Teilchen, die bei einer Reaktion Protonen abgeben (Protonendonatoren), nennt man Säuren.

Timm Wilke

Georg-August-Universität Göttingen

Wintersemester 2013 / 2014

W IEDERHOLUNG :

K ^APITEL 4 – S ^ÄURE -B ^ASE

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  H₃O⁺ + Cl^-

 Die Dissoziation von Wassermolekülen nennt man Autoprotolyse des Wassers:

H₂O + H₂O  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  Base A + Säure B

z.B. HCl + NH

 Cl

+ NH

Vervollständige die Tabellen

Lösungen

Ampholyte



Stoffe, die sowohl Protonen abgeben als auch aufnehmen können (wie bspw. Wasser), nennt man Ampholyte.

H

O + H

O  H

O

+ 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 Salpetersäure (HNO

) als Base:

HNO

+ H

O --> NO

+ H

O



Wasser reagiert mit Ammoniak (NH

) als Säure:

NH

+ H

O --> NH

+ 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  HCO₃^- + H₃O⁺ HCO₃^- + H₂O  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



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

O

) = c(OH

) = 10

mol / 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

bezeichnet 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]

0.000000003pH = 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

) auch den

Strom?

Indikatoren

 Zeigen den pH-Bereich von Lösungen an

 Haben unterschiedliche Umschlagbereiche

Säurestärke

 Zugabe von Indikator zu zwei gleich konzentrierten

Lösungen ergibt

unterschiedliche pH-Werte

 Säuren können

unterschiedlich stark sein

Starke und schwache Säuren

 Starke Säuren:

Starke Säuren liegen in wässriger Lösung vollständig dissoziiert vor, d.h. sie sind fast vollständig in H⁺ und A^- aufgespalten.

Beispiele: HCl, HBr, HClO₄, HNO₃, H₂SO₄

 Schwache Säuren:

Schwache Säuren dissoziieren nur zum Teil, oft hat nur ein kleiner Bruchteil der Moleküle die Protonen abgespalten.

Beispiele: CH₃COOH, H₂S, HCN

pK

und pK

-Werte



Die Stärke von Säuren und Basen lässt sich mit dem Massenwirkungsgesetz ausdrücken



In allen Fällen wird Wasser als Bezugsmittel gewählt

K

- und pK

- Wert

Eine Säure-Base Reaktion verläuft immer nach dem folgenden Schema:

HA_aq + 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 K_s:

pK

-Wert

 K_S gibt die Gleichgewichtslage der Reaktion wieder: Je größer K_S, desto stärker ist die Säure dissoziiert  Je größer K_S, desto stärker die Säure

 K_S von Essigsäure ist 1 * 10^-4,75 (unpraktisch!)

 Der negative dekadische Logarithmus von K_s wird pK_s-Wert genannt (ähnlich wie bei dem pH-Wert wird nur umgeformt):

- log (K_S) = - log (1 * 10^-4,75) = pK_s = 4,75

K

und pK

 - log (K_S) = - log (1 * 10^-4,75) = pK_s = 4,75

 Achtung: Je kleiner K_s, desto größer pK_s

Die Säurestärke wird durch den pK_s-Wert beschrieben.

Je kleiner pK_s, desto stärker die Säure

K

und pK

 Säuren (bzw. Basen) mit

einem pK_S (bzw. pK_B) unter - 1,74 liegen in Wasser

vollständig dissoziiert vor.

 Säuren (bzw. Basen) mit

einem pK_S (bzw. pK_B) über 4 dissoziieren nahezu gar

nicht.

Aufgabe



Propansäure (vereinfachte Summenformel HProp) der

Konzentration c(HProp) = 0,1 mol/L hat den pH-Wert

3,2. Berechne c(H

), den K

-Wert und pK

-Wert der

Säure.

