Säuren und Basen Säure-Base- Definition n. Arrhenius Säuren sind Verbindungen, die in Wasser in Protonen (H +, positiv geladene Wasserstoffionen) und in negativ geladene Säurerestionen dissoziieren (zerfallen). H 2 O H 2 SO 4 2 H + 2- (aq) + SO 4 (aq) Für den sauren Charakter einer Säure sind demnach allein die dissoziierenden Protonen verantwortlich. Man unterscheidet weiter in sauerstoffhaltige Säuren und sauerstofffreie Säuren. Heute ist bekannt, dass Protonen in wässriger Lösung nie allein, sondern stets in Verbindung mit einem Wassermolekül auftreten. Zusammen bilden sie das stabile Oxoniumion (H 3 O + ), so dass eine Säuredissiziationsgleichung korrekt lauten muss: H 2 O HCl + H 2 O H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Basen (Laugen) sind Verbindungen, die in Wasser in Hydroxidionen (OH-) und positiv geladenen Metallionen dissoziieren. Aufgaben: H 2 O NaOH Na + (aq) + OH - (aq) 1. Welche der folgenden Verbindungen sind Säuren, Basen oder keines von beiden? 1. KCl 2. HF 3. HNO3 4. KOH 5. H 2 SO 3 6. NaOH 7. H 3 PO 4 2. Erstelle die korrekten Dissoziationsgleichungen der Säuren und Basen!
Säuren und Basen Säure-Base- Definition n. BrØnsted (Erweitete Säure Base Def.) Säuren sind Stoffe, die Protonen abgeben können (Protonendonatoren, lat. donator = Spender) Basen sind Stoffe, die Protonen aufnehmen können (Protonenakzeptoren, lat. Acceptor = Empfänger) Damit ergibt sich, dass jede Säure durch Abgabe eines Protons zu einer Base wird. Diese kann nämlich, und damit ist sie nach BrØnsted ein Protonenakzeptor, in der Rückreaktion wieder ein Proton aufnehmen. Umgekehrt wird jede Base durch Aufnahme eines Protons zu einer Säure, die ihr hinzugewonnenes Proton bei geeigneten Bedingungen wieder abgeben kann. Zu jeder Säure existiert also eine Base, die ein Proton weniger besitzt, und zu jeder Base eine Säure, die über ein Proton mehr verfügt. Man spricht deshalb auch von konjugierten oder korrespondierenden Säure-Base-Paaren. (z.b. HCl/Cl - ; HNO 3 - /NO 3 - etc.) Aufgaben: Ergänze die folgende Aufstellung Säure Base + Proton HCl Cl - + H + H 2 SO 4 2- SO 4 HNO 3 HS - + NH 4
Der ph-wert -1 Der ph-wert ist ein Maß für die Konzentration an Wasserstoffionen bzw. Oxoniumionen (H 3 O + -Ionen) und macht damit eine Aussage, ob eine Lösung sauer, neutral oder alkalisch ist. Die Definition des ph-wertes: Der ph-wert ist der negative dekadische Logarithmus des Zahlenwertes der H + Ionen-Stoffmengenkonzentration (mol/l) bzw. der Oxoniumionenkonzentration. ph = - log c(h + ) bzw. ph = - log c(h 3 O + ) Der ph-wert erstreckt sich bei 20 C vom sauren Wert ph=0 über den neutralen Wert ph=7 bis zum alkalischen Wert ph=14. ph-werte und poh-werte ergänzen sich zu 14, d.h. wenn der ph-wert 2 ist, beträgt der poh-wert 12. Aufgaben: 1. Wie ist die Konzentration der Oxoniumionen (mol/l) in der Lösung, wenn der ph-wert 1,0 5,0 5,5 6,5 8,0 13,0 beträgt? 2. Wie lauten die dazugehörigen poh-werte und wie ist die Konzentration der OH - -Ionen in der Lösung? 13,0 9,0 8,5 7,5 6,0 1,0 3. Wie hoch ist die Konzentration an H + (H3O + )-Ionen und OH - -Ionen bei ph=4,0?
