Säure - Base - Theorien S. Arrhenius (1887) Säuren sind Stoffe, die in wässriger Lösung H+(aq) -Ionen bilden, während Basen OH-(aq) -Ionen bilden. H2SO4, HNO3, HCl, NaOH, Ba(OH)2, aber: NH3, CH3- , OCH3- ? Neutralisation: H+(aq) + OH-(aq) H2O Säure - Base - Theorien J. Brönsted, T. Lowry (1923) Säuren sind Stoffe, die Protonen abgeben können (Protonendonatoren). Basen sind Stoffe, die Protonen aufnehmen können (Protonenakzeptoren). H2SO4, HNO3, HCl, NaOH, Ba(OH)2, NH3, CH3- , OCH3Neutralisation: H3O+ + OH- H2O + H2O Das Konzept von Brönsted und Lowry Eine Säure ist ein Protonen-Donator. Eine Base ist ein Protonen-Akzeptor. Eine Säure-Base-Reaktion ist die Protonenübertragung von einer Säure auf eine Base. HA + B Säure 1 A- + HB+ Base 1 Base 2 Säure 2 Bei einer Säure-Base-Reaktion treten immer zwei konjugierte SäureBase-Paare auf. Beispiele für Säure-Base-Reaktionen in wässriger Lösung S1 B2 B1 S2 HNO3 + H2O NO3- + H3O+ HCl + H2O Cl - + H3O+ H2O + CO32- OH - + HCO3- H 2O + HCO3- OH - + H2CO3 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 Säure-Base-Reaktion eingehen, wenn auch in sehr geringem Ausmass. Die Aktivität des reinen Wassers ist 1. S1 H2O B2 + H2O B1 OH - S2 + H3O+ Für 25°C gilt: • H3O + Kw = c • OH - ⋅c = 10 −14 Kw ist die Autoprotolysekonstante oder das „Ionenprodukt“ des Wassers. In reinem Wasser ist die Konzentration von H3O+ und OH- immer gleich. Daher gilt bei 25°C: • H 3O + • OH - c = c= −14 10= 10 −7 und −7 cH= c = 10 mol×dm + O OH 3 -3 Die pH-Skala • + H pH = − log10 c • OH − pOH = − log10 c Reines Wasser besitzt bei 25°C den pH-Wert 7. pH < 7: saure Lösung pH > 7: basische oder alkalische Lösung In wässrigen Lösungen gilt: pKw = pH + pOH = 14 • H 3O + Kw = c • OH - ⋅c = 10 −14 Stärke von Säuren und Basen H3O+ + A - HA + H2O A - + H2O Ka = • • H3O + A• HA ⋅c c c pK a = − log10 K a Kb = HA + OH - • • cHA ⋅ cOH • A- c pK b = − log10 K b Eine starke Säure hat einen grossen Ka - Wert (einen kleinen oder negativen pKa -Wert). Eine starke Base hat einen grossen Kb - Wert (einen kleinen oder negativen pKb -Wert). • • cH• O+ ⋅ cA• - cHA ⋅ c • • −14 OH 3 ⋅ = ⋅ = = Ka ⋅ Kb = c c K 10 w • • H 3O + OH cHA cA- Für korrespondierende Säure-Base-Paare gilt: pK a + pK b = 14 Säurestärke von Elementwasserstoff-Verbindungen H Säurestärke: H H C < H N H O < H < H F H H H EN: 2.5 3.0 3.4 4.0 pKa ca. 50 33 14.0 3.45 Säurestärke: H I > H Br > H Cl > H F rx/pm 140 115 100 50 EN: 2.5 2.8 3.1 4.0 pKa -11 -9 -7 3.45 Saure und basische Hydroxyverbindungen EN: x 3.5 2.1 E O H Spaltung führt zu basischer Lösung 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 Spaltung führt zu saurer Lösung + H2O E O H E(H2O)n+ + OH - E O E O H - E EN 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 + H 3 O+ Achtung: Die Elektronegativität hängt von der Oxidationsstufe ab! z.B. Pb (II) : 1.8 ; Pb (IV) : 2.3 Stärke von Oxosäuren O Säurestärke: O H pKa Cl O - 10 O O > H Cl O - 2.7 O O > Cl H O > O H 1.97 7.54 Cl Henderson-Hasselbalch-Gleichung HA + H2O Ka = cH• O+ ⋅ cA• 3 • HA c • H3O + − log c H3O+ + A - • H3O + c • K a ⋅ cHA = cA• - • cHA = − log K a − log • cA- − log cH• O+ 3 • cHA = − log K a − log • cA- • H 3O + − log c • HA • A- c = pH pK a − log c = − log K a + log cA• • cHA = pH pK a + log cA• • HA c Bedeutung der Hendersen-Hasselbalch-Gleichung • Bei bekanntem pH-Wert kann man das Konzentrationsverhältnis von Säure HA und konjugierter Base Aberechnen. • Bei pH = pKa ist cHA = cA• Ist cHA = cA-, so ist der pH gleich dem pKa der Säure. Dieser pH-Wert ist der Wendepunkt der Pufferkurve. = pH pK a + log cA• • cHA Pufferkurven = pH pK a + log = pH pK a + log cA• • cHA nAnHA http://www.chemgapedia.de/vsengine/topics/de/vlu/Chemie/Allgemeine_00032Chemie/S_00228uren_00032und_00032Basen/index.html Indikatorgleichgewichte H3O+ + In - HIn + H2O Ka = cH• O+ ⋅ cIn• - pH pK a + log = 3 • HIn c cIn• • HIn c Für den Farbumschlagpunkt gilt: • HIn c • In - =c cH• O+ = K a 3 pH = pK a Dissoziation sehr starker Säuren und Basen H3O+ + A - HA + H2O Konzentration der Säure HA: ca HB+ + OH - B + H2O Konzentration der Base B: cb Im Gleichgewicht gilt: cH O+ = ca cOH- = cb 3 • a pH = − log c • b pOH = − log c pH= 14 − pOH pH= 14 + log cb• Dissoziation einer schwachen Säure HA H3O+ + A - HA + H2O Konzentration der Säure HA: c0 Ka = • H3O + cH• O+ ⋅ cA• 3 • HA c • A- c = c= x x2 Ka = • c0 − x • HA • 0 c = c −x x 2 + K a ⋅ x − K a ⋅ c0• = 0 • H3O + c • H3O + c 1 1 2 • x= K a + K a ⋅ c0 = − Ka + 2 4 • 0 =≈ x Ka ⋅ c 1 pH ≈ (pK a − log c0• ) 2 log [OH- ] 0 -1 -2 -3 -4 -5 -6 log [Species] -7 -8 -9 -10 -11 -12 -13 -14 0 1 2 3 4 5 6 7 pH 8 9 10 11 12 13 14 log [H3O+] HAc, 0.01 mol/l pKa: 4.75 log [OH- ] 0 -1 log [Ac- ] -2 -3 -4 -5 -6 log [Species] -7 -8 -9 -10 -11 log [HAc] -12 -13 -14 0 1 2 3 4 5 6 7 pH 8 9 10 11 12 13 14 log [H3O+] H2CO3, 0.01 mol/l pKa1: 6.3 pKa2: 10.3 log [OH- ] 0 -1 log [CO32- ] -2 -3 -4 -5 log [HCO3- ] -6 log [Species] -7 -8 -9 -10 -11 log [H2CO3] -12 -13 -14 0 1 2 3 4 5 6 7 pH 8 9 10 11 12 13 14 log [H3O+] Titration einer starken Säure mit einer starken Base Titration von 20 ml Salzsäure (c = 0.1 M) mit Natronlauge (c = 0.1 M) http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_10/vlu/sb_titration.vlu/Page/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_10/kap10_8/kap10_8b.vscml.html Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base Titration von 20 ml Essigsäure (c = 0.1 M) mit Natronlauge (c = 0.1 M) http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_10/vlu/sb_titration.vlu/Page/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_10/kap10_8/kap10_8c.vscml.html Mehrstufige Titrationskurven Titration von 20 ml Oxalsäure (c = 0.05 M) mit Natronlauge (c = 0.1 M) Oxalsäure: pKa1 = 1.23; pKa1 = 4.19 Titrationskurve und Pufferkurven von Phosphorsäure Titration von 10 ml H3PO4 (c = 0.1 M) mit Natronlauge (c = 0.1 M) Phosphorsäure: pKa1 = 2.12; pKa1 = 7.21 pKa3 = 12.67 Pufferkurven der Phosphate Ammoniak-Springbrunnen https://www.cci.ethz.ch/mainpic.html?picnum=-1&control=0&language=0&ismovie=1&expnum=51 Rotkohlsaft als pH-Indikator https://www.cci.ethz.ch/mainpic.html?picnum=-1&control=0&language=0&ismovie=1&expnum=158 Säure-Base-Reaktion von CO2 mit Natronlauge https://www.cci.ethz.ch/mainpic.html?picnum=-1&control=0&language=0&ismovie=1&expnum=30
© Copyright 2024 ExpyDoc