Lösung

 Gegeben: c(HProp) = 0,1 mol/L, pH = 2,9

 Gesucht: K_S, pK_S

pH = - log[c(H⁺)] und 10^-pH = c(H⁺) 10^-3,2 mol/L = 0,00063 mol/L= c(H⁺)

(da die Autoprotolyse vernachlässigt werden kann)

Lösung



c(H

) = 0,00063 mol/L; c(HProp) = 0,1 mol/L

- log (K

) = - log (3,98 * 10

) = pK

= 5,4

Aufgaben



Eine Lösung aus Blausäure (HCN, schwache Säure) der Konzentration c(HCN) = 0,1 mol/L hat den pH-Wert 3,96. Berechne c(H

), den K

-Wert und pK

-Wert der Säure.



Welchen pH-Wert hat eine Lösung aus Salpetersäure

(HNO

) der Konzentration 0,2 mol/L?

K

und pK

-Wert



K

und pK

als Maß für die Säurestärke – analog gelten K

und pK

als Maß für die Basenstärke.

 Wasser fungiert hier als Protonen-Donator und das freie Elektronenpaar am N-Atom als Elektronenakzeptor.

Protolyse einer Base am Beispiel von Ammoniak

K

und pK

-Wert

Achtung: K

und pK

beziehen sich nicht auf

H

sondern auf OH

!

Aufgaben



In einen Liter Wasser werden 2 g NH

(starke Base) eingeleitet – welchen pH-Wert hat die Lösung?



In einen Liter Wasser werden 3 g HS

(schwache Base) eingeleitet – die Lösung hat den pOH-Wert 4,06.

Berechne c(OH

), den K

-Wert und pK

-Wert der Base.



M(N)=14 g/mol M(H) = 1 g/mol M(S) = 32 g/mol

Neutralisationsreaktion

Durch Zugeben von Base zu einer sauer reagierenden wässrigen Lösung kann man eine Neutral reagierende Lösung herstellen. Die dabei

stattfindenden Neutralisationsreaktionen laufen nach der allgemeinen Gleichung:

Säure + Base  Salz + Wasser

Die Reaktion ist exotherm, die frei werdende Wärme wird als Neutralisationswärme bezeichnet.

Aufgaben



In einen Liter Wasser werden 2 g NH

(starke Base) eingeleitet – welchen pH-Wert hat die Lösung?



In einen Liter Wasser werden 3 g HS

(schwache Base) eingeleitet – die Lösung hat den pOH-Wert 4,06.

Berechne c(OH

), den K

-Wert und pK

-Wert der Base.



M(N)=14 g/mol M(H) = 1 g/mol M(S) = 32 g/mol

Lösung Aufgabe 1

NH₂^- + H₂O = NH₃ + OH^-

 c(OH^-) ergibt sich aus der Stoffmenge NH₂^-, da es sich um eine starke Base handelt: c(NH₂^-) ≈ c(OH^-)

 n(NH₂^-) = m(NH₂^-) / M(NH₂^-)  2 g / 16 g/mol = 0,125 mol

 Berechnung des pOH-Wertes: pOH = - log [c(OH^-)]

 pOH = - log [0,125] = 0,9

 pH = 14 – pOH  14 – 0,9 = 13,1

Lösung Aufgabe 2

 Berechnung der Stoffmenge: 3 g HS^- / 33 g/mol = 0,091 mol

 Berechnung von c(OH^-): pOH = - log[c(OH^-)]

 Umformung: 10^-pOH = c(OH^-)  10^-4,06 = 0,000087 = c(OH^-)

 K_B =

0.000000083.



- log(K

) = pK

= 7,07

Zusammenhang pH, K

, pOH



Ionenprodukt des Wassers:

K

= c(H

) * c(OH

)  10

= c(H

) * c(OH

) -log(10

) = -log[c(H

)] * -log[c(OH

)]

14 = pH + pOH Bsp: 14 = 3 + 11

14 – pOH = pH

Neutralisationsreaktion

Durch Zugeben von Base zu einer sauer reagierenden wässrigen Lösung kann man eine Neutral reagierende Lösung herstellen. Die dabei

stattfindenden Neutralisationsreaktionen laufen nach der allgemeinen Gleichung:

Säure + Base  Salz + Wasser

Die Reaktion ist exotherm, die frei werdende Wärme wird als Neutralisationswärme bezeichnet.

