Säuren und Laugen Flashcards
(11 cards)
Arrhenius/Brönsted
Arrhenius: Eine Säure ist ein Stoff, der in wässriger Lösung in H⁺-Ionen und Säurerest-Ionen dissoziiert.
Eine Base ist ein Stoff, der in wässriger Lösung in OH⁻-Ionen und Beserest Ionen dissoziiert OH⁻-Ionen der Base zu Wasser
Bei der Säure-Base-Reaktion reagieren die dissoziierten H⁺-Ionen der Säure mit den dissoziierten OH⁻-Ionen der Base
Säure + Base → Wasser + Salz - Base und Säure neutralisieren sich
Dieses Konzept hat Schwächen, da es Reaktionen außerhalb von Wasser nicht betrachtet
Brönsted: Erweiterte die Theorie, allgemeingültiger
Säure = Protonendonator
Base = Protonenakzeptor
Bei einer Säure-Base-Reaktion werden Protonen nach dem Donator-Akzeptor-Prinzip übertragen
Protonen können nicht frei auftreten, Säuren können nur reagieren wenn das Proton von einer Base aufgenommen wird
Protonenübertragung von einer Säure auf eine Base → Protolyse
Säure-Basen-Paare
Eine Säure gibt ein Proton ab. Das entstandene Molekül ist in der Lage, wieder ein Proton aufzunehmen. Es wird zur Base. Dadurch ist es das erste Säure-Base-Paar welches sich an der Säure-Base-Reaktion beteiligt
Eine Base nimmt ein Proton auf. Das entstandene Molekül ist in der Lage, wieder ein Proton abzugeben. Es wird zur Säure. Dadurch ist es das zweite Säure-Base-Paar.
Autoprotolyse des Wassers
Destilliertes Wasser (Wasser ohne Ionen aus z.B. gelösten Salzen) leitet Strom → wieso?
H3O⁺ = Oxonium-Ion, OH⁻ = Hydroxid-Ion
Wassermoleküle reagieren miteinander nach dem Donator-Akzeptor-Prinzip → es ist eine Säure-Base-Reaktion, eine Protonenübertragung (Protolyse) findet statt
Gleichgewichtsreaktion, die Konzentration beider Teilchen ist gleich
Gleichgewicht stark auf der Seite der Edukte (H2O)
pH-Skala
Kann mit Indikatoren (z.B. Universalindikator) bestimmt werden
Ob Lösungen sauer, neutral oder alkalisch reagieren hängt mit der Konzentration von H3O⁺ ab
Neutralpunkt wie im reinen Wasser c(H3O⁺ ) = 10⁻⁷ mol x l⁻¹
Ist die Konzentration größer ist die Lösung sauer, ist sie kleiner alkalisch
Um einfacher für alltag → pH-Wert, negativer Zehnerlogarithmus des Zahlenwertes der H3O⁺-Ionenkonzentration
Erhöhung/Verringerung um 1 pH = 10-fache Erhöhung/Verringerung der Säurekonzentration
Säurekonstante PKs
Trotz selber Ausgangskonzentration ist pH-Wert nicht bei allen Säuren gleich
Protolyseverhalten spielt eine Rolle
Bei starken Säuren läuft Protolyse praktisch vollständig ab
Heißt c(H3O⁺ ) stimmt mit Ausgangskonzentration überein
Bei schwachen Säuren gibt eine kleinere Anzahl an Molekülen ihr Proton tatsächlich ab. Die Protolyse läuft unvollständig ab und das Protolysegleichgewicht liegt stark auf der Seite der Edukte
Säurekonstante Ks: Lässt sich mit dem Massenwirkungsgesetz herleiten, Maß für die Stärke einer Säure → niedrige Werte, für alltag negativer Zehnerlogarithmus pKs
Je kleiner pKs-Wert, desto stärker die Säure
Berechnung von pH (schwache/starke Säuren)
Annahme bei starken Säuren: Menge an Oxonium-Ionen entspricht der Menge der zugegebenen Säuremoleküle => Konzentrationen sind gleich
Konzentration in pH Term einsetzen
