Kapitel 24: Säure-Base-Gleichgewichte

 

Der Säure- Base-Begriff im historischen Wandel

Entdeckt wurden Säuren als „Stoffe, die Pflanzenfarbstoffe (wie z.B. Tee oder Rotkohl) in ihrer Farbe verändern“ - Robert Boyle (1627 - 1691). Der Chemiker Antoine Laurent de Lavoisier (1743 – 1794) vermutete im 18. Jahrhundert, dass Säuren Stoffe sind, welche Sauerstoff abgeben. Daher rührt vermutlich auch der deutsche Name „Säure“.

Der Darmstädter Justus von Liebig (1803-1873) stellte aber bald klar, dass alle Säuren Wasserstoffverbindungen sind. Aber auch diese Annahme ist nicht 100%ig richtig, wie der folgende Versuch schnell zeigt:

V1: Benzin + Blaukrautsaftindikator (bzw. Lackmus oder Universalindikator)

B1: Keine Farbänderung - trotz Wasserstoff

S1: Benzin ist keine Säure, obwohl es viel Wasserstoff enthält!

 

Erst der Schwede Svante Arrhenius (1859-1927) sorgte für endgültige Klarheit:

Nur Wasserstoff-Verbindungen deren Moleküle Wasserstoffionen abgeben, sind Säuren. Laugen hingegen sind wässrige Hydroxidlösungen (also (OH)^–).

 

V2: Von Wasser sowie Wasser mit etwas zugegebener Säure wird die Leitfähigkeit gemessen.

B2: Säuren leiten in Verbindung mit Wasser den elektrischen Strom

S2: In Säuren liegen frei bewegliche Ionen vor.

Der Däne Johannes Nicolaus Brønsted (1879 -1947) (ausgesprochen „Brönsted“) ging in seinen Definitionen noch einen Schritt weiter.

 Teilchen, die bei Reaktionen Protonen (also H⁺) abgeben, nennt man Säuren (=Protonendonatoren).
In Wasser bilden Säuren immer das Oxoniumion (H₃O)⁺.

 

=> Eine Säure muss mindestens 1 Wasserstoffatom besitzen, das als Proton abspaltbar ist.

Bsp.: HCl, H₂SO₄, H₂CO₃

Teilchen, die bei Reaktionen Protonen aufnehmen, bezeichnet man als Basen (=Protonenakzeptoren).

=> Eine Base muss mindestens 1 freies e^–-Paar besitzen, um ein Proton kovalent binden zu können.

Bsp.: OH^-, NH₃, CO₃^2-

 

Diese Definition ist die heute noch gebräuchlichste. Allerdings wurde auch sie noch erweitert.

Eine weitere übliche Definition ist das Säure-Base-Konzept des Amerikaners Gilbert Newton Lewis (1875-1946). Er forschte sein ganzes Leben an Valenzelektronen und chemischen Bindungen. So werden Valenzstrichformeln auch „Lewis Formeln“ genannt. Er versuchte auch das Konzept der Atombindungen auf Säuren und Basen zu übertragen:

Eine Lewis-Säure ist ein Elektronenpaarakzeptor (lagert also Elektronenpaare an).
Eine Lewis-Base ist ein Elektronenpaardonator (stellt also Elektronenpaare zur Verfügung).

Mit diesem Konzept können auch saure Eigenschaften von beispielsweise Metallchloriden (wie dem FeCl₃) erklärt werden, welche aber keine Protonendonatoren im Sinne Brønsteds sind.

 

Zu den Lewis-Säuren zählen beispielsweise:

- Moleküle ohne Edelgaskonfiguration wie: B(CH₃)₃, BF₃, AlCl₃

- Atome ohne Edelgaskonfiguration wie z.B. Co³⁺

- Metallionen, die als Zentralatome in chemischen Komplexen auftreten.

- Moleküle mit polarisierten Doppelbindungen, z. B. CO₂, SO₃

 

Das Lewis-Konzept findet in der Schule aufgrund seiner Komplexität allerdings kaum Beachtung.