Schwache Säuren und Basen

 Allgemeine Formel zur Berechnung der pH-Werte von Lösungen einer schwachen Säure oder Base

Schwache Säure: pH = ½ [pK_S – log(c₀)]

Schwache Base: pOH = ½ [pK_B – log(c₀)]

Aufgaben

 Kohlensäure ist eine schwache Säure (pK_S = 6,52): Welchen pH-Wert besitzt eine Lösung aus 0,54 mol Kohlensäure in 400 mL Wasser?

 Ammoniak (NH₃) ist eine schwache Base (pK_B = 4,75): Welchen pH- Wert besitzt eine Lösung aus 0,2 mol Ammoniak in 1,5 Litern Wasser?

Schwache Säure: pH = ½ [pK_S – log(c₀)]

Schwache Base: pOH = ½ [pK_B – log(c₀)]

Lösung

Aufgabe 1

𝑐 = ^𝑛_𝑉 = ^{0,54 𝑚𝑜𝑙}_{0,4 𝐿} = 1.35 ^𝑚𝑜𝑙_𝐿 | pK_S = 6,52

pH = ½ [pK_S – log(c₀)] = ½ [6,52 – log(1,35)] = 3,19 Aufgabe 2

𝑐 = ^𝑛

𝑉 = ^{0,2 𝑚𝑜𝑙}

1,5 𝐿 = 0,133 ^𝑚𝑜𝑙

𝐿 | pK_B = 4,75 pOH = ½ [pK_B – log(c₀)] = ½ [4,75 – log(0,133)] = 2,81

pH = 14 – pOH = 14 - 2,81 = 11,19

Puffer

- Puffersysteme stellen natür- liche Regelmechanismen dar.

- Gibt man nur 1 mL

konzentrierte Natronlauge zu 1 L neutralem Wasser ändert sich der pH-Wert von 7 auf 11!

Gibt diesen Milliliter in eine gepufferte Lösung, so ändert sich der pH-Wert kaum.

Puffer

- Puffersysteme enthalten schwache Säuren und ihre

korrespondierende Base bzw. schwache Basen und ihre

korrespondierende Säure in relativ hohen Konzentrationen (gemessen an den den Stoffmengen der zugegebenen H⁺- oder OH^- -Ionen)

- Der Lösung zugegebene H⁺- oder OH^- -Ionen werden von diesen Teilchen „abgefangen“ und neutralisiert

Puffer

 Ein gutes Beispiel für einen Puffer ist der Essigsäure-Acetat- Puffer. Zusammensetzung: 50 % Essigsäure (CH₃COOH) und 50 % Acetat (CH₃COO^-)

 Beispiel: Zugabe von Salzsäure

 HCl reagiert mit Acetat: HCl + CH₃COO^- -> Cl^- + CH₃COOH

 Somit wurde aus einer starke Säure (HCl) eine schwache

(CH₃COOH). Letztere dissoziiert kaum, daher sinkt der pH-Wert nur leicht – die Lösung hat die Wirkung von HCl abgepuffert.

Puffer

 Beispiel: Zugabe von Natronlauge

 NaOH reagiert mit Essigsäure:

NaOH + CH₃COOH -> Na⁺ + CH₃COO^-

 Somit wurde aus einer starke Säure (NaOH) eine schwache

(CH₃COO^-). Letztere nimmt kaum Protonen auf, daher steigt der pH-Wert nur leicht – die Lösung hat die Wirkung von NaOH

ebenfalls abgepuffert.

Zusammenfassung

Puffer verhindern starke pH-Wertänderungen, indem die zugegebenen starken Säuren und Basen mit den

enthaltenen schwachen Säuren bzw. Basen reagieren.

Dabei entstehen wiederum schwache Säuren bzw. Basen, welche den pH-Wert kaum beeinflussen. Die

Pufferwirkung hält, bis eine Komponenten des Puffers

verbraucht – dann steigt der pH-Wert sprunghaft an.