Säure-Basen GG

Grundlage Broensted

Teilchen, die Protonen abgeben gelten als Säuren (Protonendonatoren) und Teilchen, die Protonen aufnehmen, als Basen (Protonenakzeptoren)

Säure-Base Reaktion → Protolyse (Protonenübergang)

Es sind 2 korrespondierende S-B- Paare an der Reaktion beteiligt

Wasser Besonderheit

H2O und andere Teilchen können sowohl als Säure als auch als Base wirken

→ Ampholyt (amphotere Teilchen)

Bei Reaktion mit starken Säure Protonenaufnahme

Bei Reaktion mit starken Base Protonabgabe

H2O + HA → H3O+ + A-

H2O + B → OH- + BH-

Ionenprodukt Wasser

Die Konzentration der entstehenden Oxonium- und Hydroxid-Ionen ist sehr klein (ampholyt-Reaktion)

c(H3O+) = c(OH-) = 10^-7 mol/L

Daraus mithilfe MWG Berechnung Ionenprodukts:

K_w=c(H3O+) * c(OH-) = 10^-14 mol^2/ L²

Gilt nicht nur für reines H2O, sondern auch für verdünnte Lösungen

→ c(H3O+) und c(OH-) hängen voneinander ab

Aus Ionenprodukt folgende Definition:

pH+pOH = 14

c(H3O+) = 10^-pH

Ph-Wert

Der pH-Wert einer Lösung ist definiert als der negative dekadische Logarithmus des Bertrags der in mol/L angegeben Konzentration der H3O+-Ionen:

pH= -lg(c(H3O+))

Analog gilt für den pOH-Wert: pOH=-lg(c(OH-))

Bsp: c(H3O+)= 3,5×10^-5 mol/l

pH → -lg(3,5×10^-5mol/l) = 4,46

Zusammenhang c(H3O+) mit ph Wert

Saure Lösung:

0<pH<7 ; c(H3O+)>10^-7mol/L

Neutrale Lösung:

pH= 7

c(H3O+) = 10^-7 mol/L

Alkalische Lösung:

7<pH<14

c(H3O+) < 10^-7 mol/L Daraus

→ Je saurer Lösung, desto höher H3O+ Konzentration

Säure und Basenkonstanten

• sind Stoffkonstanten → Vergleich Bestreben von Teilchen, in wässrigen Lösungen Protonen abzugeben/aufzunehmen

• Produkt aus GG-Konstante und c(H2O)

Starke Säuren/Basen:

• vollständige Protolyse

Schwache Säuren/Basen:

• unvollständige Protolyse

Auch: pKs/pKb zum Vergleich von Säuren/Basen untereinander

!! Ks * Kb = 10^-14 oder pKs+pKb=14

Je kleiner pKs/pKb, desto stärker ist Säure/Base

Je stärker eine Säure, desto schwächer korrespondierende Base

Was ist mir Säure/Base Konstanten möglich ?

Ermittlung pH-Werte von Lösungen

Ermittlung Konzentration Säure/Base mit pH-Wert

Bei starker Säure/Basen:

Konzentration der H3O+/OH- Ionen entspricht Anfangskonzentration c0 der Säure/Base

Bei schwachen Säuren/Basen:

Säure steht im GG mit ihrer korrespondierenden Base:

HA + H2O → A- + H3O+

Ks: c(H3O+) * c(A-)/c(HA)

C(H3O+) = c(A-)

Ks= c(H3O+)²/c(HA)

Schwache Säuren disoziieren nur wenig → c(HA) ungefähr c0(HA)

Was kann mit den Formeln der schwachen Säure machen, wenn pH bekannt?

Konzentrationen der Säure/Base berechnen

c0(HA) = c2(H3O+)/Ks

c0(B) = c2(OH-)/Kb

Titration / ÄP bei starker oder schwachen Säure/Base

quantitaves Analyseverfahren; unbekannte c kann durch Zugabe Maßlösung bekannter c bestimmt werden

• Reaktion muss messbaren Endprodukt haben

• Säure/Base Titrationen : Indikatoren/pH-Elektroden

ÄP erreicht wenn Stoffmenge Säure/Base = Stoffmenge Säure/Base in Analyselösung

→ starke Säure/Base: ÄP bei pH 7 (Neutralisationstitration)

→ schwache Säure + starke Base: pH-Wert am ÄP größer als 7 (Anionen aus schwachen Säure basisch reagieren

→ schwache Base+ starke Säure: pH-Wert am ÄP kleiner als 7

Titrationskurve mit starker Base

Starke Säure wird mit starker Base titriert

1. Anfangs pH-Wert → pH= -lg(c(Säure))

c(H3O+) = c₀(Säure)

2. ÄP → Genauso viel Base hinzugegeben, wie Säure vorhanden ist, liegt bei pH=7 (Neutralisationspunkt) n₀(H3O+) = n_z(OH-)

