Säuren und Basen. Definition nach Brönsted

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1 Säuren und Basen Folie129 Leitung von Strom in wässrigen Lösungen Elektrolyse Beim Lösen in H 2 Dissoziation von kovalenten oder ionischen Bindungen Beispiele: Chlorwasserstoff H H Cl (g) 2 H + (aq) + Cl - (aq) kovalente Bindung Salzsäure H Na + - H (s) 2 Na + (aq) + - H (aq) Natriumhydroxid Natronlauge ( Base) Definition nach Brönsted Säure Protonendonator Base Protonenakzeptor

2 Beispiele von Brönsted-Säuren und -Basen Folie130 H Cl + H 2 H Cl - Säure 1 Base 1 Säure 2 Base 2 Konjugierte Säure/Base-Paare: HCl / Cl - und H 3 + / H 2 + NH 3 + H 2 NH H Base 1 Säure 1 Säure 2 Base 2 Konjugierte Säure/Base-Paare: + NH 4 / NH 3 und H 2 / - H amphotere Eigenschaften (griechisch: amphoteros- beiderlei) H 2 reagiert gegenüber HCl als Base und gegenüber NH 3 als Säure Ampholyt (Amphoterer Elektrolyt) Ampholyt: Aminosäuren R CH C NH 2 H R CH C NH 3 HCl R CH C NH 3 NaH NH 2 R CH C H + Cl + Na + H 2

3 Beispiele von Brönsted-Säuren und -Basen Folie131 HCl einprotonige (einbasige) Säure H Cl + H 2 H Cl - H 2 S 4 zweiprotonige (zweibasige) Säure H 2 S 4 + H 2 H HS H 2 2 H3 + + S 4 2- H 3 P 4 dreiprotonige (dreibasige) Säure H 3 P 4 + H 2 H H 2 P H 2 2 H HP H 2 3 H P 4 3-

4 Nomenklatur und Strukturen von wichtigen Säuren und ihren Anionen Folie132 Säure Anion Chlorwasserstoffsäure HCl Cl - Chlorid (Salzsäure) Bromwasserstoffsäure HBr Br - Bromid Iodwasserstoffsäure HI I - Iodid Cyanwasserstoff H C N Cyanid C N (Blausäure) Schwefelwasserstoff H 2 S H S Hydrogensulfid S 2 Sulfid Schwefelsäure H-S - H S H 3 Hydrogensulfat H 2 S 4 S 2-4 Sulfat schweflige Säure H S H H-S - 2 Hydrogensulfit H 2 S 3 S 2-3 Sulfit Salpetersäure H N N - 3 Nitrat HN 3 salpetrige Säure H N N - 2 Nitrit HN 2 Phosphorsäure H H 2 P - 4 Dihydrogenphophat H H P 3 P 4 HP 2- H 4 Hydrogenphosphat P 3-4 Phosphat phosphorige Säure H H H P 2 P - 3 Dihydrogenphosphit H 3 P 3 H HP 2-3 Hydrogenphosphit

5 Bildung und Strukturen von Säuren Folie133 H 2 C 3 Kohlensäure C 2 Kohlendioxid (Anhydrid der Kohlensäure) Hydrogencarbonat-Anion C + H 2 H H C + H 2 H3 + + H C H C Carbonat-Anion + H 2 2 H C C C C 2- Resonanz-stabilisiertes Anion: alle drei C-Bindungen sind gleich lang und gleich stabil. HN 3 - Salpetersäure H N H N + H 2 H N N N

6 Bildung und Strukturen von Säuren Folie134 H 3 P 4 - Phosphorsäure H H H P + H 2 H + H 2 H + H 2 H H P 2 H3 + + P 3 H P Bildung von H 3 P 4 : P (P 2 5 ) 2 P 4 10 P P P P H 2 4 H 3 P H P H 2 2 H 4 P H 3 P 4 Diphosphorsäure H H P H P H

7 Bildung und Strukturen von Säuren Folie135 H 2 S 4 - Schwefelsäure H S H + H 2 H3 + + S H + H 2 Hydrogensulfat-Anion 2 H S Sulfat-Anion Aufgabe: Stellen Sie mit Hilfe der fehlenden Resonanz-Struktur fest, welche S-, P- oder C-Bindung In dem entsprechenden Anion gleich sind! Bildung von H 2 S 4 : S 3 Schwefeltrioxid, Schwefelsäureamhydrid sehr langsam S 3 (g) + H 2 H 2 S 4 Technischer Prozess: S 3 (g) + H 2 S 4 (l) schnell + H 2 H 2 S 2 7 H 2 S schnell 4