Bei einer schwachen Säure muss der pKs-Wert mit eingerechnet werden
pH = 0,5(pKs - lg(c))
Die Formel lässt sich durch das Massenwirkungsgesetz herleiten
Berechnung von c (schwache/starke Säuren)
Umstellen der pH Formel, falls pH angegeben ist
Starke Säure: c(H3O⁺) = 10⁻ᵖᴴ
Schwache Säure: c(H3O⁺) = 10ᵖᴷˢ⁻⁽ᵖᴴ˟²⁾
Säure-Basen-Indikatoren
Häufig selbst schwache Säuren oder Basen
Die Säure (HInd) hat eine andere Farbe als die Base (Ind⁻)
Farbe wird von Konzentrationsverhältnis zwischen Indikatorsäure und Indikatorbase bestimmt
Überwiegt HInd, nimmt es die Farbe der Indikatorsäure an
Überwiegt Ind⁻, nimmt es die Farbe der Indikatorbase an
Umschlagpunkt: Gleiche Konzentration - z.B. Mischfarbe
Umschlagbereich von c.a. 2 pH-Einheiten wegen Beschränkung des Auges
Beispiel 1: Bromthymolblau: Sauer = Gelb, Alkalisch = Blau, Umschlagbereich = Grün
Beispiel 2: Universalindikator: Mischung aus verschiedenen Indikatoren mit verschiedenen Umschlagbereichen
Gibt genauere Angaben, wo wir uns auf der pH-Skala befinden
Beispiel 3: pH-Meter: bei farbigen Lösungen kann eine Elektrode auf elektrochemischen Wege den pH-Wert ermittelt
Neutralisation
Reaktion zwischen einer Säure und einer Lauge
Oxonium-Ionen der sauren Lösung reagieren also Protonendonator mit den Hydroxid-Ionen der alkalischen Lösung als Protonenakzeptor
Es entsteht eine neutrale Salzlösung
Die Anzahl von Hydroxid-Ionen muss mit der Anzahl der Oxonium-Ionen identisch sein
Das heißt selbes Volumen von einer Lösung mit derselben Konzentration
Falls die Lösung nur halb so konzentriert ist, wird auch die doppelte Anzahl benötigt usw.
Mehrprotonige Säuren können mehrere Protonen abgeben. Bei einer 2-protonigen Säure entstehen pro Molekül zwei Oxonium-Ionen. Also wird eine doppelte Menge an gleich konzentrierter Lauge gebraucht
Titration
Auch Neutralisationstitration
Man beginnt mit einer Probe mit abgemessenen Volumen
Wird mit einem Indikator gemessen, bei welchem der pH-Wert des Endprodukts in der Mitte des Umschlagbereiches liegt
Man fügt Lösung mit bekannter Konzentration hinzu
Endpunkt an dem die Lösung neutral ist = Äquivalenzpunkt
Durch Farbumschlag des Indikators angezeigt
Dadurch kann die Konzentration der Probe berechnet werden:
c = n/V
Leitfähigkeitstitration
Bei farbigen Lösungen Indikator unmöglich
Stattdessen kann nach der Zugabe der Maßlösung die Leitfähigkeit gemessen werden
Werte werden grafisch aufgetragen
Der Äquivalenzpunkt kann bestimmt werden, da je mehr Ionen in der Lösung vorhanden sind, desto höher ist die Leitfähigkeit
Wenn die Probelösung komplett dissoziiert ist, ist die Leitfähigkeit hoch
Durch Hinzufügen der Maßlösung entsteht eine Reaktion mit Wasser als Produkt, wodurch die Leitfähigkeit sinkt
Am Äquivalenzpunkt ist die Leitfähigkeit am niedrigsten, wobei sie danach wieder steigt, da die Ionen in der Maßlösung überwiegen
Bei schwachen Säuren reagiert nur ein Teil der Lösung und einige weitere Leistungsträger (kleinere Beweglichkeit als Hydroxid-Ionen etc.) entstehen auch bei der Reaktion, weswegen die Titration weniger klar ist und die Leitfähigkeit stets ansteigt. Nachdem der Äquivalenzpunkt erreicht wurde, steigt der Graph jedoch steiler.