Lösungsblatt zum ph-wert - 1 Aufgaben: 1. Wie ist die Konzentration der Oxoniumionen (mol/l) in der Lösung, wenn der ph-wert 1,0 0,1 5,0 0,00001 5,5 0,000003162 6,5 0,000000316 8,0 0,00000001 13,0 beträgt? 0,0000000000001 2. Wie lauten die dazugehörigen poh-werte und wie ist die Konzentration der OH - -Ionen in der Lösung? 13,0 0,0000000000001 9,0 0,000000001 8,5 0,000000003 7,5 0,000000032 6,0 0,000001 1,0 0,1 3. Wie hoch ist die Konzentration an H + (H3O + )-Ionen und OH - -Ionen bei ph=4,0? H + = 0,0001 mol/l poh = 14 4 = 10 OH - = 0,0000000001
Der ph-wert - 2 Aufgaben: 1. Wie groß ist die Konzentration von H + (aq)-ionen in reinem Wasser (22 C)? (H + (aq) ist die vereinfachte Schreibweise für H 3 O + (aq).) 2. Wie groß ist die OH - (aq)-ionenkonzentration in einer wässrigen Lösung, deren H + (aq)- Ionenkonzentration 10-3 ist? 3. Welchen ph-wert hat eine 0,0001-molare Salzsäure? 4. Welchen ph-wert hat eine 0,0001-molare Kalilauge? 5. Wie groß ist die Konzentration an H + (aq)-ionen einer Lösung mit dem ph-wert 5? Wie groß ist die OH - (aq)-ionenkonzentration dieser Lösung? 6. Welchen ph-wert hat Schwefelsäure, die in einem Liter Lösung 0,05 mol H 2 SO 4 enthält? 7. Essigsäure ist eine schwach dissiziierte einprotonige Säure. In einer 0,01-molaren Lösung sind nur 4% der Moleküle dissoziiert. Welchen ph-wert hat diese Lösung? 8. Wie viel 0,01-molare Salzsäure muss zu 100 ml Natronlauge gegeben werden, deren ph-wert 11 ist, um den ph-wert 7 zu erreichen?
Lösungsblatt zum ph-wert - 2 Aufgaben: 1. Wie groß ist die Konzentration von H + (aq)-ionen in reinem Wasser (22 C)? (H + (aq) ist die vereinfachte Schreibweise für H 3 O + (aq).) 10-7 mol/l 2. Wie groß ist die OH - (aq)-ionenkonzentration in einer wässrigen Lösung, deren H + (aq)- Ionenkonzentration 10-3 ist? 10-11 mol/l 3. Welchen ph-wert hat eine 0,0001-molare Salzsäure? ph=4 4. Welchen ph-wert hat eine 0,0001-molare Kalilauge? ph=10 5. Wie groß ist die Konzentration an H + (aq)-ionen einer Lösung mit dem ph-wert 5? Wie groß ist die OH - (aq)-ionenkonzentration dieser Lösung? 10-5 mol/l 10-9 mol/l 6. Welchen ph-wert hat Schwefelsäure, die in einem Liter Lösung 0,05 mol H 2 SO 4 enthält? Schwefelsäue ist eine zweiprotonige Säure. 0,05 mol H 2 SO 4 können 2*0,05 mol (das sind 0,1 mol Protonen abspalten). Die H + (aq)-ionenkonzentration beträgt hier also 0,1 mol/l. Daraus ergibt sich der ph-wert 1. 7. Essigsäure ist eine schwach dissoziierte einprotonige Säure. In einer 0,01-molaren Lösung sind nur 4% der Moleküle dissoziiert. Welchen ph-wert hat diese Lösung? Eine 0,01-molare Essigsäure enthält 10-2 mol H + (aq)-ionen pro Liter. Wenn nur 4% davon dissoziiert sind, dann ist die Konzentration an H + (aq)-ionen 10-2 / 100 * 4 mol/l. Das sind o,ooo4 mol/l. Der negative dekadische Logarithmus von 0,0004 ist 3,4. Der ph-wert einer 0,01-molaren Essigsäure ist also 3,4. 8. Wie viel 0,01-molare Salzsäure muss zu 100 ml Natronlauge gegeben werden, deren ph-wert 11 ist, um den ph-wert 7 zu erreichen? Natronlauge mit dem ph-wert 11 enthält 10-11 mol H + (aq)-ionen pro Liter bzw. 10-3 mol OH - (aq)-ionen pro Liter. Es handelt sich also um eine 0,001-molaren Natronlauge. Um 100 ml einer 0,001-molaren Natronlauge zu neutralisieren, benötigt man 10 ml einer 0,01- molaren Salzsäure.
