18 UE Präsenz - Selbststudium 1,3 ECTS Säuren und Basen 18 UE Präsenz - Selbststudium 1,3 ECTS

Überblick Schülervorstellungen – Phänomenologische Begriffsbestimmung Verschiedene Definitionen der Begriffe Stärke von Säuren und Basen Der pH-Wert Säure – Base - Reaktionen und Indikatoren Praktische Beispiele Selbststudium

Literatur Titel: Chemie Autoren: Charles E. Mortimer, Ulrich Müller Verlag: Thieme, 10. Auflage Internet: http://www.chemieunterricht.de http://www.chemgapedia.de Kompetenzmodell zu den Bildungsstandards für NAWI 8. Schulstufe https://www.bifie.at/node/1472

1. Schülervorstellungen Phänomenologie des Säure bzw. Basenbegriffes Was sind „Säuren“? Schmecken sauer. Lösen andere Stoffe auf. Gefahrensymbole Ätzend. Flüssig. Giftig.

Was sind „Basen“? glitschig. bitter. Seifen. Laugen. Natronlauge. 1. Schülervorstellungen - Phänomenologie des Säure bzw. Basenbegriffes Was sind „Basen“? glitschig. bitter. Seifen. Laugen. Natronlauge.

Woher kommt der Name Säure? 1. Schülervorstellungen - Phänomenologie des Säure bzw. Basenbegriffes Woher kommt der Name Säure?  Schmecken sauer Base? Robert Boyle: Basen bilden zusammen mit Säuren die Grundlage = Basis für Salze.

Die Wirkung von Säuren und Basen: 1. Schülervorstellungen - Phänomenologie des Säure bzw. Basenbegriffes Die Wirkung von Säuren und Basen: 22:18:52

1. Schülervorstellungen - Phänomenologie des Säure bzw. Basenbegriffes

2. Definitionen Aufgrund experimenteller Befunde wurden chronologisch folgende Definitionen für Säuren und Basen formuliert: Lavoisier 18. Jhd.  Liebig > 1803  Arrhenius 1887 Brönsted 1923: Lewis 1923: Auch für nichtwässrige Systeme anwendbar.

H • H+ Das Säure-Base-Konzept von Brönsted und Lowry 2. Definitionen Das Säure-Base-Konzept von Brönsted und Lowry Säuren sind Protonendonatoren Basen sind Protonenakzeptoren Protonen = H+ = winzige Teilchen mit starkem elektrischen Feld H • H+

Reaktionen bei denen H+-Ionen übertragen werden. 2. Definitionen Protolyse: Reaktionen bei denen H+-Ionen übertragen werden. Beispiele: HCl + H2O  H3O+ + Cl- HCl + NH3  NH4+ + Cl- Konjugierte Base zu HCl Konjugiertes Säure-Base-Paar Konjugiertes Säure-Base-Paar

3. Stärke von Säuren und Basen Schülervorstellung Stärke im Sinne der Brönsted-Definition Je ätzender oder zerstörerischer die Säure bzw. Base wirkt, desto stärker ist sie. Je stärker, desto größer die Tendenz H+-Ionen zu übertragen. Protolyse als chemisches Gleichgewicht.

3. Stärke von Säuren und Basen Die Gleichgewichtskonstante K als Maß für die Stärke von Säuren und Basen: G Freie Enthalpie 100% HA 0% HA HA H+ + A- KS = 𝑐 𝐻+ • 𝑐 𝐴− 𝑐(𝐻𝐴) < 1

3. Stärke von Säuren und Basen Die Gleichgewichtskonstante K als Maß für die Stärke von Säuren und Basen: G Freie Enthalpie 100% HA 0% HA HA H+ + A- KS = 𝑐 𝐻+ • 𝑐 𝐴− 𝑐(𝐻𝐴) > 1

