Timm Wilke
Georg-‐August-‐Universität Göttingen
Wintersemester 2013 / 2014
K APITEL 4 – S ÄURE -‐B ASE
Historisches
§ Im 17. Jahrhundert wurden von Robert Boyle Gemeinsamkeiten verschiedener Verbindungen entdeckt:
– Farbänderungen von POlanzenfarbstoffen – Neutralisation der Wirkung von
alkalischen Lösungen (damals bspw.
Pottasche oder Seife)
Beispiel: Rotkohlsaft als Indikator
Weiterentwicklung
§ Einige Nichtmetalle verbinden sich beim Verbrennen mit Luft zu Stoffen, die
Lösungen sauer machen (daher übrigens der Name: Sauerstoff)
§ Schlussfolgerung: „Alle Säuren enthalten Sauerstoff“
Theorie von Lavoisier
§ Schwefelsäure: H2SO4
§ Salpetersäure: HNO3
§ Perchlorsäure: HClO4
§ Phosphorsäure: H3PO4
§ Essigsäure: CH3COOH
§ ...
§ Schwefelwasserstoff: H2S
Justus von Liebig (1838)
§
Zusammensetzung erster Säuren wurde bekannt (Milchsäure,
Zitronensäure, Blausäure)
§
Gemeinsamkeit: Alle bekannten Säuren enthalten Wasserstoff, aber nicht unbedingt auch
Sauerstoff.
Svante Arrhenius (1887)
§ Neuformulierung des Begriffs:
§ Säuren sind Stoffe, die in Wasser Protonen (H+) abspalten.
§ Basen sind Stoffe, die in Wasser Hydroxid-‐Ionen (OH-‐) abspalten.
§ Die Reaktion von Protonen mit Hydroxid-‐
Ionen bezeichnet er als Neutralisation:
H+ + OH-‐ -‐> H2O
Problem:
§
Beschränkung auf Hydroxide:
– Mg(OH)
2, NaOH und weitere sind Säuren
– Andere Basen, wie bspw. Ammoniak (NH
3), nicht.
NH
3+ H
2O -‐> NH
4++ OH
-‐Brönstedt -‐ Lowry
Teilchen, die bei einer Reaktion Protonen abgeben (Protonendonatoren), nennt man Säuren.
Teilchen, die bei einer Reaktion Protonen binden
(Protonenakzeptoren), nennt man Basen.
Beispiel Protonenübertragungen
§ Säure-‐Base-‐Reaktionen sind demnach Protonenübergänge (=
Protolysen).
HCl + H2O à H3O+ + Cl-‐
§ Die Dissoziation von Wassermolekülen nennt man Autoprotolyse des Wassers:
H2O + H2O à H3O+ + OH-‐
Korrespondierende Säure-‐Base-‐Paare
§ Eine Säure, die ein Proton abgibt, wird dadurch zu einer Base.
Eine Base, die ein Proton aufnimmt, wird dadurch zu einer Säure. Bei einer Säure-‐Base-‐Reaktion existiert also immer ein korrespondierendes Säure-‐Base-‐Paar.
Säure A + Base B à Base A + Säure B
z.B. HCl + NH
3à Cl
-‐+ NH
4+Vervollständige die Tabellen
Ampholyte
§
Stoffe, die sowohl Protonen abgeben als auch aufnehmen können (wie bspw. Wasser), nennt man Ampholyte.
H
2O + H
2O à H
3O
++ OH
-‐
§
Ob sich das Teilchen als Säure oder Base verhält, hängt
vom Reaktionspartner ab, oder genauer gesagt, von dessen
(Säure)stärke.
Ampholyte
§
Wasser reagiert mit Salzsäure (HNO
3) als Base:
HNO
3+ H
2O -‐-‐> NO
3-‐+ H
3O
+
§
Wasser reagiert mit Ammoniak (NH
3) als Säure:
NH
3+ H
2O -‐-‐> NH
4++
OH
-‐
Mehrprotonige Säuren / Basen
§ Einige Verbindungen, wie bspw. Kohlensäure (H2CO3) oder Phosphorsäure (H3PO4) gehen bei Abgabe eines Protons in korrespondierende Basen über, die ihrerseits ebenfalls als Säuren reagieren können:
H2CO3 + H2O à HCO3-‐ + H3O+ HCO3-‐ + H2O à CO32-‐ + H3O+
Säuren können in Abhängigkeit von ihrer chemischen Struktur ein oder auch mehrere Protonen abgeben. Solche, die ein Proton abgeben können, werden als einprotonig, solche die zwei zweiprotonig (z.B.
Schwefelsäure) und Säuren die drei Protonen abgeben können (z.B.
Phosphoräure, H3PO4) dreiprotonig genannt.
Beispiel für einprotonige Säuren:
Ionenprodukt des Wassers
§
Flüssigkeiten können Strom nur leiten, wenn bewegliche Ladungsträger (Ionen) vorliegen.
§
Trink-‐ und Leitungswasser enthält gelöste Metalle und weitere Ionen à leitfähig.
§
Destilliertes Wasser enthält keine Ionen à leitfähig?
Warum leitet Salzwasser?
§ Von der positiven Elektrode werden im Salzwasser die negativ
geladenen Ionen (also die Chlor-‐Ionen) angezogen, von der negativen Elektrode die positiv geladenen Ionen (also die Natrium-‐Ionen).
§ Diese Ionen wandern in der Flüssigkeit zu den entsprechenden Elektroden.
§ Da StromOluss Ladungstransport bedeutet, wird also auch im
Salzwasser Ladung transportiert, sprich: Salzwasser leitet Strom durch seine vorhandenen Ionen, reines Wasser nur schwach.
