Säure Base Theorien S. Arrhenius (1887) Säuren sind Stoffe, die in wässriger Lösung H + (aq) Ionen bilden, während Basen OH (aq) Ionen bilden. H 2 SO 4, HNO 3, HCl, NaOH, Ba(OH) 2, aber: NH 3, CH 3, OCH 3? Neutralisation: H + (aq) + OH (aq) H 2 O
J. Brönsted, T. Lowry (1923) Säure Base Theorien Säuren sind Stoffe, die Protonen abgeben können (Protonendonatoren). Basen sind Stoffe, die Protonen aufnehmen können (Protonenakzeptoren). H 2 SO 4, HNO 3, HCl, NaOH, Ba(OH) 2, NH 3, CH 3, OCH 3 Neutralisation: H 3 O + + OH H 2 O + H 2 O
Das Konzept von Brönsted und Lowry Eine Säure ist ein ProtonenDonator. Eine Base ist ein ProtonenAkzeptor. Eine SäureBaseReaktion ist die Protonenübertragung von einer Säure auf eine Base. HA + B A + HB + Säure 1 Base 1 Base 2 Säure 2 Bei einer SäureBaseReaktion treten immer zwei konjugierte Säure BasePaare auf.
Beispiele für SäureBaseReaktionen in wässriger Lösung S1 B2 B1 S2 HNO 3 + H 2 O NO 3 + H 3 O + HCl + H 2 O Cl + H 3 O + H 2 O + CO 3 2 OH + HCO 3 H 2 O + HCO 3 OH + H 2 CO 3 Wasser und Hydrogencarbonat können sowohl als Säure als auch als Base reagieren. Diese Eigenschaft wird als Amphoterie bezeichnet.
Die Autoprotolyse des Wassers Wasser kann als amphotere Verbindung mit sich selbst eine SäureBaseReaktion eingehen, wenn auch in sehr geringem Ausmass. S1 B2 B1 S2 H 2 O + H 2 O OH + H 3 O + K a a + H3O OH = = a a + a a H3O OH 2 H2O H2O a = H O 1
Für 25 C gilt: K = a a = 10 + H3O OH 14 In verdünnten Lösungen können die Aktivitätskoeffizienten gleich 1 gesetzt werden: K c c 14 = = 10 w + H3O OH K w ist die Autoprotolysekonstante oder das Ionenprodukt des Wassers.
In reinem Wasser ist die Konzentration von H 3 O + und OH immer gleich. Daher gilt bei 25 C: 14 7 c = c = 10 = 10 + H3O OH und c H O 3 + 7 3 = c = 10 mol dm OH
Die phskala a ph = log10a H + a poh = log10aoh ph log c + = 10 poh= log H 10cOH a ph = log10a = log H 10( c γ ) = ph log H H 10γH + + + + a ph ph = + γ = 1 H
Reines Wasser besitzt bei 25 C den phwert 7. ph < 7: saure Lösung ph > 7: basische oder alkalische Lösung In wässrigen Lösungen gilt: pk w = ph + poh = 14 K c c w = + = 10 H3O OH 14
Stärke von Säuren und Basen HA + H 2 O H 3 O + + A A + H 2 O HA + OH K a = c c + c c H3O c HA A K b = HA OH c A pk log K a = 10 a pkb = log10kb
Eine starke Säure hat einen grossen K a Wert (einen kleinen oder negativen pk a Wert). Eine starke Base hat einen grossen K b Wert (einen kleinen oder negativen pk b Wert). c + c c c 3 OH Ka Kb = = c + c = K H w = 10 3O OH c c H O A HA 14 HA Für korrespondierende SäureBasePaare gilt: A pk + pk = 14 a b
Säurestärke von ElementwasserstoffVerbindungen H H Säurestärke: H C H < N H < O H < H F H H H EN: 2.5 3.0 3.4 4.0 pk a ca. 50 33 14.0 3.45 Säurestärke: H I > H Br > H Cl > H F r x /pm 140 115 100 50 EN: 2.5 2.8 3.1 4.0 pk a 11 9 7 3.45
Saure und basische Hydroxyverbindungen EN: x 3.5 2.1 E O H Spaltung führt zu basischer Lösung Spaltung führt zu saurer Lösung E EN + H 2 O E EN Na K Sr Tl Sn (II) Pb (II) Bi Cr (III) Mn (II) 0.9 0.9 1.0 1.4 1.7 1.8 1.7 1.6 1.6 E O H E O H E(H 2 O) n + + OH E O + H 3 O + C N P As S Se Cl Br I 2.5 3.0 2.1 2.2 2.4 2.5 3.0 2.8 2.2 Achtung: Die Elektronegativität hängt von der Oxidationsstufe ab! z.b. Pb (II) : 1.8 ; Pb (IV) : 2.3
Stärke von Oxosäuren O Säurestärke: O Cl O > O Cl O > O Cl O > O Cl H O H O H H pk a 10 2.7 1.97 7.54
HendersonHasselbalchGleichung HA + H 2 O H 3 O + + A K a c c + H3O A = c + c H3O HA = K c a HA c A log + logk H a log c c = 3O c HA A
log + logk H a log c c = 3O c HA A log + logk H a log c c = + 3O c A HA HA ph pka log c = c A A ph pka log c = + c HA
Bedeutung der HendersenHasselbalchGleichung Bei bekanntem phwert kann man das Konzentrationsverhältnis von Säure HA und konjugierter Base A berechnen. Bei ph = pk a ist c HA = c A Dieser phwert ist der Wendepunkt der Pufferkurve. A ph pka log c = + c HA
Pufferkurven A ph pka log c = + c HA n A ph = pka + log nha http://www.chemgapedia.de/vsengine/topics/de/vlu/chemie/allgemeine_00032chemie/s_00228uren_00032und_00032basen/index.html
Puffer: Lösung einer schwachen Säure, zusammen mit ihrer konjugierten Base in Wasser. Schwache Säuren und ihre konjugierten Basen dissoziieren nur in geringem Ausmass. HA = HA(zugegeben) = (zugegeben) ph = p a +log (zg) HA(zg)
Phosphatpuffer H 2 PO 4 H + HPO 4 2 p = 7.23 Welches Konzentrationsverhältnis ist einzustellen, um einen Puffer mit ph = 7.00 zu erhalten? A (zg) HA(zg) =10 %&'%( )=10 *.++'*., = 0.589 = HPO 4 2 H2 PO 4
Indikatorgleichgewichte HIn + H 2 O H 3 O + + In K a = c c + H3O chin In In ph pka log c = + chin Für den Farbumschlagpunkt gilt: c c = + 3 HIn In c = ph= pka H O K a
Dissoziation sehr starker Säuren und Basen HA + H 2 O H 3 O + + A B + H 2 O HB + + OH Konzentration der Säure HA: c a Konzentration der Base B: c b Im Gleichgewicht gilt: c H O 3 + = c a c = c OH b ph= logc a poh= logc b ph= 14 poh ph= 14+ logc b
Dissoziation einer schwachen Säure HA HA + H 2 O H 3 O + + A Konzentration der Säure HA: c 0 K a = c c + H3O A c HA c = = c HA = c 0 x + c x H3O A K a = c 0 2 x x
2 x + Ka x Ka c 0 = 0 c 2 + H O a a a 0 3 1 1 = x= K + K + K c 2 4 c = c + x K H3O a 0 1 ph (pka log c 0) 2
Zusammenfassung phberechnung phwert einer starken Säure phwert einer schwachen Säure ph= log ph p log phwert einer starken Base phwert einer schwachen Base ph=14+log ph 14 p log phwert einer Pufferlösung ph=p a +log HA