KS = 𝑐 𝐻+ • 𝑐 𝐴− 𝑐(𝐻𝐴) > 1 KS = 𝑐 𝐻+ • 𝑐 𝐴− 𝑐(𝐻𝐴) < 1 3. Stärke von Säuren und Basen Beispiele für Säuren: Starke Säuren Salzsäure KS ≈ 106 Schwefelsäure KS ≈ 103 Salpetersäure KS ≈ 20 Phosphorsäure KS ≈ 10-2 Kohlensäure KS ≈ 10-6,4 KS = 𝑐 𝐻+ • 𝑐 𝐴− 𝑐(𝐻𝐴) > 1 Schwache Säuren KS = 𝑐 𝐻+ • 𝑐 𝐴− 𝑐(𝐻𝐴) < 1

Zusammenhänge zwischen Säurestärke und Molekülstruktur 3. Stärke von Säuren und Basen Zusammenhänge zwischen Säurestärke und Molekülstruktur Binäre H-Verbindungen: NH3 H2O HF PH3 H2S HCl H2Se HBr H2Te HI < < < < < < Die Säurestärke nimmt von oben nach unten zu

Zusammenhänge zwischen Säurestärke und Molekülstruktur Oxosäuren: 3. Stärke von Säuren und Basen Zusammenhänge zwischen Säurestärke und Molekülstruktur Oxosäuren: O H O Z H O Z O H O Z O HOCl Hypochlorige Säure HOClO = HClO2 Chlorige Säure HOClO2 = HClO3 Chlorsäure O H O Z O O HOClO3 = HClO4 Perchlorsäure

Zusammenhänge zwischen Säurestärke und Molekülstruktur 3. Stärke von Säuren und Basen Zusammenhänge zwischen Säurestärke und Molekülstruktur Weitere Beispiele für Oxosäuren: O H O Z O H O Z O HONO = HNO2 Salpetrige Säure HONO2 = HNO3 Salpetersäure H2OSO2 = H2SO3 Schwefelige Säure H2OSO3 = H2SO4 Schwefelsäure Ethanol < Essigsäure < Trichloressigsäure

4. Der pH-Wert Autoprotolyse von Wasser: K = 𝑐 𝐻3𝑂+ • 𝑐 𝑂𝐻− 𝑐 𝐻2𝑂 2 http://www.youtube.com/watch?v=4FWAaoqdv-c&feature=related G Freie Enthalpie K = 𝑐 𝐻3𝑂+ • 𝑐 𝑂𝐻− 𝑐 𝐻2𝑂 2 H2O + H2O H3O+ + OH- K • 𝑐 𝐻2𝑂 2 = KW KW = 𝑐 𝐻3𝑂+ • 𝑐 𝑂𝐻− KW = 1• 10-14 (bei 25°C) 100% H2O 0% H2O

𝑥•𝑥 = 1•10-14 H2O + H2O H3O+ + OH- KW = 𝑐 𝐻3𝑂+ • 𝑐 𝑂𝐻− = 1•10-14 4. Der pH-Wert Definition des pH-Wertes: pH = -log c(H3O+) Warum hat reines Wasser einen pH-Wert von 7? H2O + H2O H3O+ + OH- KW = 𝑐 𝐻3𝑂+ • 𝑐 𝑂𝐻− = 1•10-14 𝑥•𝑥 = 1•10-14 𝑥 = 1•10-7 mol/L pH = -log 1•10-7 = 7

Gibt es negative pH-Werte?  Ja, mit Einschränkungen! 4. Der pH-Wert Gibt es negative pH-Werte?  Ja, mit Einschränkungen! c(H3O+) = 1 mol/L  pH = 0 c(H3O+) = 2 mol/L  pH = -0,30 c(H3O+) = 3 mol/L  pH = -0,48 Bei Konzentrationen > 1 mol/L verhalten sich die Oxoniumionen nicht mehr unabhängig voneinander. Manche Säuren sind nicht so gut löslich um Konzentrationen > 1 mol/L zu erreichen.