3. pH-Wert über den ÄP wird mit folgender Gleichung für überschüssige OH- Ionen bestimmt:

c(OH-) = cü(Base) * Vü / V+ Vü

pOH= -lg(OH-) → pH= 14-pOH

Titrationskurve mit starker Säure

Starke Base wird mit Starker Säure titriert

Alles analog zu Titration mit starker Base → Kurve gespiegelt

1. pH-Wert Bzw. pOH-Wert

2. ÄP stoffmenge gleich

3. Überschuss Oxonium Ionen über ÄP

c(H3O+) = c_ü(Säure) + V_ü / V + V_ü

pH wert aus c ausrechnen

Wie muss sich der Kw Wert verhalten, wenn eine Konzentration steigt

Wenn eine Konzentration steigt, muss die andere dementsprechend sinken, damit Kw im Gleichgewicht bleibt ( 10^-14)

Wenn c(H3O+) = 10^-3 , dann muss c(OH^-) = 10^-11 → 10^-14

Zusammenhang pH und pOH Wert

pH + pOH = pKw = 14

Herleitung von K_s

Man betrachtet die Reaktion

HA + H2O ←→ A^- + H3O⁺

Ks = c(A-) c( H3O+) / c(HA) * c(H2O)

Wasser weg, da konstante

Ks * c(H2O) = c(A-) * c(H3O+) / c(HA)

Je höher Ks, desto stärker ist die Säure

Herleitung von K_B

Reaktion betrachtet:

H2O + B ←→ OH- + HB⁺

Ks= c(OH-)*c(HB+) / c(H2O) * c(B)

H2O weg, da konstante

Ks c(H2O) = c(OH-)*c(HB+) / c(B)

Zusammenhang Ks/KB mit Konzentrationen

Je größer c(H3O+) / c(OH-), desto größer Ks/K_B

Wenn der Ks wert steigt, wie verhält sich dann der pKs wert ?

pKs-Wert sinkt

→ steigender Ks wert entspricht höhere Konzentration der H3O+-Ionen, daher sinkt der pH Wert und der pKs-Wert

Was passiert, wenn der pOH wert kleiner wird?

Konzentration der OH- -Ionen steigt

Welchen pKs wert haben ungefähr sehr starke Säuren ?

pKs < -1,34 → vollständige Protolyse

Keine GG-Reaktion, GG auf Produkt Seite

Schwache Säuren pKs Ks wert

pKs > 4 bzw Ks < 10^-4

(Ungefähre Angabe)

Wenn der KB wert steigt, wie verhält sich pH und pOH wert ?

pH steigt

pOH sinkt

pKB sinkt , nichts anderes als pOH wert (muss man mit 14 abziehen für pH )

Ab welchen pKb wert spricht man ungefähr von einer schwachen Base

wem pKB > 3,67

Nachweis von Ammonium Ionen (NH4+)

→ schwache Säure

NH4+ + OH- ←→ NH3 (g) + H2O (l)

Gasförmige Ammoniak kann durch blaufärbung vom feuchten UI-Papier nachweisen

Reaktion mit H2O

NH3 (g) + H2O (l) ←→ NH4+ + OH-

Ammoniak bildet mit H2O alkalische Lösung, Identifikation auch mit Geruch von Ammoniak

Nachweis von NH4+ durch Kreuzprobe

NH4Cl wird mit NaOH im Mörser zerkleinert → feuchtes UI Papier am Uhrglas über den Behälter gestülpt → pH Wert steigt an da Papier blau färbt

Im Mörser: NH4+ + Cl- + Na+ + OH- ←→ NH3 + Na+ +Cl- + H2O

Uhrglas: NH3 + H2O ←→ NH4+ + OH-

Nachweis von Carbonat.-Ionen in Kalk mit petrischale

Wenn man zu Carbonat saure Lösung hinzugibt, entsteht Kohlensäure → Zerfällt sofort in gasförmiges CO2 und H2O

CO₃^2-+2 H3O+ ←→ CO2 (g) + 3 H₂O (l)

CO2/Kohlensäure reagiert mit Kalkwasser zum Calicumcarbonat

Ca²⁺ + 2OH- + CO2 → CaCO3(s) + H2O (l)

Autoprotolyse des Wassers und ihr Zusammenhang mit dem pH-Wert des Wassers

Wasser reagiert mit sich selbst, folgendes GG:

2 H2O ←→ H3O+ + OH-

Daher Kw = c(H3O+) * c(OH-) = 10^-14

Konzentration H3O+ und OH- sind im GG, daher

C(H3O+) = c(OH-) = 10^-7 → pH= 7

Was sind Puffersysteme ?