 

Aufgaben:

1. Ist Natronlauge eine Base?

2. Was versteht man unter einer Lauge?

3. Wo kommen denn die Protonen her die eine Base aufnimmt?

 

Zusatzinformationen:

• http://de.wikipedia.org/wiki/Antoine_Laurent_de_Lavoisier
• http://de.wikipedia.org/wiki/Justus_von_Liebig
• http://de.wikipedia.org/wiki/Gilbert_Newton_Lewis
• http://de.wikipedia.org/wiki/Brönsted
• http://de.wikipedia.org/wiki/Svante_Arrhenius
• http://de.wikipedia.org/wiki/Lewis-Säure
• http://de.wikipedia.org/wiki/Säure-Base-Konzepte
• http://de.wikipedia.org/wiki/Säuren
• http://de.wikipedia.org/wiki/Alkalische_Lösung

 

Weitere Säure-Base-Konzepte: https://de.wikipedia.org/wiki/Säure-Base-Konzepte

 

Säuren und Basen

Die erste Säure, die man schon im Altertum kannte, war Essig. Im Mittelalter kannte man schon weitere Säuren (z.B. Salzsäure, Salpetersäure und Schwefelsäure). Säuren waren schon damals dafür bekannt, dass sie sogar Metalle auflösen konnten.

Die Gegenspieler sind die Basen. Mit den Basen konnten die Säuren neutralisiert werden. Diese können aus den Oxiden von Metallen durch Gabe von Wasser gewonnen werden. Natriumhydroxid und Kaliumhydroxid sind bekannte Vertreter.

 

Die wichtigsten Säuren und ihre Säurereste

 

	Säure:		Säurerest:
HF	Fluorwasserstoffsäure	F-	Fluorid
HCl	Chlorwasserstoffsäure	Cl-	Chlorid
HBr	Bromwasserstoffsäure	Br-	Bromid
HI	Iodwasserstoffsäure	I-	Iodid
H2S	Schwefelwasserstoff(säure)	S2-	Sulfid
H2O	Wasser (Sonderfall!)	O2-	Oxid
HCN	Blausäure	CN-	Cyanid
HNO3	Salpetersäure	(NO3)-	Nitrat
H2SO4	Schwefelsäure	(SO4)2-	Sulfat
H2CO3	Kohlensäure	(CO3)2-	Carbonat
H3PO4	Phosphorsäure	(PO4)3-	Phosphat
HNO2	Salpetrigesäure	(NO2)-	Nitrit
H2SO3	Schwefeligesäure	(SO3)2-	Sulfit
H3PO3	Phosphorigesäure	(PO3)3-	Phosphit

 

Die wichtigsten Laugen

 

	Lauge:
NaOH	Natronlauge
KOH	Kalilauge
Ca(OH)2	Calciumlauge (=Kalkwasser)
Ba(OH)2	Bariumlauge (=Barytwasser)

 

c) Weitere anorganische Säuren

Kieselsäure: H₂SiO₃ ⇌ H⁺ + (HSiO₃)^– ⇌ 2H⁺ + (SiO₃)^2–
              Hydrogensilikat                                      Silikat

Arsensäure: H₃AsO₄ ⇌ 3H⁺ + (AsO₄)^3–
                                               Arsenat

 

Hypochlorige Säure (=Chlor(I)-säure): HClO ⇌ H⁺ + (ClO)^–
                                                                            Hypochlorit

Chlorige Säure (=Chlor(III)-säure): HClO₂ ⇌ H⁺ + (ClO₂)^–
                                                                              Chlorit

Chlorsäure (=Chlor(V)-säure): HClO₃ ⇌ H⁺ + (ClO₃)^–
                                                                     Chlorat

Perchlorsäure (=Chlor(VII)-säure): HClO₄ ⇌ H⁺ + (ClO₄)^–
                                                                           Perchlorat

 

d) Organische Säuren

Essigsäure: H₃C-COOH Säurerest: Acetat

Zitronensäure: Säurerest: Citrat

Ameisensäure: HCOOH Säurerest: Formiat

Oxalsäure: HOOC-COOH Säurerest: Oxalat

Äpfelsäure: Säurerest: Malat

Ascorbinsäure (=Vit C): Säurerest: Ascorbat

Bernsteinsäure: HOOC-CH₂-CH₂-COOH Säurerest: Succinat

Acetylsalicylsäure Säurerest: Acetyl-Salicylat

 

Aufgaben:

1. Sind folgende Verbindungen Säuren oder Basen?

• H₃PO₄
• F^–
• HN₃
• Cl^–
• OH^–
• CH₃CO₂H
• NO₃^–
• H₃O⁺
• HF
• OCl^–

 

Quelle Grafiken: (alle public domain)

Zitronensäure: Wikipediauser Neurotiker, http://de.wikipedia.org/wiki/Bild:Zitronens%C3%A4ure_-_Citric_acid.svg
Äpfelsäure: Wikipediauser Jkrieger, http://de.wikipedia.org/wiki/Bild:Apfelsaeure.png
Ascorbinsäur: Wikipediauser Dschanz, http://de.wikipedia.org/wiki/Bild:Ascorbinsaeure.png
Acetylsalicilsäure: Wikipediauser Booyabazooka, http://de.wikipedia.org/wiki/Bild:Aspirin-skeletal.svg

 

Einstiegsversuche

V1: Messe die pH-Werte und bestimme den Säuregrad einiger Säuren mithilfe von pH-Papier.