Ionenprodukt des Wassers
§
Destilliertes Wasser leitet (schwach) elektrischen Strom
§
Es müssen Ionen vorliegen – aber welche?
§
Lösung: Ionenprodukt des Wassers
Massenwirkungsgesetz
§
Autoprotolysereaktion
§
Massenwirkungsgesetz:
Ionenprodukt des Wassers
§
Durch Messungen, bspw. der Leitfähigkeit, können die Konzentrationen der Hydroxidionen und Protonen
ermittelt werden:
c(H
3O
+) = c(OH
-‐) = 10
-‐7mol / L
§
Berechnung der Konzentration von Wasser zum Vergleich:
Autoprotolyse des Wassers
§ Verhältnis von Wassermolekülen zu Protonen und Hydroxidionen beträgt 554000000 : 1
§ Aufgrund dieses deutlichen Unterschiedes kann diese Konzentration als konstant angesehen werden.
§ Bildung einer Konstante aus dem Massenwirkungsgesetz:
K
wbezeichnet man als das Ionenprodukt des Wassers !
Ionenprodukt des Wassers
§ Das Produkt der Konzentrationen der Protonen und
Hydroxidionen nennt man das Ionenprodukt des Wassers. Bei 25 °C gilt:
§ Die Konzentrationen von H+ und OH-‐ hängen voneinander ab, d.h. sinkt die eine, steigt die andere.
§ Aber was sagt diese Größe überhaupt aus!?
§ Sie ist die Grundlage für den pH-‐Wert!
pH-‐Wert
Wässrige Lösungen reagieren entweder neutral, sauer oder alkalisch
§ Sauer: c(H+) > c(OH-‐) bzw. c(H+) < 1*10-‐7 mol/L
§ Neutral: c(H+) = c(OH-‐) bzw. c(H+) = 1*10-‐7 mol/L
§ Alkalisch : c(H+) < c(OH-‐) bzw. c(H+) > 1*10-‐7 mol/L
pH-‐Wert
§ Je nachdem, ob die Protonen-‐ oder die Hydroxidionen-‐Konzentration überwiegt, reagiert die Lösung sauer oder basisch
§ Die verwendeten Konzentrationsangaben sind unpraktisch und Chemiker im Allgemein faul: Einführung des pH-‐Wertes:
„Der pH-‐Wert ist gleich der mit -‐1 multiplizierte dekadische Logarithmus der Konzentration der Protonen“
oder
pH = -‐ lg[c(H+)]
pH-‐Wert
§ Beispiel 1: c(H+) = 1 * 10-‐7 mol/L
pH = -‐ lg[c(H+)]
pH = -‐ lg[1 * 10-‐7 mol/L]
pH = 7
§ Beispiel 2: c(H+) = 3 * 10-‐9 mol/L
pH = -‐ lg[c(H+)]
pH = -‐ lg[3 * 10-‐9 mol/L]
pH = 8,522
Aufgaben
§
Berechne den pH-‐Wert folgender Lösungen:
– 1) 2*10-‐2 mol/L 2) 5*10-‐7 mol/L – Sind sie sauer, neutral oder alkalisch?
§
Berechne die Protonenkonzentration [c(H
+)] und
Hydroxidkonzentrationen [c(OH
-‐)] folgender Lösungen:
– 1) pH = 1 2) pH = 4
§
Warum leitet eine reine Ammoniaklösung (NH
3) auch den
Strom?
K
s-‐ und pK
s-‐ Wert
Eine Säure-‐Base Reaktion verläuft immer nach dem folgenden Schema:
HAaq + H2O ⇔ H3O+aq + A-‐aq
Das aus der Säure gebildete A-‐-‐Ion wird als Säurerestion bezeichnet.
Auf diese (Gleichgewichts-‐) Reaktion lässt sich das Massenwirkungsgesetz anwenden:
Analog zur Behandlung des Ionenproduktes des Wassers, wird die Konzentration des Wassers als konstant betrachtet und in die Gleichgewichtskonstante mit
eingerechnet. Man erhält Ks:
Rechtliches
§ Abbildungsnachweis:
Folie 2: http://www.seilnacht.com/Lexikon/tnblaukr.JPG
Copyrightvermerk und Lizenzen:
Alle Rechte an den Inhalten dieser eLearning-‐Materialien liegen beim Autor oder den jeweiligen Urheberrechtsinhabern. Sämtliche Bilder und Texte sind entweder vom Autor selbst fotograOiert, verfasst oder sind gemeinfrei, es sei denn, es ist eine andere Quelle angegeben. Kein Teil dieses Materials darf ohne ausdrückliche schriftliche Genehmigung des Autors veröffentlicht, vervielfältigt oder für Internet-‐Seiten verwendet werden, auch nicht in abgeänderter Form. Die Daten oder Teile der Homepage dürfen nicht auf fremden Datenträgern, Kopien, Druckwerken, auf CD-‐ROM oder anderen Datenspeichermöglichkeiten erscheinen.
Haftungsausschluss:
Die Benutzung der hier vorliegenden Informationen geschieht auf vollkommen eigene Verantwortung. Haftung für Schäden oder Verluste, die beim Umgang mit den hier beschriebenen Stoffen oder bei der Durchführung von chemischen Versuchen entstehen, ist ausgeschlossen; ebenso wie Schadensersatzforderungen oder Gewährleistungsansprüche aufgrund falscher oder fehlender Angaben.
Die Angaben zu den Stoffen und Experimentieranleitungen wurden jedoch sorgfältig und nach bestem Gewissen erstellt und sind in jedem Falle zu beachten,.