8 Bildung und Strukturen von Säuren H 2 S 3 Schweflige Säure S 2 Schwefeldioxid, Anhydrid der Schwefligen Säure Folie136 H + H 2 + H 2 S H S H H Hydrogensulfit-Anion Bildung von Schwefliger Säure: 2 H S Sulfit-Anion S 2 + H 2 H 2 S 3 R-C 2 H - Carbonsäuren rganische Säuren (schwache Säuren) + H 3 + R C H R C H R = H Ameisensäure Formiat-Anion R = CH 3 Essigsäure Acetat-Anion H 2 C xalsäure C C H H + H 2 H C C H + H 2 C 2 H C xalat-anion

9 Basen Folie137 1) Reaktion von Alkalimetalloxid mit Wasser Na 2 + H 2 + H 2 2 NaH 2 Na (aq) + 2 H (aq) Natriumoxid Natriumhydroxid Natronlauge + H 2 + H 2 K 2 2 KH 2 K (aq) + 2 H (aq) Kaliumoxid Kaliumhydroxid Kalilauge 2) Reaktion von Erdalkalimetalloxiden mit Wasser Ca + H Ca(H) + H 2 Calciumoxid [Ca(H)] (aq) + H (aq) Ca 2+ (aq) + 2 H (aq) Kalk-Brennen Erhitzen CaC 3 (s) - C 2 (g) Calciumcarbonat Ca (s) gebrannter Kalk + H 2 Ca(H)2 (s) gelöschter Kalk kann als Mörtel verarbeitet werden aus der Luft + C 2 (g) CaC 3 (s) + H 2 (l)

10 Anwendung des Massenwirkungsgesetzes (MWG) auf Säure- und Base-Gleichgewichte Folie138 1) Wasser: H 2 ist ein Ampholyt, der sowohl als Säure als auch als Base fungieren kann. Eigendissoziation (Autoprotolyse) H 2 + H 2 H H - Säure1 Base1 Säure2 Base2 MWG: K Gleichgewichtskonstante ist dimensionslos K = [H 3 + ] [H - ] [H 2 ] 2 mol mol l 2 l l mol 2 Da die Konzentrationen [H 3 + ] und [H - ] sehr gering sind, gilt folgende Annahme: Konzentration [H 2 ] = const. K W = K [H 2 ] 2 = [H 3 + ] [H - ] = [mol 2 /l 2 ] Ionenprodukt des Wassers

11 Ionenprodukt des Wassers K W = [H 3 + ] [H - ] = mol 2 /l 2 Folie139 in reinem H 2 : [H 3 + ] = [H - ] = K W = 10-7 mol/l ph = - 10 log [H 3 + ] = - 10 log 10 7 = 7 ph + ph = 14 ph = - 10 log [H - ] = - 10 log 10-7 = -7 ph = ph = 7 (Neutralpunkt) Säure: ph < 7 Base: ph > 7 Beispiel: [H 3 + ] = mol/l ph = - 10 log ( ) = 3.7 ph = 14 - ph = 10.3 Beispiel: [H-] = mol/l ph = - 10 log ( ) = 4.52 ph = 14 - ph = 9.48 ph- und ph-skalen

12 Stärke von Säuren und Basen Folie140 Allgemein: (1) HA + H 2 H A - Säure Gleichgewichtskonstante: K 1 = [H 3 + ] [A - ] [HA] [H 2 ] (2) B + H 2 B H + + H - K 2 = [ B H + ] [H - ] [B] [H 2 ] Base Bei verdünnten wässrigen Lösungen gilt die Annahme [H 2 ] = const. Säurekonstante: K S = K 1 [H 2 ] = [H 3 + ] [A - ] [HA] mol 2 l l 2 mol = mol l ; - 10 log K S = pk S Basenkonstante: K B = K 2 [H 2 ] = [ B H + ] [H - ] mol [B] l ; - 10 log K B = pk B [H 3 + ] [A - ] [HA] [H - ] K S K B = = [H [HA] [A ] [H - ] = K W = ] - 10 log (K S K B ) = - 10 log K S + (- 10 log K B ) = - 10 log K W pk S + pk B = 14

