Chemie Seminar, Herr Dr. Fink, vorgetragen von Maximilian Stietzel Säure-Base Konzepte I Chemie Seminar, Herr Dr. Fink, vorgetragen von Maximilian Stietzel

Gliederung Anwendung des MWG auf Säure-Base-Reaktionen pH-Wert allgemein Stärke einer Säure bzw. einer Base pH-Werte starker und schwacher Säuren Warum nicht pH Wert, um die Stärke einer Säure anzugeben? Indikatoren Acidimetrie

Anwendung des MWG auf Säure-Base Reaktionen H 2 O + H 2 O ⇌ H 3 O + + OH − „Autoprotolyse“ MWG: 𝑐 H 3 O + ∙𝑐(O H − ) 𝑐 2 ( H 2 O) =𝐾 𝑐 H 2 O = 𝜚 H 2 O 𝑀 H 2 O = 𝑚 𝑉 𝑚 𝑛 = 1000 𝑔 𝐿 18,015 𝑔 𝑚𝑜𝑙 =55,51 𝑚𝑜𝑙 𝐿 𝐾 ∙ 𝑐 2 H 2 O =𝑐 H 3 O + ∙𝑐(O H − ) 𝐾 𝑊 =1,0 ∙ 10 −14 𝑚𝑜𝑙 2 𝐿 2 , 𝑏𝑒𝑖 22°𝐶 𝑐 H 3 O + =𝑐 O H − = 𝐾 𝑊 =1,0 ∙ 10 −7 𝑚𝑜𝑙 𝐿 , 𝑖𝑛 𝑟𝑒𝑖𝑛𝑒𝑚 𝑊𝑎𝑠𝑠𝑒𝑟

pH-Wert 𝑝𝐻=− log 𝑐 H 3 O + 𝑚𝑜𝑙 𝐿 𝑝𝑂𝐻=− log 𝑐(OH − ) 𝑚𝑜𝑙 𝐿 Für reines Wasser: 𝑐 H 3 O + = 10 −7 𝑚𝑜𝑙 𝐿 , demnach:𝑝𝐻=− 𝑙𝑜𝑔 10 −7 𝑚𝑜𝑙 𝐿 𝑚𝑜𝑙 𝐿 =7 pH-Wert Erniedrigung um 1 Einheit bewirkt Verzehnfachung von 𝑐 H 3 O + 𝑝𝐻+𝑝𝑂𝐻=𝑝 𝐾 𝑊 =− log 𝐾 𝑊 𝑚𝑜𝑙 2 𝐿 2 =14 𝑝𝐻=14 −𝑝𝑂𝐻

Säurestärke („Acidität“) Protoloyse einer Säure, HA, in Wasser: HA+ H 2 O ⇌ H 3 O + + A − Säuredissoziationskonstante: 𝐾= 𝑐 H 3 O + ∙𝑐( A − ) 𝑐 HA ∙ 𝑐(H 2 O) 𝐾∙ 𝑐(H 2 O)= 𝑐 H 3 O + ∙𝑐( A − ) 𝑐 HA 𝐾 𝑆 = 𝑐 H 3 O + ∙𝑐( A − ) 𝑐 HA Protolyse einer Base, B, in Wasser: B+ H 2 O ⇌ BH + + OH − Basendissoziationskonstante: 𝐾 𝐵 = 𝑐 BH + ∙𝑐( OH − ) 𝑐 B

