Praktikumsrelevante Themen

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1 Praktikumsrelevante Themen Säuren und Basen Säure-Base-Konzepte Säure-Base-Gleichgewichte Säurestärke, Basenstärke ph-, poh-, pk-werte Pufferlösungen Titrationen 1

2 Säure-Base-Definition nach ARRHENIUS (1883) Nachteil: Beschränkung auf Wasser starker Enthalpiegewinn durch Hydratation H + liegt in wässriger Lösung immer hydratisiert vor. Häufig wird vereinfachend aber H + statt H 3 O + geschrieben. Folgende Schreibweisen sind Synonyme für die Wasserstoffionen- Konzentration: c(h 3 O + ) c(h + ) [H + ] 2

3 Säure-Base-Definition nach BrØnsted-Lowry I nicht beschränkt auf Wasser als Lösungsmittel Je stärker die Säure, desto schwächer die konjugierte Base 3

4 Mineralsäuren und -Basen 4

5 Stärke von Säuren und Basen Wasser hat nivellierenden Effekt: stärkste Säure in Wasser = H 3 O + stärkste Base in Wasser = OH - Säure- und Basenstärke sind lösungsmittelabhängig: Dissoziationsgrad von 1m CH 3 COOH in Wasser bei 25 C: 0.42 % in NH 3 : 100 % CH 3 COOH + H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - CH 3 COOH + NH 3 NH 4+ + CH 3 COO - Gleichgewicht liegt immer auf der Seite der schwächeren Säure bzw. Base 5

6 Säurestärke und Molekülstruktur I Säuren ohne H-O-Bindung Säurestärke ist abhängig von Elektronegativität und Atomradius innerhalb der Periode mit steigender Elektronegativität (von links nach rechts) steigt Säurestärke NH 3 < H 2 O < HF PH 3 < H 2 S < HCl innerhalb der Gruppe mit steigendem Atomradius (von oben nach unten) wird Elektronenwolke diffuser, Anziehungskraft auf H + sinkt H 2 O < H 2 S < H 2 Se < H 2 Te HF < HCl < HBr < HJ 6

7 Säurestärke und Molekülstruktur II Oxosäuren Enthalten die Einheit H-O-Z, so wird die Säurestärke bestimmt durch die Elektronegativität von Z (Fähigkeit, Bindungselektronen anzuziehen) H-O-I < H-O-Br < H-O-Cl Je mehr O-Atome an Z, desto stärker die Säure Je höher die formale Ladung von Z, desto stärker die Säure Formale Ladung = Zahl der Valenzelektronen des neutralen Atoms (PSE-Gruppe) Zahl der verbleibenden e - nach homolytischer Bindungsspaltung) Formale Ladung am Chlor 7

8 Stärke von Oxosäuren Allgemeine Formel für Oxosäuren: (HO) n ZO m Säurestärke ist abhängig von m, aber nahezu unabhängig von n 8

9 Säure-Base-Definition nach Lewis Moleküle oder Atome mit unvollständigem Elektronenoktett Metallatome oder -ionen mit unvollständig gefüllten d-orbitalen Verbindungen von Elementen bei denen eine Erweiterung der Valenzelektronenschale möglich ist Verbindungen mit stark elektronegativen Substituenten 9

10 Säure-Base-Gleichgewichte 10

11 Die Autoprotolyse des Wassers c H3O+ c OH- = K c c 2 H2O = K w Kw = 1, mol 2 l -2 Ionenprodukt des Wassers K w = [H + ] [OH - ] = 1, mol 2 l -2 [H + ] = [OH - ] 1, mol l -1 Einführung logarhitmischer Größen zweckmäßig 11

12 Der ph-wert (potentia hydrogenii) Reines Wasser: Der ph-wert ist der negative dekadische Logarithmus der H + -Konzentraion [H + ] = [OH - ] = 1, mol l -1 ph = poh = 7 (25 C) [OH - ] / mol l -1 [H 3 O + ] / mol l ph pk W = ph + poh = 14 Lösen von Säuren in Wasser ph < 7, poh > 7 Lösen von Basen in Wasser ph > 7, poh < 7 12

13 Dissoziationskonstanten von Säure und konjugierter Base Dissoziation der Säure HA + H 2 O A - + H 3 O + HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + Dissoziation der konjugierten Base A - + H 2 O HA + OH - Cl - + H 2 O HCl + OH - K = [A - ] [H 3 O + ] [HA] [H 2 O] [A - ] [H 3 O + ] K S = [HA] K = [HA] [OH - ] [A - ] [H 2 O] [HA] [OH - ] K B = [A - ] Ersetzen von [H 3 O + ] bzw. [OH - ] durch K W K S K B = K W = mol 2 l -2 pk S + pk B = pk W = 14 13

14 Beispiele 14

15 Schwache Säuren und Basen (Elektrolyte) Schwache Elektrolyte sind in Wasser unvollständig dissoziert [A - ] [H + ] HA A - + H + K S = [HA] = [HA] [HA] 0 [A - ] [A - ] = [H + ] Das Gleichgewicht liegt auf der linken Seite. Häufig wird der Dissoziationsgrad in % angegeben. Dissoziationsgrad α = [A - ] [HA] 0 [HA] 0. Gesamtkonzentration vor der Dissoziation K S = [HA] 0 α α Ostwald sches Verdünnungsgesetz wenn α << 1 gilt näherungsweise: α = K S [ HA] 0 Schwache Elektrolyte dissoziieren stärker mit zunehmender Verdünnung 15

16 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 16