18 UE Präsenz - Selbststudium 1,3 ECTS

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

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

3 Literatur Titel: Chemie Autoren: Charles E. Mortimer, Ulrich Müller
Verlag: Thieme, 10. Auflage Internet: Kompetenzmodell zu den Bildungsstandards für NAWI 8. Schulstufe

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

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

6 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.

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

8 1. Schülervorstellungen - Phänomenologie des Säure bzw. Basenbegriffes

9 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.

10 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+

11 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

12 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.

13 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

14 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

15 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

16 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

17 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

18 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

19 4. Der pH-Wert Autoprotolyse von Wasser: K = 𝑐 𝐻3𝑂+ • 𝑐 𝑂𝐻− 𝑐 𝐻2𝑂 2
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• (bei 25°C) 100% H2O 0% H2O

20 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

21 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.

22 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. HNO 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

23 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

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

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

26 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

27 5. Säure-Base-Reaktionen
Phenolphthalein

28 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

29 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−

30 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

31 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