ph-wert Berechnung für starke Säuren / Basen 0.1 mol/l HCl: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl starke Säure, vollständige Dissoziation [H 3 O + ] = 10 1 mol/l; ph = 1 0.1 mol/l NaOH: NaOH Na + aq + OH starke Base, vollständige Dissoziation [OH ] = 10 1 mol/l; poh = 1; ph = 13 H 2 SO 4 + 2 H 2 O 2 H 3 O + + SO 2 0.005 mol/l H 2 SO 4 : 4 starke Säure, vollständige Dissoziation [H 3 O + ] = 2 0.005 mol/l = 0.01 mol/l = 10 2 mol/l; ph = 2 1
Die Säure- und Base-Gleichgewichte Die Stärke einer Säure oder einer Base ist durch ihre Neigung zur Protonenaufnahme oder -abgabe gekennzeichnet. HA A - + H + Die Stärke von Säuren und Basen lässt sich nicht absolut sondern nur relativ bestimmen. Bezugsgröße ist Wasser: HA + H 2 O A - + H O + B + H O BH + + OH - 3 2 2
Die Säure- und Base-Gleichgewichte Starke Säuren und Basen sind vollständig dissoziiert HA + H 2 O A - + H 3 O + B + H 2 O BH + + OH - Schwache Säuren und Basen HA + H 2 O A - + H 3 O + B + H 2 O BH + + OH - 3
Säure- und Base-Gleichgewichte: Quantitative Beschreibung HA + H 2 O A - + H 3 O + Anwendung des Massenwirkungsgesetzes: H 3 O HA A K S pk S = -log K S Für konjugierte Säure-Base Paare gilt: HA + H O A + H O + 2 3 A + H 2 O HA + OH pk S pk B pk W Je stärker eine Säure, desto schwächer ist die konjugierte Base 4
pk S -Werte einiger Säuren Essigsäure (CH 3 COOH) als typisches Beispiel für schwache Säure Mehrprotonige Säure (z.b. Kohlensäure, H 2 CO 3 ): ein pk S pro Deprotonierungsschritt 5
Die Säure- und Base-Konstante sehr starke Säure (Base) pk S (pk B ) - 1.74 starke Säure (Base) schwache Säure (Base) - 1.74 < pk S (pk B ) 4.5 < pk S (pk B ) 4.5 9.5 sehr schwache Säure (Base) extrem schwache Säure (Base) 9.5 < pk S (pk B ) 15.74 pk S (pk B ) 15.74 6
ph-wert Berechnung für schwache Säuren / Basen schwache Säure, unvollständige Dissoziation Beispiel Essigsäure: CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + [H 3 O ] [CH 3 COO ] [CH 3 COOH] 5 K S 1.8 10 M [H O ] [CH COO ] 3 3 [H O ] K [CH COOH] 3 S 3 ph = ½ (pk S - log c 0 (Säure)) 7
ph-wert Berechnung für schwache Säuren / Basen 0.1 mol/l CH 3 COOH: ph=? 5 K S 1.8 10 M
ph-wert Berechnung für schwache Säuren / Basen 0.1 mol/l CH 3 COOH: ph=? CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + [CH 3 COOH] [CH 3 COOH] 0 [H O ] [CH COOH] 3 3 0 [H O ] K [CH COOH] 3 S 3 0 [H O ] 1,3 x 10-3 M 3 ph 2,87 5 K S 1.8 10 M 9
Formeln zur ph-wert Berechnung I Starke Säure: [HA] = [H 3 O + ] ph = - log c 0 (Säure) Starke Base: [B] = [OH - ] poh = - log c 0 (Base) ph = 14 - poh Schwache Säure: [H 3 O + ] [HA] ph = ½ (pk S - log c 0 (Säure)) Schwache Base: [OH - ] [B] poh = ½ (pk B - log c 0 (Base)) ph = 14 - poh 10
Titration Titration: Allmähliche Zugabe einer Base zu einer Säure (Alkalimetrie) oder umgekehrt einer Säure zu einer Base (Azidimetrie). Titrationskurve: Messkurve des ph-werts während des Fortschritts der Titration 11
Titration Der Titrationsgrad entspricht dem Molverhältnis der zugege- benen Base und der vorgelegten Säure (bzw. umgekehrt). 1 = Äquivalenzpunkt ph bei Titrationsgrad = 1 2 = Neutralpunkt (definitionsgemäß ph = 7) 12