V2: Reaktion von Magnesium und Säure: Gib einen Streifen Magnesium in Salzsäure und beobachte. Versuche das Gas mit einem Kolbenprober aufzufangen und führe eine Knallgasprobe durch.

V3: Bestimme die Leitfähigkeit von konzentrierter Essigsäure (Eisessig). Dann gib etwas Wasser hinzu und messe erneut.

V4: Bestimme die Leitfähigkeit von NaOH-Lösung und von Kalkwasser.

V5: Messe die Leitfähigkeit von Leitungswasser und von dest. Wasser.

 

Schlussfolgerungen:
Versuche alle Beobachtungen mit Deinem Wissen aus den vergangenen Jahren zu schlussfolgern.

 

Labortipp für die Praxis für konzentrierte Säuren:

• [H₂SO₄] = 18mol/l
• [HCl] = 12 mol/l

 

Was ist eine Säure - Base Reaktion?

a) Protolyse

Du hast bereits gelernt, dass der Übergang eines Protons¹ (H⁺) von einem Partner auf einen anderen Protolyse genannt wird. Man spricht auch von einer klassischen Säure-Base Reaktion.

Als Protolyse bezeichnet man den Übergang eines Protons (von einem Molekül auf ein anderes)

 Die soll am Beispiel der Salzsäurebildung aus dem Gas HCl und H₂O nachvollzogen werden. Beide Stoffe sind Dipole. Das HCl-Wasserstoffatom wird aufgrund der Dipol-Dipol-Wechselwirkungen leicht vom Elektronenpaar des H₂O - Sauerstoffatom angezogen. Es kann den Bindungspartner wechseln.

Der Sauerstoff des Wassers ist partial negativ geladen. Er übt so eine Anziehungskraft auf das Wasserstoffatom des HCl aus. Man könnte vereinfacht sagen, das Sauerstoffatom des Wassers „flirtet“ mit dem H (der HCl), welches in „Versuchung“ geführt wird und seinen Partner „verlässt“.

Die Konsequenz ist, dass HCl heterolytisch getrennt wird. Dabei wird dem elektronegativeren Atom das Elektronenpaar „zugeteilt“. Es entstehen H⁺ und Cl^–.

Auch das kann man sich vereinfacht vorstellen: bei der Trennung von H und Cl bleibt das gemeinsame Eigentum (also die Elektronen) bei dem Verlassenen. Das Proton (H⁺) verbindet sich sogleich mit dem freien Elektronenpaar und bildet ein Oxoniumion (H₃O⁺).

HCl ist also erst in Verbindung mit Wasser eine Säure. Säure ist demnach nicht eine Stoffeigenschaft, sondern erst das Ergebnis einer Reaktion, bei der Oxoniumionen² entstehen.

 

Was jetzt für Dich vielleicht neu ist:

Es handelt sich bei allen Säure-Base-Reaktionen um Gleichgewichtsreaktionen! Es ist tatsächlich so,
dass immer auch ein Teil der Produkte wieder zu den anfänglichen Edukten reagiert!

 

b) Mehrstufige Protolysen

Säuren, welche mehrere Protonen enthalten wie z.B. Schwefelsäure oder Phosphorsäure geben diese Protonen nacheinander ab:

H₂SO₄ + 2H₂O  ⇌  (HSO₄)^– + H₃O⁺ + H₂O ⇌ (SO₄)^2– + 2H₃O⁺
Schwefelsäure    Hydrogensulfat                        Sulfat

 

Mit Phosphorsäure sind sogar drei Protolysestufen möglich:

H₃PO₄ + 3H₂O ⇌ (H₂PO₄)^– + H₃O⁺ + 2H₂O ⇌ (HPO₄)^2– + 2H₃O⁺ + H₂O ⇌ (PO₄)^3–+ 3H₃O⁺
                 Dihydrogenphosphat                 Hydrogenphosphat                      Phosphat

 

 

c) Neutralisation

Ein Sonderfall der Protolyse ist die Neutralisation. Hierbei werden auch Protonen ausgetauscht, aber die eines der Produkte ist Wasser, das zweite ein Salz.

Vereinfachte Neutralisation: OH^– + H₃O⁺ ⇌ 2H₂O + E

Neutralisation von Natronlauge mit Salzsäure:

NaOH + HCl ⇌ NaCl + H₂O + E

Säuren und Basen sind „Gegenspieler“. Bei gleicher Konzentrationen, heben sich gegenseitig in ihrer ätzenden Wirkung auf, d.h. sie sind neutralisiert.