Säure-Base-Titration Titrationskurve 10 ml einer Lösung von 0,1 mol/l HCl wird titriert. Die Lösung hat einen ph-wert von 1 (0,1 = 10-1 ). Wir geben schrittweise eine Lösung mit 0,1 mol/l NaOH hinzu. Bei 1 ml ist 1/10 der HCl-Lösung neutralisiert. Wir haben also entsprechend weniger H + und dafür neu gebildetes Kochsalz. Die Wasserstoff-Ionenkonzentration beträgt nunmehr 0,09 (10-1,05 = ph 1,05), der ph-wert hat sich kaum geändert. In der Tabelle sehen wir, dass erst nach 9 ml der ph-wert stärker zu steigen beginnt. Danach geht es aber immer schneller, die Zugabe von weiteren 0,9 ml NaOH bewirkt eine gleich große ph-änderung wie die ersten 9 ml. In unmittelbarer Nähe des Äquivalenzpunktes ändert sich der ph-wert am stärksten. Da diese Tabelle relativ unübersichtlich ist, wollen wir das Ergebnis in einer Titrationskurve zusammenfassen. (Bitte auf einem Extrablatt zeichnen und dazuheften) Indikatoren Säuren und Säureanionen können verschiedene Farben haben (eines der beiden kann auch farblos sein z.b Phenolphtalein Säure farblos Anion rosa). Es gibt einen Bereich, in dem sich die Farbe ändert, den sogenannten Umschlagsbereich. Unser Auge ist jedoch für Farbmischungen nicht sehr empfindlich. Wenn wir 10 Teile rote Farbe mit einem Teil blauer Farbe mischen, so sind wir gerade noch imstande, den blauen Farbton zu bemerken. Eine Mischung von 100/1 würden wir als reines rot empfinden. Der sichtbare Umschlagsbereich reicht also vom Mischungsverhältnis 10/1 bis 1/10. Der ph-sprung aller Titrationen ist wesentlich größer als der Umschlagsbereich des Indikators. Man muss nur aufpassen, dass dieser Umschlagsbereich in den ph-sprung fällt.
Volumetrische Analyse - Maßlösung - Titer
Säurestärke Jeder Säure ist eine korrespondierende Base zugeordnet, die das Proton aufnimmt und umgekehrt. Einer starken Säure ist eine schwache Base zugeordnet und einer schwachen Säure eine starke Base. Die Gleichgewichte der Säure-Base-Reaktion liegen entsprechend mehr auf der linken oder mehr auf der rechten Seite. Beispiel HNO 3 (Salpetersäure): HNO 3 + H 2 O H 3 O + + NO 3 - Säure Base stark schwach wenig viel Gleichgewicht rechts Beispiel HCN (Blausäure) HCN + H 2 O H 3 O + + CN - Säure Base schwach stark viel wenig Gleichgewicht links Wir können das Massenwirkungsgesetz anwenden und kommen so zu einem Maß für die Säurestärke die Dissoziationskonstante (K S ). Allgemein: HA + H 2 O H 3 O + + A - c[h 3 O + ] * c[a - ] K S = c[ha] * c[h 2 O] Da die Konzentration von Wasser bei der Reaktion praktisch konstant bleibt, lässt sich H 2 O in die Konstante K einbeziehen. c[h 3 O + ] * c[a - ] K S = c[ha] Ist die Säure stark, liegt das Gleichgewicht weit rechts, der Zähler und somit K S nimmt einen großen Wert an. Analog zum ph-wert gibt der pk S =Wert den negativen dekadischen Logarithmus an. -log K S = pk S z.b.: Wenn K S = 10 5 ist pk S = -5. Beispiel pk S von salpetriger Säure (K S = 4,5 * 10-4 ) Der Logarithmus eines Produkts ist gleich der Summe der Logarithmen der Einzelwerte. log 4,5 plus log 10-4 ergibt 0,65 (Tabelle oder Taschenrechner) plus -4 ergibt zusammen -3,35. Der negative Wert davon ist +3,35 Umgekehrtes Beispiel: Blausäure (HCN, pk S = 9,4) K S =? -log K S = pk S log K S = -pk S = -9,4 = (-10) + (0,6) K S = 10-10 * 10 +0,6 = 10-10 * 4 K S = 4 * 10-10
Berechnung des pk s -Wertes Übungsaufgaben 1. Werden 0,2 mol Propansäure mit Wasser auf einen Liter aufgefüllt, so beträgt der ph- Wert 2,8. Berechne den pks-wert der Propansäure. 2. Eine verdünnte Essigsäure besitzt den ph-wert 2,6. Berechne die Ausgangskonzentration c 0. 3. Die Methansäure besitzt einen pk s -Wert von 3,75. Welchen ph-wert weist eine 0,1 molare Lösung auf? 4. Ethanol besitzt einen pk s -Wert von 16. Welchen ph-wert weist eine 1 molare Lösung auf? 5. Eine verdünnte Ameisensäure besitzt den ph-wert von 2,0. Wie ist die Ausgangskonzentration der Ameisensäure c 0?
