ph = 14 - ½ (pk B - lg Salz )

23 Bestimmung des ph- Wertes 1. visuelle Methoden: Indikatorpapiere Indikatorlösungen 2. instrumentelle Methoden: elektrohemishe ph- Messung Indikatoren...sind organishe Farbstoffe, die in Abhängigkeit des ph- Wertes ihre Farbe ändern. Es sind Säure- Base- Paare, deren Säureform eine andere Farbe als die konjugierte Baseform hat. Indikatorpapiere meist mit Mishungen vershiedener Indikatoren getränkte Spezialpapiere der ph- Wert wird durh Vergleih mit einer ph- Skala auf ± 1 genau abgelesen Indikator Phenolphthalein Methylrot Methylorange Lakmus Bromkresolgrün Tashiro (Mishindikator) Umshlagbereih 8,0-9,8 4,4-6,2 3,1-4,4 5,0-8,0 3,8-5,4 5,6-7,0 Farbe saure Form basishe Form farblos violett rot gelb orange gelb hellrot hellblau gelb blau violett grün

24 Indikatorlösungen saurer Bereih Neutralpunkt basisher Bereih Methyl - Lakmus Phenolphthalein Thymolphthalein Bromkresolgrün Methylrot Tashiro

25 Titration- Analysenmethode zur Bestimmung von Konzentrationen Maßlösung mit genau bekannter Konzentration, z. B. NaOH mit = 0,1 mol/l V NaOH = 23,5 ml Lösung mit unbekannter Konzentration, z. B. HCl + geeigneter Indikator (Tashiro) V HCl = 25 ml HCl + NaOH H 2 O + NaCl n HCl = n NaOH mit n = V gilt: HCl V HCl = NaOH V NaOH NaOH VNaOH HCl VHCl 0, 1mol / l 0, 0235l HCl 0, 025l HCl = 0,94mol/l

26 Titrationskurve HCl + NaOH H 2 O + NaCl Äquivalenzpunkt: bei ph = 7 haben sih gleihe Volumina NaOH mit gleihen Volumina HCl umgesetzt n HCl = n NaOH entspriht dem Umshlagbereih des Indikators Tashiro ph- Wert Zugegebenes Volumen NaOH in ml Umshlagbereih Phenolphthalein Umshlagbereih Tashiro Umshlagbereih Methylrot Äquivalenzpunkt

27 Elektrohemishe ph- Wert- Bestimmung mittels Glaselektrode Verstärker ph Shreiber ph/ H+ H+ =? Hg/ Hg 2 Cl 2 Kalomelelektrode KNO 3 - Lsg. Glaselektrode Kapillare mittels Potentialdifferenz wird der ph- Wert auf ± 10-2 ph- Einheiten genau gemessen

28 LIEBIG um 1838 ARRHENIUS, OSTWALD um 1885 BRØNSTED, LOWRY 1923 LEWIS 1923 PEARSON 1963 Säure- Base- Theorien im Vergleih S: Verbindungen, die durh Metalle zu B: - ersetzenden Wasserstoff enthalten S: spalten in wässriger Lösung H + - Ionen B: spalten in wässriger Lösung OH - - Ionen ab ab Neutralisation H + + OH - H 2 O S: Protonendonatoren B: Protonenakzeptoren Protolysegleihgewiht durh korrespond. S-B-Paar H 3 O + + OH - H 2 O + H 2 O S: elektrophile Verbindungen mit un- B: können freie besetztem äußeren Orbital harte S.: kleine hohgeladene Kationen mit geringer Polarisierbarkeit (H +, Cr 6+, Cl 7+ ) weihe S.: Teilhen mit leiht abspaltbaren Valenzelektronen, niedriger Ladung und großem Atomradius (Ag +, Cu +, I 2 ) Elektronenpaare abgeben harte B.: hohe EN und geringe Polarisierbarkeit (H 2 O, F -, OH -, NH 3 ) weihe B.: geringe EN und größere Polarisierbarkeit (I -, CN -, CO)