Erinnerung: Alle Salze bestehen aus einem Metallion und einem Säurerest.

 

Zweistufige Neutralisation am Beispiel der Reaktion von Natronlauge mit Schwefelsäure:

1. Stufe: NaOH + H₂SO₄ ⇌ NaHSO₄ + H₂O + E

2. Stufe: NaOH + NaHSO₄ ⇌ Na₂SO₄ + H₂O + E

Salz + Wasser

 

Gesamtgleichung: NaOH + H₂SO₄ ⇌ Na₂SO₄ + 2 H₂O + E

 

Zusatzinformationen:

http://de.wikipedia.org/wiki/Neutralisation_%28Chemie%29

 

d) Die Autoprotolyse des Wassers

Wasser reagiert mit sich selbst in sehr geringem Maße zu Hydroxid- und Oxoniumionen.

H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH^–

Allerdings ist in neutralem Wasser die Konzentration der Oxoniumionen nur 0,000 0001mol/l [10^-7 mol/l]. Dies erklärt auch die (wenn auch geringe) Leitfähigkeit von destilliertem Wasser.

Auch reines Wasser leitet den Strom, welches ein Beweis für die Autoprotolyse des Wassers ist. Dabei entstehen sehr geringe Konzentrationen an Oxoniumionen (H₃O⁺) und Hydroxidionen (OH^-).

 

e) Bildung von Säuren und Laugen aus den Oxiden

Erinnere Dich an die Mittelstufe. Ein Metalloxid mit Wasser eine Lauge:

z.B.: Na₂O + H₂O ---> 2NaOH

oder: CaO + H₂O ---> Ca(OH)₂

 

Ein Nichtmetalloxid reagiert hingegen mit Wasser zu einer Säure!

z.B.: SO₃ + H₂O ---> H₂SO₄

 

Säure-Base-Reaktionen im Detail - das korrespondierende Säure-Base-Paar

Schaut man sich die Reaktion von Natronlauge mit Salzsäure genauer an und ordnet nun den Stoffen die Begriffe Säure und Base zu, so erlebt man eine Überraschung:

(OH)^– + HCl ⇌ Cl^– + H₂O + E

Base Säure ⇌ Base Säure

 

H-Säurerestanion + Base ⇌ Anion + H-Base

Säure 1 + Base2 ⇌ Base 1 + Säure 2

 

Andere Schreibweise: Allgemeine Säurereaktion: HA + B ⇌ A^– + BH⁺

Allgemeine Basenreaktion mit Wasser: A^– + H₂O ⇌ OH^– + HA

 

Bei Säure-Base-Reaktionen wird immer ein Proton übertragen. Es liegt also immer eine Protolyse vor. Des Weiteren sieht man, dass die Base dabei zu einer Säure reagiert und die Säure zu einer Base. Man spricht also immer von einem korrespondierendem Säure-Base-Paar.

Als Faustregel kann man sich dabei merken:

Aus Säuren entstehen bei Protonenabgabe Basen,
aus Basen entstehen bei Protonenaufnahme Säuren.

Starke Säuren reagieren dabei zu schwachen Basen, starke Basen reagieren zu schwachen Säuren.

 

Aufgaben:

1. Stelle die Protolysegleichungen mit vollständigen Strukturformeln der folgenden Reaktionen auf:

a) Fluorwasserstoff (=Flusssäure) + Chlorwasserstoff

b) Wasser + Ammoniak

c) Salzsäure + Ammoniak

 

2. Vervollständige die korrespondierenden Säure-Base-Paare:

Säure	H3PO4		HSO4–			H2O		NH3
Base		HCO3–		S2–	(CO3)2–		H2O		Cl–	HPO42–

 

Ampholyte: Ist Ammoniak eine Base oder eine Säure?

Vergleiche mal die drei folgenden Reaktionen und ordne den Stoffen jeweils zu, ob sie Säure oder Base sind:

HCl + H₂O ⇌ H₃O⁺ + Cl^–

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^–

Cl^– + NH₃ ⇌ NH₂^– + HCl

Ist Wasser eine Säure oder Base? Und ist Ammoniak nun eine Säure oder eine Base?

Wie man sieht und durch Messungen des pH-Werts auch untersuchen kann, reagiert Wasser im ersten und dritten Beispiel als Base und im zweiten als Säure!

Man kann also nicht generell sagen, ob ein Stoff sauer oder alkalisch IST, man kann nur sagen, dass eine Reaktion mit einem bestimmten Partner sauer oder alkalisch verläuft (bzw. dass der Stoff sauer / alkalisch reagiert hat).

