0.1 Protolyse-Gleichgewichte

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1 1 0.1 Protoyse-Geichgewichte Protoysereaktionen Protonen-Donatoren Teichen, die bei einer Reaktion Protonen abgeben Protonen-Akzeptoren Teichen, die bei einer Reaktion Protonen aufnehmen Protoyse-Übergang H 3 P O 4 + OH H 2 P O 4 + H 2 O Eine Säure und die aus ihr durch Abgabe eines Protons hervorgegangene Base biden ein korrespondierendes Säure/Base- Paar. Säure Protonen-Abgabe Protonen-Aufnahme Korrespondierende Base Amphoyte Teichen, die je nach Reaktionspartner as Säure oder Base reagieren Beispie: H 3 O + H 2 O OH Protonen-Donatoren Neutrasäuren: HC, H 2 SO 3, H 2 SO 4, H 2 CO 3, H 2 O, H 3 P O 4 Kationsäuren: NH 4 +, H 3 O + Anionsäuren: H 3 P O4, HSO4, HSO3, HCO3 Protonen-Akzeptoren Neutrabasen: NH 3, H 2 O Anionbasen: OH, SO4 2, HSO4, P O Autoprotoyse des Wassers H 2 o + H 2 O H 3 O + + OH

2 2 Massenwirkungsgesetz K c = c(h 3O + )c(oh ) c 2 (H 2 O) c(h 3 O + ) = c(oh 7 mo V = 1 ϱ = 0,998 kg T = 25 C M = 18 g mo m = 0,998 kg 1 = 998g n = 998g 18 g = 55,5mo mo c(h 2 O) = 55,5 mo K c =... = 3, Ionenprodukt des Wassers MWG: K c = c(h 3O + )c(oh ) c 2 (H 2 O) K c c 2 (H 2 O) = c(h 3 O + )c(oh ) K w = c(h 3 O + )c(oh ( ) 14 mo 2 bei T = 25 C Das Ionenprodukt K w des Wassers ist die Konstante aus dem Produkt der Konzentration der Oxonium-Ionen (H 3 O + ) und der Hydroxid- Ionen (OH ). Sie git nur in verdünnten wässrigen Lösungen und ist von der Temperatur abhängig. In neutraen Lösungen c(h 3 O + ) = c(oh ) K w = c 2 (H 3 O + ( 14 mo c(h 3 O + 7 mo In sauren Lösungen c(h 3 O + ) > 10 c(oh ) < 10 7 mo 7 mo In akaischen Lösungen c(h 3 O + 7 mo ) < 10 c(oh ) > 10 7 mo ) 2

3 Der ph-wert Definition ph = g c(h 3 O + ) c(h 3 O + ph mo Entsprechend: poh = g c(oh ) c(oh poh mo ph + poh = 14 bei T = 25 C 0.2 ph- und poh-wert starker Säuren und Basen HC, HNO 3, H 2 SO 4, H 3 P O 4, HCO 4 HA + H 2 O H 3 O + + A Bei einer starken Säure iegt das Geichgewicht weit auf der Seite der Produkte Säure- und Basenkonstante Säurekonstante HA + H 2 O H 3 O + + A MWG: c(h 3O + )c(a ) c(ha)c(h 2 O) = K c K c c(h 2 O) = c(h 3O + )c(a ) c(ha) pk s = g K s = K s (Säurekonstante) Je größer K s, desto stärker ist die Säure. Je größer pk s, desto schwächer ist die Säure. Basenkonstante A + H 2 O HA + OK MWG: K c = c(ha)c(oh ) c(a )c(h 2 O) K c c(h 2 O) = K b = c(ha)c(oh ) c(a ) pk b = g K b (Basenkonstante) Je größer K b, desto stärker ist die Base. Je größer pk b, desto schwächer ist die Base.