13 pk S -Werte einiger Säure/Base-Paare bei 25 C Folie141

14 Umrechnung von pk B - in pk S -Werte Folie142 Beispiel: Ammoniak ist eine schwache Base NH 3 + H 2 NH H - K B = [NH 4 + ] [H - ] [NH 3 ] -5 = mol l pk S + pk B = 14 pk B = 4.7 pk S = 14 pk B = = 9.3 Korrespondierende Säure: NH H 2 H NH 3 K S = [H 3 + ] [NH 3 ] [NH 4 + ] mol l

15 Folie143 In der Reaktion von Salzen von schwachen Säuren und starken Basen mit starken Säuren lässt sich die nahezu undissoziierte schwache Säure verdrängen. H + aq + Cl - aq + CH 3 C - aq + Na + aq Salzsäure: starke Säure Salz: Natriumacetat CH 3 CH + Na + aq + Cl - aq Essigsäure schwache Säure (undissoziiert) 2 H + aq + S 4 2- aq + Ca 2+ aq + C 3 2- aq Ca 2+ aq + S 4 2- aq + H 2 C 3 C 2 (g) + H 2 Schwefelsäure Calciumcarbonat Calciumsulfat Kohlensäure In der Reaktion von Salzen von schwachen Basen und starken Säuren lässt sich die nahezu undissoziierte schwache Base mit einer starken Base verdrängen. NH 4 + aq + Cl - aq + Na + aq + H - aq NH 3 + H 2 + Na + aq + Cl - aq Ammoniumchlorid Natronlauge Ammoniak Natriumchlorid

16 Berechnung von ph-werten Folie144 a) von starken Säuren: pk S < 1 (vollständig dissoziiert in H 2 -Lösung) [H 3 + ] = [HA] 0 - Ausgangskonzentration der Säure HA ph = - 10 log [HA] 0 Beispiel: 0.1 M HCl [HCl] 0 = 0.1 mol/l ph = - 10 log 0.1 = 1.0 b) von starken Basen B [H - ] = [B] 0 - Ausgangskonzentration ph = 14 - ph = log [B] 0 Beispiel: 0.2 M NaH [NaH] 0 = 0.2 mol/l ph = log 0.2 = 13.3 c) von schwachen Säuren HA K S = [H 3 + ] [A - ] [HA] [H 3 + ] = [A - ] = x [HA] = [HA] 0 - x K S = x 2 x 2 wenn x «[HA] [HA]0 - x 0 [HA]0 [H ] = K S [HA] 0 : ph = ½ (pk S - log [HA] 0 ) Beispiel: 0.1 M CH 3 CH (pk S = 4.8) ph = ½ ( log 0.1) = 2.9 d) von schwachen Basen B ph = 14 - ½ (pk B - 10 log [B] 0 ) Beispiel: 0.2 M NH 3 (pk B = 4.8) ph = 14 - ½ ( log 0.2) = 11.3

17 Folie145 ph-bereiche in verschiedenen Nahrungsmitteln und Körperflüssigkeiten neutral sauer basisch

18 Neutralisation Folie146 Säure + Base Salz + Wasser H 3 + aq + Cl - aq + Na + aq + H - aq H 3 + aq + H - aq Na + aq + Cl - aq + 2 H 2 2 H 2 exothermer Prozess Reaktionsenthalpie: H = kj/mol Salze von starken Basen und Säuren reagieren neutral. Beispiele: NaCl, CaS 4, NaN 3 jedoch: Salze von schwachen Säuren und starken Basen reagieren basisch. Beispiel: Na + aq + CH 3 CH - aq + H 2 Na + aq + H - + CH 3 CH Natriumacetat Essigsäure (schwache Säure) liegt vorwiegend undissoziiert vor Salze von starken Säuren und schwachen Basen reagieren sauer. Beispiel: NH Cl - + H 2 NH 3 + H Cl - Ammoniumchlorid Ammoniak Frage: Wie reagieren NaHC 3, Na 2 C 3, Na 2 S 4, Na 3 P 4, (NH 4 ) 2 S 4

19 Messung von ph-werten a) mit ph-metern (Messung von ph-abhängigen elektrochemischen Potentialen Folie147 b) mit Indikatoren (H-Ind) H-Ind + H 2 H Ind - [H 3 + ] [Ind - ] [H-Ind] MWG: K Ind = ; [H 3 + ] = K Ind ph = pk Ind - 10 log [H-Ind] [Ind - ] [H-Ind] [Ind - ] Beim Umschlagspunkt:[H-Ind] = [Ind - ]: ph = pk Ind Beispiele für Indikatoren im Sauren im Basischen Umschlagspunkt Lackmus rot blau violett bei ph = 5-7 Methylorange rot gelb orange bei ph = 3-5 Phenolphthalein farblos rot rot-violett bei ph = 8-10