Der saure oder basische Charakter einer Substanz hängt vom Reaktionspartner ab.
Er ist keine Stoffeigenschaft!

Stoffe, die sowohl als Säure, als auch als Base reagieren können, nennt man Ampholyte. Ampholyte zeichnen sich dadurch aus, das sie (je nach Partner) Protonen aufnehmen und abgeben können.

Bekannte Ampholyte: H₂O, NH₃, HS^-, HSO₄^–, H₂PO₄^–, HPO₄^2–, HCO₃^–

 

Darstellung von Chlorwasserstoff (HCl)

Material: Gasentwicklungsapparatur, Thermometer, Leitfähigkeitsmessung

V1: Konzentrierte H₂SO₄ wird aus einem Tropftrichter auf feuchtes NaCl getropft (Reakton1).

V2: Das entstehende Produkt wird über einen Schlauch über eine Glaswanne (gefüllt mit Wasser) geleitet. Die Stromstärke und der pH-Wert werden gemessen (Reakton2).

B1	S1
Es bildet sich ein Gas	HCl ist ein Gas! Säuren können in allen Aggregatzuständen vorkommen.
Das Gefäß wird heiß	Bei der Bildung von HCl wird viel Energie frei.

=> H₂SO₄ + NaCl ⇌ HCl + Na₂SO₄ + E

Aus der starken Schwefelsäure wird Chlorwasserstoff gebildet. Dazu gibt es eine Faustregel, welche besagt, dass bei einer solchen Konkurrenzreaktion um das Proton die schwächere Säure gewinnt, da die stärkere das Proton abgibt und als Säure reagiert:

Die stärkere Säure treibt die schwächere Säure aus ihrem Salz (hin zur Säure).

 

B2	S2
Das Gas löst sich im Wasser	HCl löst sich ausgesprochen gut in Wasser1. Es findet eine Reaktion statt.
Universalindikator färbt sich rot	=> es hat sich eine Säure gebildet.
Die Temperatur steigt	=> es liegt eine exotherme Reaktion vor.
Die Leitfähigkeit steigt	=> es bilden sich Ionen - Ursache muss eine hetero­lytische (=ungleiche) Spaltung des HCl in Ionen sein.

 

Wie kann man feststellen, welche Ionen in der Glasschale enthalten sind?

Man gibt Silbernitratlösung zu und provoziert eine Fällungsreaktion. Die Zugabe von AgNO₃ zeigt eine weiße Trübung.

=> Es sind Chloridionen enthalten, es bildet sich das schwerlösliche Salz Silberchlorid.

=> HCl + H₂O ⇌ Cl^– + H₃O⁺

Beachte:

• Sauerstofffreie Säuren herzustellen ist etwas aufwändiger als sauerstoffhaltige Säuren herzustellen. Sauerstoffhaltige Säuren entstehen in der Regel leicht durch die Reaktion von Nichtmetalloxiden (also verbrannten Nichtmetallen) und Wasser.
• Für Salzsäure (HCl) ist es hingegen so, dass das Gas HCl mit Wasser reagieren muss. Dazu leitet man das entstehende Gas über Wasser.
  HCl „löst“ sich sehr gut in Wasser, da es schnell zu Oxoniumionen und Chlorid reagiert: 
  Herstellung gasförmiges HCl: H₂SO₄ + 2 NaCl ⇌ 2 HCl + Na₂SO₄
• HCl wird, solange es nicht mit Wasser reagiert immer Chlorwasserstoff genannt. Der alte Ausdruck „Wasserstoffchlorid“ ist komplett falsch, da keine Chloridionen (Cl^‒) vorliegen. Stattdessen liegt eine Atombindung zwischen den beiden Atomen vor: H‒Cl
• Im zweiten Teil entsteht dann die eigentliche Salzsäure: 
  HCl + H₂O ⇌ Cl^‒ + H₃O⁺
• Die Produkte dieser Reaktion, also Chloridionen und Oxoniumionen werden zusammen Salzsäure genannt.
• Da diese Reaktion eine Gleichgewichtsreaktion ist, kann das Gleichgewicht nicht weiter als zu 37% Produkte verschoben werden. Es gibt also keine stärker konzentrierte Salzsäure als 37% Salzsäure. (Die Sauerstoffsäuren „Schwefelsäure“ und „Salpetersäure“ können hingegen 100%ig vorkommen).

 

Der Springbrunnenversuch

V: Ein Rundkolben wird mit gasförmigem HCl gefüllt und dann mit einem durchbohrtem Stopfen verschlossen. Im Stopfen steckt ein kleines, sich nach oben verjüngendes Glasrohr. Der Rundkolben wird mit der Öffnung nach unten in ein Wasserbad gestoßen (so das etwas Wasser hineinläuft).