4 4 Für ein korrespondierendes Säure/Base-Paar git K s K b = c(h 3O + )c(a ) c(ha)c(oh ) c(ha) c(a ) pk s + pk b = pk w = 14 = c(h 3 O + )c(oh 14 mo2 ) = K w = 10 2 Vorhersagen für Protoysereaktionen Berechnung des ph-werts von Säuren und Basen a) Berechnung des ph-werts einer starken Säure (pks < 3,5) Bei starken Säuren (anaoges git für Basen) veraufen die Protoysen praktisch voständig. c G (H 3 O + ) = c 0 (HC) ph = g c 0 (HC) = g c G (H 3 O + ) b) Berechnung des ph-werts einer schwachen Säure (pks > 3,5) Die Protoyse veräuft nicht voständig. HA + H 2 O H 3 O + + A K s = c G(A )c G (H 3 O + ) c G (HA) c G (A ) = c G (H 3 O + ) c G (HA) c 0 (HA) K s = c2 G (H 3O + ) c 0 (HA) c G (H 3 O + ) = K s c 0 (HA) c G (H 3 O + ) = [K s c 0 (HA)] 1 2 ph = 1 2 [pk s g c 0 (HA)] Anaog git für schwache Basen: poh = 1 2 [pk b g c 0 (A )] Beispiee zur Berechnung: Ammoniak: c 0 (NH 3 ) = 0,5 mo Essigsäure: c 0 (HAc) = 0,1 mo Sazsäure: c 0 (HC) = 0,1 mo

5 5 Säure/Base-Indikatoren Versuch: Baukrautsaft zeigt in Abhängigkeit des ph-werts unterschiediche Farben. Versuch: Testen verschiedener Indikatoren a) Wirkungsweise eines Indikators HInd + H 2 O H 3 O + + Ind Säure/Base-Indikatoren sind Farbstoffe, die as schwache Säure oder Base fungieren. Die Indikator-Säure (HInd) und die korrespondierende Indikator-Base (Ind ) unterscheiden sich in ihrer Phase. Der Farbumschag wird durch eine Protoysereaktion verursacht. Protoysereaktionen Saze starker Basen und starker Säuren reagieren in wässriger Lösgung neutra. Saze schwacher Basen und starker Säuren reagieren in wässriger Lösung sauer. Saze starker Basen und schwacher Säuren reagieren in wässriger Lösung basisch. Puffersysteme a) Definition Puffersysteme sind Lösungen schwacher Säuren (Basen) und ihrer korrespondierenden Basen (Säuren). Sie ändern ihren ph-wert bei Zugame von H 3 O + -Ionen (OH -Ionen) nur wenig. HA + H 2 O H 3 O + + A b) Anwendung des Massenwirkungsgesetzes K s = c(h 3O + )c(a ) c(h c(ha) 3 O + c(ha) ) = K s c(a ) ph = pk s g c(ha) c(a ) (Henderson-Hassebach-Geichung) Für ein äquimoares Gemisch git: ph = pk s c) Bioogische Bedeutung Puffermischung des Bodens, Pufferung im But Versuch Titration einer schwachen Säure

6 6 Skizze c(oh ) = 1 mo (Natronauge) c 0 (HAc) = 0,1 mo (Essigsäure) Berechnung des Start-pHs ph = 1 2 [pk s g c 0 (HAc)] = 2,87 Messwerttabee/Graph Habtitration Messergebnise Messwerte 10 8 ph V(NaOH)/m [Habäquivaenzpunkt bei V (N aoh) = 5m, Äquivaenzpunkt bei V (NaOHm Bei V (NaOH) = 0: n(hac) = 0,01mo Beim Habäquivaenzpunkt: n(hac) = 0,005mo, n(ac ) = 0,005mo Beim Äquivaenzpunkt: n(ha) = 0mo, n(ac ) = 0,01mo] HAc + OH H 2 O + Ac ph am Habäquivaenzpunkt: n(hac) = n(ac ) c(hac) = c(ac ) ph = pk s = 4,74

7 7 ph am Äquivaenzpunkt: n(ac ) = 0,01mo pk b (Ac ) = 9,26 V = 0,11 ph = 14 poh poh = 1 2 [pk b g c 0 (Ac )] c 0 (Ac ) = n(ac ) V [ ] ph = 14 1 pk 2 b g n(ac ) = 8,85 V