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 + H 2 O 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 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 3 O + B + H 2 O BH + + OH -
Die Säure- und Base-Gleichgewichte Starke Säuren und Basen: 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 - Säure- und Base-Gleichgewichte: Quantitative Beschreibung HA + H 2 O A - + H 3 O + Anwendung des Massenwirkungsgesetzes: + [ H3O ] [ A ] + = K [ HA] [ H O] c [ H3O ] [ A ] K c 2 [ ] [ H2O] HA pk S = -log K S = = K S Für konjugierte Säure-Base Paare gilt: HA + H 2 O A + H 3 O + A + H 2 O HA + OH pk S + pk B = pk W je stärker eine Säure, desto schwächer ist die konjugierte Base
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 Die Säure- und Base-Konstante sehr starke Säure (Base) pk S (pk B ) - 1.74 starke Säure (Base) - 1.74 < pk S (pk B ) 4.5 schwache Säure (Base) 4.5 < pk S (pk B ) 9.5 sehr schwache Säure (Base) 9.5 < pk S (pk B ) 15.74 extrem schwache Säure (Base) pk S (pk B ) 15.74
Reaktivität starken und schwacher Säuren 2HX + Mg Mg 2+ + 2X + H 2 1M CH 3 COOH 1M HCl 1M CH 3 COOH 1M HCl 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 + [ 5 + H 3O ] [ CH 3COO ] = K S = 1.8 10 [ CH COOH ] 3 + [ H3O ] = [ CH 3COO ] M [ 3 + H 3O ] = K S [ CH COOH ]
ph-wert Berechnung für schwache Säuren / Basen 0.1 mol/l CH 3 COOH: CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + [ CH COOH + 3 COOH ] = [ CH 3COOH ] 0 [ H 3O ] [ CH 3 ] 0 + [ H O ] = K [ CH ] 3 S 3COOH 0 ph = 1 ( 2 pk ph = S log([ CH COOH 3 ] 1 (4,75 + 1) = 2,87 2 0 ) 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: Schwache Base: [H 3 O + ] < [HA] ph = ½ (pk S - log c 0 (Säure)) [OH - ] < [B] poh = ½ (pk B - log c 0 (Base)) ph = 14 - poh
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 Titration Der Titrationsgrad entspricht dem Molverhältnis der zugegebenen Base und der vorgelegten Säure (bzw. umgekehrt). 1 = Äquivalenzpunkt ph bei Titrationsgrad = 1 2 = Neutralpunkt (definitionsgemäß ph = 7)
Titration Bei mehrprotonigen Säuren / mehrbasigen Basen gibt es mehrere Äquivalenzpunkte Titration Generelles Vorgehen zum Berechnen von ph-werten für unterschiedliche Titrationsgrade
Neutralisation Titrationskurve Reaktion einer starken Säure (HCl) mit einer starken Base (NaOH) Reaktion einer starken Säure (HCl) mit einer starken Base (NaOH) Start: 0,1 M HCl ph = -log 10-1 = 1 Neutralisation Titrationskurve (Vernachlässigung des Volumeneffektes) 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)
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)) = 2,9 Neutralisation Reaktion: schwache Säure (Essigsäure) mit starker Base (NaOH) 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)
Pufferlösungen Mischungen aus gleichen Anteilen einer schwachen Säure und ihrer korrespondierenden (starken) Base, bzw. aus einer schwachen Base und ihrer korrespondierenden 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. 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] K S [A ] Henderson-Hasselbalch ph = pk S + lg [A ] [HA] Äquimolare Mengen: [A - ] = [HA] [H + ] = K S ph = pk S
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! 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 3 O + HCO 3 - + H 2 O CO 3 2- + H 3 O +
wichtige Begriffe: Stärke von Säuren und Basen pk S - und pk B -Wert ph-wert Berechnung für starke / schwache Säuren und Basen Titrationskurven, Äquivalenzpunkt, Neutralpunkt Puffer, Pufferbereich, Pufferkapazität, Henderson-Hasselbalch-Gleichung