Beispiele zur Berechnung des pH-Wertes: 4. Der pH-Wert Beispiele zur Berechnung des pH-Wertes: Bei starken Säuren und Basen ist die Berechnung besonders einfach! Grund: Die Konzentration der Säure oder Base ist praktisch ident mit der Konzentration von H3O+ bzw. OH- -Ionen. HNO3 + H2O H3O+ + NO3- c(HNO3) = 0,10 mol/L  pH = 1,0 NaOH Na+ + OH- KW = 𝑐 𝐻3𝑂+ • 𝑐 𝑂𝐻− = 1•10-14 c(NaOH) = 0,10 mol/L  pH = 13,0

Bedeutung des pH-Wertes: pH-Indikatoren Proteine Aminosäuren Böden 4. Der pH-Wert Bedeutung des pH-Wertes: pH-Indikatoren Proteine Aminosäuren Böden Löslichkeit (z.B. Kalk) Pufferlösungen (Blut, Mineralwasser, Milch) Neutralisationsreaktionen Säure-Base-Titrationen

5. Säure-Base-Reaktionen pH-Indikatoren: Bromthymolblau H-Ind + H2O H3O+ + Ind- KS = 𝑐 𝐻3𝑂+ • 𝑐 𝐼𝑛𝑑− 𝑐(𝑯𝑰𝒏𝒅)• 𝑐 𝐻2𝑂

5. Säure-Base-Reaktionen Bromthymolblau pH < 6 pH ≈ 7 pH > 7,6

KS = 𝑐 𝐻3𝑂+ • 𝑐 𝐼𝑛𝑑− 𝑐(𝑯𝑰𝒏𝒅)• 𝑐 𝐻2𝑂 < 1 5. Säure-Base-Reaktionen pH-Indikatoren: Phenolphthalein H-Ind + H2O H3O+ + Ind- KS = 𝑐 𝐻3𝑂+ • 𝑐 𝐼𝑛𝑑− 𝑐(𝑯𝑰𝒏𝒅)• 𝑐 𝐻2𝑂 < 1 KS von Phenolphthalein ist kleiner als von Bromthymolblau Phenolphthalein ist eine schwächere Säure als Bromthymolblau Bei pH = 7 ist 𝑐(𝑯𝑰𝒏𝒅) > als 𝑐(𝐼𝑛𝑑−)  farblos

5. Säure-Base-Reaktionen Phenolphthalein

KS = 𝑐 𝐻3𝑂+ • 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 5. Säure-Base-Reaktionen Pufferlösungen: Lösungen die eine schwache Säure und deren konjugierte Base enthalten. CH3 - COOH + H2O CH3 – COO- + H3O+ 0,5 mol/L 0,5 mol/L KS = 𝑐 𝐻3𝑂+ • 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻

KS = 𝑐 𝐻3𝑂+ • 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑐 𝐻3𝑂+ = KS • 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− 5. Säure-Base-Reaktionen Pufferlösungen: Lösungen die eine schwache Säure und deren konjugierte Base enthalten. CH3 - COOH + H2O CH3 – COO- + H3O+ KS = 𝑐 𝐻3𝑂+ • 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑐 𝐻3𝑂+ = KS • 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− logarithmieren und mit -1 multiplizieren pH = pKS - log• 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−

pH = pKS - log• 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− pH = pKS - log• 𝑐 𝐻𝐴 𝑐 𝐴− 5. Säure-Base-Reaktionen pH = pKS - log• 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 𝑐 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− pH = pKS - log• 𝑐 𝐻𝐴 𝑐 𝐴− Henderson-Hasselbalch-Gleichung Bsp.: Blutpuffer H2CO3 / HCO3- H2PO4- / HPO4- pKS = 6,40 pKS = 7,21

Salze schwacher Säuren und/oder Basen: 5. Säure-Base-Reaktionen Salze schwacher Säuren und/oder Basen: Bsp.: Na-Acetat Na2CO3 NH4-Acetat NH4Cl KHSO4 Reagieren beim Auflösen in Wasser basisch Reagiert beim Auflösen in Wasser neutral Reagieren beim Auflösen in Wasser sauer