B: Das Wasser wird in das Gefäß hineingesaugt.

S: Chlorwasserstoff ist ein sehr gut in Wasser lösliches Gas. Im Gefäß regiert das erste eintretende Wasser sofort mit dem Gas HCl und löst sich im Wasser. Dadurch entsteht ein Unterdruck, welcher weiteres Wasser hineinsaugt. 507 Liter HCl lösen pro Liter Wasser bei 0°C!

Der gleiche Versuch gelingt auch mit gasförmigem Ammoniak.

Das Gas HCl ist stark wasserlöslich!

 

 

 

• am Sattelpunkt: pH = pKs
• der Äquivaenzpunkt ≠ Neutralpunkt

c) Leitfähigkeitstitration

V: Zu 20ml Barytwasser (kaltgesättigt!) wird verdünnte Schwefelsäure getropft (+Universalindikator). Die Leitfähigkeit wird gemessen. Wenn der Neutralpunkt erreicht ist (Farbumschlag), tropft man weiter hinzu! 

B: Die Leitfähigkeit der Lösung nimmt erst ab, dann zu.

 

S:

1. Warum leitet Bariumhydroxidlösung den e^– Strom?

In wässriger Lösung zerfällt jedes Molekül Ba(OH)₂ in drei Ionen: Ba²⁺ und 2 OH^-

Diese transportieren die elektrischen Ladungen.

 

2. Warum verringert sich die Leitfähigkeit durch Zugabe von H₂SO₄?

Ba²⁺(OH)^-₂ + H⁺₂SO₄^2- ---> 2 H₂O + Ba²⁺SO₄^2–

1. Ursache: Am Anfang liegen drei Ionen vor. Durch Zugabe von Schwefelsäure verringert sich die Anzahl auf zwei, da zusätzlich Wasser gebildet wird, welche nicht aus Ionen aufgebaut ist.

2. Ursache: Es bildet sich das schwerlösliche Salz BaSO₄. Diese leitet nicht den Strom, da es nicht gelöst vorliegt.

 

3. Warum ist die Leitfähigkeit am Neutralpunkt minimal?

Es liegen keine freibeweglichen Ionen vor.

 

4. Warum nimmt die Leitfähigkeit dann wieder zu?
Die weitere Zugabe von H₂SO₄ erhöht die Leitfähigkeit, da dessen Ionen den Strom leiten.

2 H⁺ + SO₄^2– + Ba²⁺ + 2 OH^– ---> 2 H₂O + BaSO₄

 

S: Es bildet sich das schwerlösliche Salz Bariumsulfat, dadurch sinkt die Leitfähigkeit anfangs. Die Protonen werden neutralisiert. Nach Erreichen des Neutralpunktes steigt die Leitfähigkeit, da nun immer mehr Oxonium und Sulfationen hinzukommen, da verdünnte Schwefelsäure fast vollständig in Ionen zerfallen ist.

Aussagen einer Titrationskurve

a) Titration einer starken Säure mit einer starken Base

Bei staken Säuren und Laugen ist die Titration unauffällig. Geht man von Zugabe von Base zur Säure aus, erhält man die unten abgebildete (blaue) Kurve. Sie ist bei allen starken Säuren sehr ähnlich.

Man erhält eine Titrationskurve, welche zuerst fast parallel zur x-Achse verläuft und sich über einen weiten Bereich kaum ändert. Dann kommt es zu einem rapiden Anstieg und dann erneut wieder zu einem fast parallelen Kurvenverlauf. Der Wendepunkt der Kurve entspricht dem Äquivalenzpunkt, welcher in der Regel deckungsgleich mit dem Neutralpunkt ist.

Der langsame Anstieg des pH-Werts ist zum Teil auf die logarithmische Auftragung (erinnere Dich, der pH ist logarithmische definiert!) zurückzuführen.

Der Äquivalenzpunkt (ÄP) entspricht dem Wendepunkt der Titrationskurve und ist als der Punkt definiert, bei dem die Stoffmengen von Säure und Base gleich sind. Dies entspricht bei starken Säuren dem Neutralpunkt (NP) (pH=7). An diesem Punkt liegt also eine neutrale Salzlösung vor.

Die weitere Zugabe an Base entspricht also der Zugabe von Base zu Wasser. Das heißt, die Lösung wird immer alkalischer.

 

Unterschied von schwachen und starken Säuren bei der Titration

b) Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base

Wird nun eine schwache Säure mit Base titriert so fallen einige Besonderheiten auf:

• Die Kurve startet bei höherem pH-Wert, da nicht die komplette Säure im Gleichgewichtszustand zur Produktseite reagiert hat. Mit anderen Worten, die Säure ist nicht komplett dissoziiert.
  