Puffer Puffersystem, kurz Puffer, ist ein Stoffgemisch, dessen ph-wert (Konzentration der Wasserstoffionen) sich bei Zugabe einer Säure oder Base wesentlich weniger stark ändert, als dies in einem ungepufferten System der Fall wäre. Typische Puffersysteme sind Pufferlösungen, Humus in Verbindung mit Grundwasser, oder Blut. Eine Pufferlösung fängt im Idealfall die zugegebene Säure oder Base komplett ab, so dass sich der ph-wert nicht ändert. Solche Lösungen enthalten eine Mischung aus einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base (oder des jeweiligen Salzes). Auch Ampholyte und bifunktionale Moleküle können als Puffer dienen. Der ph-wert bestimmende Faktor ist das Verhältnis bzw. das Protolyse-Gleichgewicht des Pufferpaares. Henderson-Hasselbalch-Gleichung / Puffergleichung Ein Beispiel ist der Ammonium-Puffer aus Ammonium-Ionen und Ammoniak. Der Carbonatpuffer (eine Mischung aus Kohlensäure und Natriumhydrogencarbonat) ist ein Teil des Blutpuffers. Dieser hält den ph-wert des Blutes zwischen ph 7,35 und 7,45 und gleicht die durch den Stoffwechsel verursachten Schwankungen aus; bei einem ph-wert unterhalb von 6,8 oder oberhalb 8,0 tritt der Tod ein. Arten von Puffersystemen Betrachtet man ein Puffersystem, so muss zwischen geschlossenen und offenen Puffersystemen unterschieden werden. Bei einem geschlossenen Puffersystem (z.b. Essigsäure/Acetat-Puffer) werden die bei einer chemischen Reaktion entstehenden Protonen (H + ) oder Hydroxyl-Ionen (OH ) von der Puffersubstanz abgefangen. Sie reagieren zu der entsprechenden konjugierten Säure oder Base des Puffers und verbleiben demnach in der Lösung. Bei einem offenen Puffersystem (z.b. dem Bicarbonat/CO 2 -Puffersystem in der Lunge) steht das System im Austausch mit der Umgebung. Es ist in der Lage durch Abgabe einer Komponente an die Umgebung den entsprechenden ph-wert aufrecht zu erhalten, z.b. durch Abatmen von CO 2. Einige Pufferbeispiele Kohlensäure-Carbonat-Pufferbereich (ph 6,2 bis 8,6; neutral) Essigsäure/Acetat-Puffer (ph 3,7 bis 5,7) Phosphatpuffer KH 2 PO 4 + Na 2 HPO 4 (ph 5,4 bis 7,8) Ammoniakpuffer NH 3 + H 2 O + NH 4 Cl (ph 8,2 bis 10,2) Eichlösung für ph-messgeräte
Henderson- Hasselbalch-Gleichung / Puffergleichung Wie ist der ph-wert? Bei 1:1 ph = pk s Bei 10:1 ph = pk s + 1 Bei 1:10 ph = pk s 1