20 H-Ind Methylorange Folie148 H CH 3 3 S N N N Ind CH 3 + H CH S N N N + H 3 + CH 3 H CH 3 gelb 3 S N N N CH 3 rot K Ind = mol/l; Umschlagspunkt wenn [H-Ind] = [Ind - ] ist: ph = pk Ind = 3.5 Farbe: orange Phenolphthalein H H farblos ph < H rot ph > 9 Universalindikator-Papier

21 Säure / Base - Titration Folie149 Experiment: Gibt man zur Lösung einer größeren Menge einer starken Säure kleine Portionen einer starken Base Hinzu, dann ändert sich der ph-wert der Mischung zunächst wenig bis kurz vor dem Äquivalenzpunkt: Beispiel: 10 ml 0.1 M HCl: [H 3 + ] = [HCl] 0 = 0.1 ph = 1 nach Zugabe von 9.0 ml 0.1 M NaH: [H 3 + ] = [HCl] 0 [NaH] = = 0.01 ph = 2 nach Zugabe von 9.9 ml 0.1 M NaH: [H 3 + ] = = ph = 3 nach Zugabe von 10 ml 0.1 M NaH: [H 3 + ] = [H - ] = 10-7 : ph = 7 (Neutralpunkt)

22 Titration von starker Säure mit starker Base Folie150 ph = 7 Umschlagbereich von Phenolphthalein ph = 8-10 Umschlagbereich von Methylorange ph 3-5 AnfangspH = - 10 log [HCl] 0 = 1 Titrationskurve von Salzsäure (10 ml 0.1 M HCl mit 0.1 M NaH)

23 Titration von schwacher Säure mit starker Base Folie151 ph = 9.2 Umschlagbereich von Phenolphthalein geeignet Anfangs-pH = ½ (pk S - log [HA] 0 = ½ (4.8 - log 0.1) = 2.9 Umschlagbereich von Methylorange als Indikator ungeeignet für die Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base Titrationskurve von Essigsäure (10 ml 0.1 M CH 3 CH mit 0.1 M NaH)

24 Titration von schwacher Säure mit schwacher Base Folie152 Titrationskurve für die Titration von 50.0 ml Essigsäure (0.1 mol/l) mit Ammoniak-Lösung (0.1 mol/l)

25 Titration von schwacher Base mit starker Säure Folie153 Titrationskurve für die Titration von 50.0 ml Ammoniak-Lösung (0.1 mol/l) mit 0.1 M HCl

26 Gehaltsbestimmung von Säuren und Basen mittels Titration Folie154 Aufgabe: In 50 ml Magensaft soll der unbekannte HCl-Gehalt (in g) bestimmt werden. Experimentelle Lösung: Die 50 ml Magensaft werden mit einer Lösung von 0.1 M Natronlauge titriert. Der mit einem Indikator bestimmte Äquivalenzpunkt ist erreicht nach Verbrauch von 20 ml 0.1 M NaH. Berechnung des HCl-Gehaltes des Magensaftes: 0.1 M NaH 0.1 mol NaH in 1 l = 1000 ml Lösung X mol NaH in 20 ml Lösung X = = = mol = 2 mmol In 50 ml Magensaft sind 2 mmol HCl 1 mol HCl 36.5 g HCl 1 mmol 36.5 mg; 2 mmol = = 73.0 mg HCl

27 Neutralisation von mehrbasigen (mehrprotonigen) Säuren und mehrsäurigen Basen Folie155 Beispiele: H 2 S NaH Na 2 S H 2 H 3 P NaH Na 3 P H 2 Ca(H) HCl CaCl H 2 Al(H) HCl AlCl H 2 Eine 1 N Lösung einer Säure oder Base entspricht einem Moläquivalent von H bzw. H - -Ionen. 1 N HCl : 1 M HCl : 1 normale Salzsäure 1 N H 3 P 4 = 3 1/ 3 M H 3 P 4 : 1 normale Phosphorsäure Beziehung zwischen Normalität und Molarität bei einigen Säure- bzw. Basenlösungen