  
• In der ersten Phase, dort wo man den pK_S-Wert ablesen kann, verläuft sie ebenfalls flach, aber man kann oft besser einen Wendepunkt erkennen. Dieser erste Wendepunkt entspricht dem pK_S-Wert.
  
  Hintergrund ist die ständige Reaktion des Gleichgewichts auf die Störung von außen durch die Zugabe von Base. Das Gleichgewicht kompensiert diese Störung nach Le Chatelier, indem es die Protonen/ Oxoniumionen auf Produktseite, die nun durch die Base gebunden werden nachbildet:
  
  Beispiel: Titration von Essigsäure:
  
  CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO^– + H₃O⁺
  
  H₃O⁺ + OH^– (aus der Base) ⇌ 2 H₂O
  
  
• Die Steigung um den Äquivalenzpunkt ist meist etwas weniger Steil (hängt auch von der verwendeten Basenkonzentration ab!)
  
  
• Der Anfangs-pH-Wert kann leicht berechnet werden:
  verwendet man zum Beispiel eine Essigsäure und hat am Ende bestimmt, dass ihre Konzentration 0,1 mol/l ist, so gilt:
  pH = 1/2·(pK_S - lg [Säure]₀) = 1/2·(4,8 + 1) = 2,9
  
  
• Bei schwachen Säuren sind Äquivalenzpunkt und Neutralpunkt nicht gleich!
  Der neutralpunkt ist immer bei 7 und der Äquivalenzpunkt kann über die Formel für schwache Basen bestimmt werden: pH _{Äquivalenzpunkt} = 14 - 1/2·(pK_B - log [Base]₀) = 14 - 1/2·(9,2 - lg 0,05) = 8,7.

Alle Aussagen gelten immer auch für den umgekehrten Fall, also die Titration einer schwachen Base mit einer starken Säure.

 

Titratonskurve einer mehrprotonigen Säure

Phosphorsäure

Der einzige Unterschied, der bei mehrprotonigen Säuren berücksichtigt werden muss, ist die Tatsache, dass mehrere abspaltbare Protonen vorliegen. Demzufolge hat man auch mehrere Äquivalenzpunkte.

Titrationskurve: 3 Äquivalenzpunkte bei Phosphorsäure

 

Fehlerbetrachtung: Fehlerquellen bei der Titration

• Falsches Einwiegen der Natronlauge zur Herstellung der Lauge.
• Falsches Abmessen der Flüssigkeiten
• Falsches Ablesen der Messinstrumente (inklusive Büretten, Messzylinder)
• Flüssigkeitsmengen wurden mit dem Becherglas und nicht mit dem Messzylinder bestimmt.
• Es wurde nicht ausreichend gerührt (besser elektrisch rühren!)
• Die graphische Auftragung erfolgte falsch/ ungenau.
• Versehentlich wurde die Lösung mit dem Magnetrührer erhitzt (Säure-Base-Gleichgewichte sind temperaturabhängig!)
• Die pH-Elektrode misst ungenau, da sie ausgetrocknet war oder das pH-Messgerät war unzureichend geeicht.
• Ablesen der Bürette durch falsche Position

 

Zusatzinformationen:

• http://de.wikipedia.org/wiki/Titration
• http://de.wikipedia.org/wiki/Äquivalenzpunkt
• http://de.wikipedia.org/wiki/Halbäquivalenzpunkt
• http://de.wikipedia.org/wiki/Bild:Titolazione.gif (schöne animierte Grafik)

Aufgaben zur Säure Base Titration und zum pH-Wert

1. Für die Neutralisation von 50ml Schwefelsäure benötigt man 15ml Natronlauge mit der Konzentration 0,1mol/l. Bestimme die Konzentration der Schwefelsäure.

2. Es sollen 10ml Salzsäure (c= 0,001 mol/l) mit Kalkwasser neutralisiert werden. (Kalkwasser ist eine wässrige Lösung von Calciumhydroxid).
a) Stelle die Reaktionsgleichung auf.
b) Bestimme die notwendige Stoffmenge an Calciumhydroxid.
c) Zur Calciumhydroxid Herstellung liegt Calciumoxid vor. Wie stellt man aus Calciumoxid Calciumhydroxid her (mit Reaktionsgleichung)? (Bedenke: Calciumoxid ist ein Metalloxid)
d) Welche Masse an Calciumoxid muss abgewogen werden, damit die notwendige Stoffmenge an Calciumhydroxid vorliegt?
e) Statt Salzsäure werden 10ml Phosphorsäure (c= 0,001mol/l) verwendet. Berechne die notwendige Masse an CaO.

