Was ist wichtig für die vierte Kursarbeit?

Was ist wichtig für die vierte Kursarbeit?
Alte Begriffe/Zusammenhänge: Das chemische Gleichgewicht: Massenwirkungsgesetz und Formulierung des
MWG aus einer Reaktionsgleichung. Prinzip des Kleinsten Zwangs: Satz von LeChatelier, Begründung von
Gleichgewichtsverschiebungen durch thermodynamische Betrachtung: Zusammenhang von K und der Freien
Gibbs’schen Enthalpie, Berechnung von Gleichgewichtskonzentrationen, Säure-Base-Reaktionen, Definition und
Berechnungen des pH-Wertes, konjugierte Säure-Base-Paare.
Neue Begriffe/Zusammenhänge:
1. schwache und starke Säuren, schwache und starke Basen, Zusammenhang starke Säure besitzt schwache
konjugierte Base; eine schwache Säure besitzt starke konjugierte Base.
2. Zusammenhang zwischen, ein/zwei/drei-Protonige Säuren und unterschiedlichen Protolysestufen.
3. Zusammenhang von K, KS und pKS-Werten, bzw KB und pKB-Werten.
4. Für konjugierte Säure/Base-Paare gilt: pKS + pKB = 14.
5. Ionenprodukt des Wassers: KW bzw. pKW-Wert. Gleichgewicht von [H3O+] und [OH-]. pH + pOH = 14.
6. pH-Berechnung für unterschiedlich starke Säuren und Basen bei unterschiedlichen Konzentrationen.
7. Salz-pH: starke Säure+starke Base, starke Säure+schw. Base, schw. Säure+starke Base, schw. Säure+schw. Base.
8. Titration: Indikatoren. Probelösung in der Vorlage wird mit Maßlösung in der Bürette titriert. Interpretation von
Titrationskurven: pH von Start, Halbäquivalenzpunkt (bei schwachen Säuren oder Basen ist das der Pufferpunkt),
Äquivalenzpunkt, streben des End-pH gegen den pH der Maßlösung.
9. Puffersysteme: schwache Säure + starke Base am Halbäquivalenzpunkt, bzw. starke Säure + schwache Base am
Halbäquivalenzpunkt, Puffer-pH-Berechnungen mittels Henderson-Hasselbalch.
10. Pufferpunkt ([HA] = [A-]), Pufferkapazität (Konzentrationsabhängigkeit )und Pufferbereich (pH im Bereich pKS±1)
Reine Säure- bzw. Base-Lösungen:
Stark
Säure
Base
Schwach
pH = −log c0 (Säure)
Säure vollständig protolysiert,
daher [H3O+] = c0(HA)
1
pH = [pK S − log c0 (Säure)]
2
pOH = −log c0 (Base)
Säure vollständig protolysiert,
daher [OH-] = c0(B)
1
pOH = [pK B − log c0 (Base)]
2
Salze der Reaktion von:
Starke Base
Schwache Base
1
pH = [pK S (konj. Säure) − log c0 ]
2
Konj. Säure der schwachen Base
entscheidend: pH ist sauer
Starke Säure
pH-neutral
1
pOH = [pK B (konj. Base) − log c0 ]
2
Konj. Base der schwachen Säure
entscheidend: pH ist basisch
Schwache Säure
pH-neutral
Puffersysteme Halbäquivalenzpunkt :
+ Zugabe starke Base
+ Zugabe schwache Base
Ergibt keinen Puffer.
[𝐻𝐴]
[𝐴− ]
Henderson-Hasselbalch, z.B.
Ammoniumchlorid-Puffer: HA ist hier NH4+
[𝐻𝐴]
[𝐴− ]
Henderson-Hasselbalch, z.B.
Natriumacetat-Puffer: HA ist hier CH3COOH
Haben wir im Unterricht nicht
durchgenommen.
Starke Säure
als Vorlage
pH = 𝑝𝐾𝑆 − 𝑙𝑜𝑔
Schwache Säure
als Vorlage
pH = 𝑝𝐾𝑆 − 𝑙𝑜𝑔
Aufgaben: Erkläre den Kurvenverlauf und berechne sämtliche pH-Werte. pKB(NH3) = 4,75
Titration von 100ml 0,1M NH3 mit 0,1M HCl
12
1
11
10
2
5
9
7
6
3
5
4
3
4
2
1
Volumen Maßlösung (mL)
200
190
180
170
160
150
140
130
120
110
100
90
80
70
60
50
40
30
20
10
0
0
pH
8
Es handelt sich um die Titration einer schwachen Base mit einer starken Säure. Dabei entsteht am
Halbäquivalenzpunkt (50ml Zugabe an Maßlösung, Punkt 2 ein optimales Puffergemisch aus 50% AmmoniumKationen (NH4+) und Ammoniak (NH3) . Am Äquivalenzpunkt, Punkt 3, gilt die Regel, dass die konjugierte Säure der
schwachen Base bestimmend für den pH-Wert ist, der pH liegt also im sauren Bereich. Gibt man unendlich viel
Maßlösung zu, geht der pH gegen den der Maßlösung, also 1.