Beispiel Essigsäure/Acetat-Puffer pk s Wert von Essigsäure = 4,75 bei Essigsäure 1 mol/l und Natriumacetat 1 mol/l ist der ph-wert = 4,75 Frage 1: Wieviel Essigsäure und Acetat muss verwendet werden, wenn der ph-wert bei 3,75 liegen soll? Antwort 1: Bei 1:10 (s.o.) d.h. 1 Teil (mol) Essigsäure und 10 Teile (mol) Natriumacetat Frage 2: Eine Eichlösung für den suren Bereich besteht aus Essigsäure/Acetat mit dem ph-wert 4,01 Wie muss dieser Puffer zusammengesetzt sein? Antwort 2: Formel: 4,01 = 4,75 + -0,74 d.h.: das Verhältnis Acetat / Essigsäure muss den Wert -0,74 annehmen. Der Logarithmus von -0,74 zur Basis 10 (10-0,74 ) beträgt 0,1820, d.h. das Verhältnis der Konzentrationen muss 0,1820 betragen. Dies entspricht einem Verhältnis von z.b.: 0,1820/1 0,1820 mol Acetat und 1 mol Essigsäure oder 0,3640 mol Acetat und 2 mol Essigsäure Nun muss man ausrechnen Wieviel g dies ist: Natriumacetat 59 + 23 g/mol * 1 = 76 g Essigsäure (CH 3 COOH) 60 g/mol * 0,182 = 10,92 g
Übungen zur Pufferberechnung Henderson-Hasselbalch-Gleichung c (HA) ph = pk s - log c (A - ) 1. Aus Cyansäure (HOCN) und Kaliumcyanat (KOCN) soll eine Pufferlösung mit ph=3,5 hergestellt werden. Welches Stoffmengenverhältnis wird benötigt? pk s (HOCN) = 3,92 2. In einer Lösung mit dem Volumen 1,00 L ist c(nh 3 ) = c (NH 4 Cl) = 0,0500 mol/l. Berechne die ph-werte für die angegebenen Zusätze. Zusatz V HCl in ml mit c(hcl)= 1,00 mol/l ph 1 9,23 1 10 9,07 10 Zusatz V NaOHl in ml mit c(naoh)= 1,00 mol/l ph 3. Im Blut spielt der Kohlensäure/Hydrogencarbonat-Puffer eine große Rolle pk s (CO 2 /HCO 3 - ) = 6,1 bei 37 C c (CO 2 + HCO 3 - ) = 24*10-3 mol*l -1 a) Im welchem Konzentrationsverhältnis sind CO 2 und HCO 3 - im Blut vorhanden, wenn der ph-wert 7,4 beträgt? b) Bei starker Muskeltätigkeit wird Milchsäure (pk s = 3,86) erzeugt. Wie ändert sich der ph-wert des Blutes, wenn 6 mmol Milchsäure von 6 Litern aufgenommen werden? Blut
Lösungen zu Übungen zur Pufferberechnung Henderson-Hasselbalch-Gleichung c (HA) ph = pk s - log c (A - ) 1. Aus Cyansäure (HOCN) und Kaliumcyanat (KOCN) soll eine Pufferlösung mit ph=3,5 hergestellt werden. Welches Stoffmengenverhältnis wird benötigt? pk s (HOCN) = 3,92 Das Stoffmengenverhältnis beträgt 2,63 2. In einer Lösung mit dem Volumen 1,00 L ist c(nh 3 ) = c (NH 4 Cl) = 0,0500mol/L. Berechne die ph-werte für die angegebenen Zusätze. Zusatz V HCl in ml mit c(hcl)= 1,00 mol/l ph Zusatz V NaOHl in ml mit c(naoh)= 1,00 mol/l 1 9,23 1 9,27 10 9,07 10 9,43 ph 3. Im Blut spielt der Kohlensäure/Hydrogencarbonat-Puffer eine große Rolle pk s (CO 2 /HCO 3 - ) = 6,1 bei 37 C c (CO 2 + HCO 3 - ) = 24*10-3 mol*l -1 a) Im welchem Konzentrationsverhältnis sind CO 2 und HCO 3 - im Blut vorhanden, wenn der ph-wert 7,4 beträgt? b) Bei starker Muskeltätigkeit wird Milchsäure (pk s = 3,86) erzeugt. Wie ändert sich der ph-wert des Blutes, wenn 6 mmol Milchsäure von 6 Litern Blut aufgenommen werden? a. Das Stoffmengenverhältnis beträgt 1/20 b. ph = 7,1