Säurestärke („Acidität“) Dissoziationsgrad α: 𝛼= 𝑐( A − ) 𝑐 HA bzw. 𝛼= 𝑐( BH + ) 𝑐 B Wenn 𝛼=1, dann ist die Säure vollständig dissoziiert → „starke Säure“ Wenn 𝛼<1, dann „schwache Säure“ je vollständiger Protonenübergang, desto stärker liegt Gleichgewicht auf Seite der Produkte, umso höher ist 𝐾 𝑆 / 𝐾 𝐵 , umso stärker ist die Säure/Base 𝑝 𝐾 𝑆 =− log 𝐾 𝑆 ↔ 𝐾 𝑆 = 10 −𝑝 𝐾 𝑆 𝑝 𝐾 𝐵 =− log 𝐾 𝐵 ↔ 𝐾 𝐵 = 10 −𝑝 𝐾 𝐵 je kleiner 𝑝𝐾, desto stärker die Säure/Base 𝑝 𝐾 𝑆 + 𝑝 𝐾 𝐵 =𝑝 𝐾 𝑊 =14

pH-Wert starker Säuren starke Säuren: 𝑝 𝐾 𝑆 ≤4,5 Dissoziationsgrad 𝛼≈1 HA+ H 2 O H 3 O + + A − 𝑐 H 3 O + ≈ 𝑐 0 (HA) 𝑝𝐻=− log 𝑐 H 3 O + 𝑚𝑜𝑙 𝐿 =− log 𝑐 0 (HA) 𝑚𝑜𝑙 𝐿

pH-Wert schwacher Säuren schwache Säuren: 𝑝 𝐾 𝑆 ≥ 4,5 Dissoziationsgrad 𝛼<1 HA+ H 2 O ⇌ H 3 O + + A − 𝑝𝐻= 1 2 ∙ 𝑝 𝐾 𝑆 − log 𝑐 0 HA 𝑚𝑜𝑙 𝐿

Warum nicht pH Wert, um die Stärke einer Säure anzugeben? pH-Wert ist konzentrationsabhängig Beispiel: HCl mit 𝑝 𝐾 𝑆 =−7, demnach starke Säure: wenn 𝑐 HCl =0,1 𝑚𝑜𝑙 𝐿 , dann ist 𝑝𝐻=− log 0,1 𝑚𝑜𝑙 𝐿 𝑚𝑜𝑙 𝐿 =1 wenn 𝑐 HCl =1 0 −6 𝑚𝑜𝑙 𝐿 , dann ist 𝑝𝐻=− log 1 0 −6 𝑚𝑜𝑙 𝐿 𝑚𝑜𝑙 𝐿 =6 H 2 S mit 𝑝 𝐾 𝑆 =7, demnach schwache Säure: wenn 𝑐 0 H 2 S =0,1 𝑚𝑜𝑙 𝐿 , dann ist 𝑝𝐻= 1 2 ∙ 7− log 0,1 𝑚𝑜𝑙 𝐿 𝑚𝑜𝑙 𝐿 =4 wenn 𝑐 0 H 2 S =10 𝑚𝑜𝑙 𝐿 , dann ist 𝑝𝐻= 1 2 ∙ 7− log 10 𝑚𝑜𝑙 𝐿 𝑚𝑜𝑙 𝐿 =1,875 Säurestärke gibt an, zu welchem Grad die Säure dissoziiert Der pH-Wert gibt lediglich die Konzentration der H 3 O + -Ionen wieder

Indikatoren Abb. 1: Auswahl einiger Indikatoren Indikatoren = schwache Säuren HInd ⇌ H + + Ind −

Acidimetrie Konzentrationsbestimmung einer Säure mit Hilfe einer Base durch Titration Probelösung: Säure, bekanntes Volumen, unbekannte Konzentration Maßlösung: Base, bekannte Konzentration Titration bis zum Umschlagpunkt des eingesetzten Indikators, danach Ablesen des verbrauchten Volumens an Maßlösung

Quellen Bildquelle: Abb. 1: Charles E. Mortimer, Ulrich Müller - Chemie Das Basiswissen der Chemie, 9. Auflage, Seite 302 Charles E. Mortimer, Ulrich Müller - Chemie Das Basiswissen der Chemie, 9. Auflage Erwin Riedel, Hans-Jurgen Meyer - Allgemeine und Anorganische Chemie, 11. Auflage Duden, Basiswissen der Chemie, 3. Auflage Vorlesungsfolien von Herrn Prof. Auner, WS 2013/2014