1
2
pOH = [pK B − log c0 (Base)] =
1
1
[4,75 −
2
log 0,1] =
5,75
2
= 2,875
pH = 14 - 2,875 = 11,125
[HA]
0,05
2
pH = pK S − log [A−] = (14 − 4,75) − log 0,05 = 9,25
3
pH = 2 [pK S (konj. Säure) − log c0 ] = 2 [9,25 − log 0,1] =
4
pH = −log c0 (Maßlösungs HCl) = − log 0,1 = 𝟏
5
Pufferbereich: 8,25 < Puffer-pH < 10,25
1
1
10,25
2
= 𝟓, 𝟏𝟐𝟓
Lösungen Aufgabe 1.1 und 1.2, Abitur 2010, Natriumhydrogencarbonat:
„Natron (Natriumhydrogencarbonat, NaHCO3) ist ein Salz, das in vielen Bereichen Verwendung findet. […]“
Zu 1):
a) NaHCO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O
b) In eine Vorlage (z.B. ERLENMEYER-Kolben) pipettiert man eine definierte Menge (z.B. 10 mL) der Vorlage. Dazu
gibt man einige Tropfen eines geeigneten Indikators. Nun befüllt man eine Bürette mit der Maßlösung und gibt
diese tropfenweise so lange in die Vorlage ab, bis der Indikator umschlägt. Während der Zugabe der Maßlösung
zur Vorlage schüttelt man die Vorlage ständig. Ist der Umschlagspunkt des Indikators erreicht, muss man an der
Bürette die Menge an verbrauchter Maßlösung ablesen. Unter Berücksichtigung der Mengen von Maßlösung
und Vorlage sowie der Konzentration der Maßlösung berechnet man nun die Konzentration des Probesubstanz
in der Vorlage.
c) Verbrauchte Stoffmenge HCl in 10,3ml:
n(HCl) = 1,03 · 10-2 mol
Am ÄP entspricht dies der Stoffmenge an NaHCO3: n(NaHCO3) = 1,03 · 10-2 mol
Umrechnung von Stoffmenge auf Masse:
m(NaHCO3) = n · M = 1,03 · 10-2 mol · 84 g/mol = 0,865 g.
Zu 2) Struktur von HCO3-:
HCO3- kann das positiv polarisierte H-Atom am Sauerstoff als Proton abdissoziieren und so als Säure reagieren. HCO3kann aber auch wegen der des fehlenden H-Atoms am anderen negativ geladenen Sauerstoffatom ein Proton
aufnehmen und so als Base reagieren.
Reaktion 1: von HCO3- mit H2O, HCO3- reagiert sauer:
HCO3-
+ H2O
⇌ CO32- + H3O+
Reaktion 2: von HCO3- mit H2O, HCO3- reagiert basisch:
HCO3-
+ H2O
⇌ H2CO3 + OH-
Eine Hydrogencarbonatlösung sollte basisch sein.
Bei der Begründung schätzt man ab: Man nutzt die Regel, dass “je kleiner der pKS, desto starker die Säure”
pKS (HCO3-) = 10,33
(Gilt für Reaktion 1)
pKB (HCO3-) = 7,65
(Gilt für Reaktion 2. Ergibt sich aus dem pKS von H2CO3: Hier findet die Rückreaktion der
konjugierten Base der Kohlensäure statt!)
Hieraus erkennt man, dass Hydrogencarbonat eine stärkeren Basencharakter als einen Säurecharakter besitzt. Es
läuft also vornehmlich Reaktion 2 ab, damit wird die Lösung basisch.
Berechne die zugehörigen pKS- und pKB-Werte der Ampholyte:
pKS (H2PO4-) = _______
Das Dihydrogenphosphat-Anion ist eine __________
pKB (H2PO4-) = _______
Säure, bzw. eine __________ Base
pKS (HSO3-) = _______
Das Hydrogensulfit-Anion ist eine __________
pKB (HSO3-) = _______
Säure, bzw. eine __________ Base
pKS (HSO4-) = _______
Das Hydrogensulfat-Anion ist eine __________
pKB (HSO4-) = _______
Säure, bzw. eine __________ Base
Lösungen:
pKS (H2PO4-) = 7,2
Das Dihydrogenphosphat-Anion ist eine schwache
pKB (H2PO4-) = 14-2,15 = 11,85 (konj. Base zu H3PO4)
Säure, bzw. eine noch schwächere Base
pKS (HSO3-) = 7,19
Das Hydrogensulfit-Anion ist eine schwache
pKB (HSO3-) = 14-1,86 = 12,14 (konj. Base zu H2SO3)
Säure, bzw. eine noch schwächere Base
pKS (HSO4-) = 1,99
Das Hydrogensulfat-Anion ist eine mittelstarke
pKB (HSO4-) = 14+3 = 17 (konj. Base zu H2SO4)
Säure, bzw. eine extrem schwache Base

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