Titration Bei mehrprotonigen Säuren / mehrbasigen Basen gibt es mehrere Äquivalenzpunkte, Beispiel Phosphonsäure 13
Titration Generelles Vorgehen zum Berechnen von ph-werten für unterschiedliche Titrationsgrade 14
Neutralisation Titrationskurve Reaktion einer starken Säure (HCl) mit einer starken Base (NaOH) 15
Neutralisation Titrationskurve Reaktion einer starken Säure (HCl) mit einer starken Base (NaOH) (Vernachlässigung des Volumeneffektes) Start: 0,1 M HCl ph = -log 10-1 = 1 1: 0,1 M NaCl-Lösung ph = 7 vale Ende: 0,1 M NaOH poh = -log 10-1 = 1 ph = 14 poh = 13 1 = Äquivalenzpunkt; 2 = Neutralpunkt (ph = 7) 16
Neutralisation Titrationskurve Reaktion einer starken Säure (HCl) mit einer starken Base (NaOH) Was ist der ph wenn 50 ml 0,1 M NaOH mit 100 ml 0,1 M HCl gemischt wird? 16
Neutralisation Reaktion: schwache Säure (Essigsäure) mit starker Base (NaOH) 17
Neutralisation Reaktion: schwache Säure (Essigsäure) mit starker Base (NaOH) Start: 0,1 M CH 3 COOH ph = ½ (pk S - log C 0 ) = ½ (4,75 - (-1)) = 2,8 1: 0,1 M NaCH 3 COO- Lösung poh = ½ (pk B - log C 0 ) = ½ (9,25 +1) ph = 14 5,1 = 8,9 1,5 3 = Pufferpunkt; ph = pk S schraffiert: Pufferbereich (pk S 1) 1 = Äquivalenzpunkt; 2 = Neutralpunkt (ph = 7) 18
Neutralisation Reaktion: schwache Säure (Essigsäure) mit starker Base (NaOH) Was ist der ph wenn 50 ml 0,1 M NaOH mit 100 ml 0,1 M Essigsäure gemischt wird? 18
Pufferlösungen Mischungen aus gleichen Anteilen einer schwachen Säure und ihrer konjugierter (starken) Base, bzw. aus einer schwachen Base und ihrer konjugierter Säure werden Pufferlösungen genannt. Sie sind in der Lage sowohl H + - als auch OH -Ionen zu binden und halten daher den ph-wert in weiten Konzentrationsbereichen konstant (nur geringe Änderungen). Quantitativ werden Pufferlösung durch die Henderson- Hasselbalch-Gleichung beschrieben. 21
Pufferformel - Henderson-Hasselbalch-Gleichung Die Puffergleichung nach Henderson-Hasselbalch ergibt sich aus der Protolyse einer schwachen Säure: HA + H 2 O H 3 O + + A - [H + ] [A ] [HA] = K S [H + ] = [HA] [A ] K S Henderson-Hasselbalch ph = pk S + lg [A ] [HA] Äquimolare Mengen: [A - ] = [HA] [H + ] = K ph = pk S S 22
Eigenschaften von Puffersystemen ph = pk S + lg [A ] [HA] - der ph-wert von Pufferlösungen bleibt beim Verdünnen konstant Pufferbereich: Einsatzbereich von Pufferlösungen: ph = pk S 1 Pufferkapazität: - Menge an Säure oder Base, die zugegeben werden muss, um ph-wert um eine Einheit zu verändern. - Gleiche Volumina verschieden konzentrierter Pufferlösungen unterscheiden sich in ihrer Pufferkapazität - Je größer die Konzentration der Puffersubstanzen, umso größer die Pufferkapazität! 21
Ein wichtiges Puffersystem: Kohlensäure / Carbonat H 2 CO 3 / HCO 3 - puffert biologische und geologische Systeme bei ph~6-7: CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H 2 CO 3 + H 2 O HCO 3 - + H 2 O HCO 3 - + H 3 O + CO 3 2- + H 3 O + 24