L5&L6 05.12.2018 AC2 A. Soi.

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1 L5&L6 AC A. Soi

2 Die Stärke der Säuren Wasserstoffsäuren:
- Innerhalb einer Periode steigt die Säurestärke von Links nach rechts. In diese Richtung steigt auch die Polarität der X-H-Bindung. C-H > N-H > O-H > F-H - Innerhalb einer Gruppe nimmt die Säurestärke von oben nach unten zu. In diese Richtung nimmt auch die Bindungslänge der X-H-Bindung zu. pKS Säurestärke H-F > H-Cl > H-Br > H-I pKS Säurestärke AC A. Soi

3 Die Stärke der Säuren Sauerstoffsäuren: - Allgemeine Formel: XOn(OH)y
- Grober Trend: Eine Sauerstoffsäure ist um so stärker, je höher die Oxidationsstufe des Zentralatoms X ist. - Der pKs-Wert für die erste Protolysestufe beträgt in etwa: pKS1 ~ 7 - 5*n - Die pKS-Werte für die weiteren Protolysestufen sind deutlich höher . pKS2 ~ pKS1 + 5 pKS3 ~ pKS2 + 5 => „Eine mehrwertige Sauerstoffsäure wird um so schwächer, je mehr H+-Ionen sie bereits abgegeben hat“ AC A. Soi

4 Die Stärke der Säuren Kationensäuren
[M(H2O)6]z+(aq) + H2O ⇆ [M(OH)(H2O)5](z-1)+(aq) + H3O+(aq) %Protolyse ~ 0.1 M Lsg. Herleitung S. Hawkes; J.chem.Educ., 73, 516, 1996. AC A. Soi

5 Autoprotolyse des Wassers I
Teilchen, die wie Wassermoleküle, sowohl als Protonenakzeptor als auch als Protonendonator fungieren, nennt man Ampholyte. AC A. Soi

6 Autoprotolyse des Wassers II IONENPRODUKT DES WASSERS
2 H2O (l) H3O+(aq) + OH-(aq) AC A. Soi

7 In reinem Wasser sind infolge der Autoprotolyse des Wassers stets gleich viele H3O+-Ionen wie OH--Ionen vorhanden, nämlich: [H3O+] = [OH-]= 10-7 mol/L Beweis Die Zugabe von Säuren zu Wasser führt zu einem H3O+-Überschuss. Solche Lösung bezeichnet man als sauer. Die Zugabe von Basen zu Wasser führt zu einem OH--Überschuss. Solche Lösung bezeichnet man als basisch. Ob eine Lösung sauer oder basisch reagiert, kann mit Säure-Basen-Indikatoren nachgewiesen werden. Säure-Basen-Indikatoren sind Säuren oder Basen, welche infolge einer Protolysereaktion zu einer Farbänderung der zu prüfenden Lösungen führen. AC A. Soi

8 In wässrigen Elektrolytlösungen ist stets:
Definition des pH- & pOH-Wertes Da sich in Wasser die H3O+- und OH--Ionenkonzentration über mehrere Zehnerpotenzen erstrecken können, ist es viel bequemer anstatt die Konzentrationen die jeweiligen logarithmierten Werte anzugeben. Def.: Der pH-Wert ist der negative Zehnerlogarithmus der H3O+-Ionenkonzentration, [H3O+]. Der pOH-Wert ist der negative Zehnerlogarithmus der OH--Ionenkonzentration, [OH-]. pH = - Log [H3O+]  [H3O+] = 10-pH pOH = - Log [OH-]  [OH-] = 10-pOH In wässrigen Elektrolytlösungen ist stets: pH + pOH = 14 Das folgt aus dem Ionenprodukt des Wassers! Beweis AC A. Soi

9 In wässrigen Elektrolytlösungen ist stets:
Die pH-Wert-Skala Überschuss an [H3O+] Überschuss an [OH-] Sauer Basisch pH 14 7 [H3O+]= 1 mol/l [OH-]= mol/l [H3O+]=[OH-] = 10-7 mol/l Neutrale Lösung [H3O+]= mol/l [OH-]= 1 mol/l pH = - Log [H3O+] pOH = - Log [OH-] In wässrigen Elektrolytlösungen ist stets: pH + pOH = 14 Das folgt aus dem Ionenprodukt des Wassers! Beweis AC A. Soi

10 Die pH-Wert-Skala Überschuss an [H3O+] Überschuss an [OH-] Sauer
Basisch pH 14 7 [H3O+]= 1 mol/l [OH-]= mol/l [H3O+]=[OH-] = 10-7 mol/l Neutrale Lösung [H3O+]= mol/l [OH-]= 1 mol/l [H3O+] [OH-] AC A. Soi