Lösungen schwacher Säuren bzw Basen und ihrer korrespondierenden Basen bzw Säuren

Puffeerlösungen ändern ihren pH-Wert bei Zugabe von Oxonium/Hydroxid-Ionen nur wenig → Da bei schwachen Säure/Basen wegen mangelnder Protolyse GG besteht, kann System Zugabe von H3O+/OH- abfangen

Zugabe von H3O+ → GG links

HAc + H2O ← Ac- + H3O+

Zugabe von OH- - GG rechts

HAc + OH- → H2O + Ac-

Eigenschaften von Puffersystemen

• Bei 10-fachen Überschuss an Base/Säure weicht pH-Wert Pufferlösung um +1 bzw -1 vom pKs-Wert ab

• Pufferbereich +-1 pKs

• Pufferlösung kann nicht beliebig viele H3O+ / OH- -Ionen neutralisieren (Pufferkapazität)

• Pufferkapazität erschöpft, wenn Großteil Säure zur konjugierten Base/ Base zu konjugierenden Säure reagiert hat

Wie berechnet man pH Werte von Puffelösungen

Hendeson-Hasselbach-Gleichung

pKs/pKb Wert von Tabelle ablesen

Falls H3O+ oder OH- Ionen zusätzlich eingefügt werden →

c hinzufügen/abziehen

c(H₂PO₄^2-) = c(HPO₄^2-) = 0,1 mol/l ; V= 1l

Es wird n= 0,01 mol HCl hinzugegeben

Berechne den pH-Wert

pH= pKs + lg ( c(HPO4^2-) / c(H2PO4^-) )

Säure kommt hinzu ! Verschiebung GG

n(H3O+)= n (HCl) = 0,01 mol

Mehr H3O+, weniger HPO4^- → mehr H2PO4^2-

pH= 7,21 + lg(0,1-0,01 / 0,1+0,01)

Untere → Säure konzentration erhöht sich durch H3O+

Obere → Base wird geringer durch mehr H3O+, um GG zu erhalten

Berechne das benötigte Volumen der Base am ÄP und bestimme, wieviel Volumen insgesamt vorhanden ist

Am ÄP: c(Säure)*V(Säure)=c(Base)*V(Base)

V(Base)= c(Säure)*V(Säure)/c(Base)

Am Ende → V=V₀+V(Base)

Titration schwacher Säuren

1. Anfangs pH-Wert : ½ (pKs-lg(c₀(Säure))

2. HÄP: pH=pKs ; c(OH-) = c(Säure) → Hendersson-Hasselbach-Gleichung / Pufferbrereich +-1pKs

Genau die Häflte der ursprünglich vorhandenen Essigsäure Moelkülen wurde verbraucht

3. ÄP: n_z(OH-) = n₀(HAc)

Formel für ausrechnung benötigtes Volumen der Base

V(Lauge) = c(Säure)*V(Säure) / c(Lauge)

V = V₀ + V_Base

Titration schwacher Basen

pKB Wert 4,75, jedoch pKs = pH wert daher HÄP bei 9,25

HÄP: genau die Hälfte der ursprünglich vorhandenen Ammoniak Moleküle verbraucht

ÄP: n_z(H3O+) = n₀(NH3) → ph Wert kleiner als 7

PH wert nähert sich der zugegeben starken Säure an

Säure-Base GG auf Indikatoren

Säure-Base-Indikator ist ein schwache, farbige organische Säure, deren korrespondierende Base eine andere Farbe aufweist

GG in wässriger Lösung

HINd+ H2O ←→ Ind- + H3O+

pH= pKs(Ind) + lg(c(Ind-) / c(HInd)

Umschlagbereich eines Indikators ?

pH = pKs(HInd) +-1

Wann ist ein Indikator für eine Titration geeignet?

Wenn innerhalb seines Umschlagbereichs der pH-Wert des ÄP liegt

Prinzip der DC

Ein Gemisch, das in einer mobilen Phase gelöst ist, wird an einer stationären Phase vorbeigeführt

DC-Platte → stationäre Phase, Proben werden auf eine Startlinie gebracht

1. DC-Platte in Gefäß, mit Fließmittel am Boden → Fließmittel wandert nach oben (mobile Phase) → nimmt Proben mit

2. Kurz bevor das Fließmittel den oberen Rand der DC-Platte erreicht Versuch beendet

Auswertung von DC-Platten

Bestimmung der Rf-Werte

Rf= Strecke(Startlinie-Substanzfleck) /

Strecke (Startlinie-Fließmittlefront)

Für Farbstoffe wird alkalisches Fließmittel verwendet → Farbe sichtbar

Konduktometrische Titration

Saure/alklaische Lösungen leiten ebenso wie Salzlösungen den elektrischen Strom

An einen leitfähigkeitsprüfer, der in die Lösung taucht, wird Wechselspannung angelegt → Wechselspannung zur Vermeidung Abscheidung von Elektrolysenprodukten

Salzsäure mit NaOH

→ Leitfähigkeit nimmt bis ÄP ab , da H3O+ mit OH- zu H2O (Ersatz von Na-Ionen)

→ Danach nimmt sie zu (Überschüssige OH- Ionen nehmen zu)

→ Schnittpunkt beider linearen Kurven = Verbrauch an Maßlösung bis zum ÄP