3. 50ml Salzsäure werden mit 30ml Natronlauge (c=0,01mol/l) neutralisiert. Welchen pH-Wert hatte die Salzsäure?

4. Wie viel Natronlauge (c=0,01mol/l) ist zum Neutralisieren eines Liters Mineralwasser notwendig, wenn der pH-Wert 6,0 beträgt?

5. 0,05 mol einer Schwefelsäure werden auf ein Volumen von 250ml verdünnt. Welche Stoffmenge an Natronlauge ist zur Neutralisation notwendig? ;-)

6. Bei einem Experiment bleiben 1,2l Schwefelsäure über. Der pH-Wert ist 1. Wie viel ml Natronlauge (c=0,5 mol/l) sind zum Neutralisieren notwendig?

7. Wie groß ist der pH-Wert (und der pOH-Wert) einer Salzsäure, die eine Konzentration von
a) 1 mol/l hat
b) 0,1 mol/l hat
c) 0,01 mol/l hat
d) 0,001 mol/l hat

8. Wie ist die Konzentration einer Schwefelsäure, welche einen pH-Wert von 4 hat?

9. a) Wie viele Oxoniumionen und wie viele Hydroxidionen befinden sich in 5l Blut, wenn Du weißt, dass Blut einen pH-Wert von 7,4 hat?
b) Wie viele befinden sich in Magensäure (pH-Wert = 1)?

10. a) Welche pH-Wert hat eine Lösung mit einer Konzentration von 7,1 ·10^-3 mol/l?
b) Wie viele Oxoniumionen befinden sich dann in 50ml dieser Lösung?

11. 100ml HCl mit dem pH-Wert=3 werden mit 100ml HCl mit dem pH-Wert 4 zusammen geschüttet. Wie ist der anschließende pH-Wert?

12. Für die Neutralisation von 100ml Kalkwasser steht eine 1molare Phosphorsäure bereit. Es werden genau 22ml benötigt. Bestimme die Konzentration und anschließend den ursprünglichen pH-Wert des Kalkwassers.

13. Eine Waschseife ruft bei einem sensiblen Menschen mit sehr zarter Haut, nach mehrmaligem dauernden Einseifen eine minimale Rötung der Haut hervor. Alarmiert von diesem doch betrüblichem Befund, misst er den pH-Wert einer Seifenlösung und stellt erschrocken fest, dass er pH = 8,9 ist. Wie groß ist die Konzentration an Oxoniumionen?

14. Eine Ammoniaklösung hat den pH-Wert von 12,3. Bestimme die Konzentration an Oxoniumionen.

15. 3g Natriumhydroxid werden in 150ml Wasser gelöst.
a) Welchen pH-Wert wird die Lösung haben?
b) Wie ändert sich der pH-Wert bei Verdünnung auf einen Liter Lösung?

16. 50ml einer 2,5molare Salzsäure werden auf 200ml verdünnt. Welcher pH-Wert wird zu messen sein?

17. Reagieren alle Salze gelöst in Wasser neutral? Begründe mithilfe einer Reaktionsgleichung, warum Ammoniumchlorid nicht neutral reagiert.

18. Ammoniumchlorid reagiert mit Natronlauge. Es entsteht ein stechend riechendes Gas. Benenne es.

19. Natriumacetat reagiert mit Schwefelsäure unter Bildung von Essig. Erstelle die Reaktionsgleichung und ordne die korrespondierenden Säuren und Basen zu.

20. Natriumhydrogencarbonat kann als Ampholyt reagieren. Formuliere die jeweiligen Säure-Base-Reaktionen, welche mit HCl bzw. NaOH ablaufen.

21. Eine verdünnte Salzsäure wird mit pH-Wert 4 gemessen. Bestimme die Konzentration an Oxoniumionen und Hydroxidionen.

22. Erstelle die Reaktionsgleichung (in Valenzstrichformeln) der Autoprotolyse von Wasser, der (wasserfreien!) Autoprotolyse von Ammoniak und der (wasserfreien!) Autoprotolyse von Salpetersäure. Kennzeichne jeweils den Protonenübergang mithilfe von Pfeilen.

23. Berechne die Konzentration an Wasser in neutralem Wasser. :-)

24. 0,2 mol konzentrierte Propansäure werden auf einen Liter verdünnt. Der pH-Wert beträgt 2,8. bestimme den pK_S-Wert.

25. Eine 0,7 molare Ammoniaklösung wird mit pH-Wert 11,5 gemessen. Berechne den pK_B Wert.

26. Eine verdünnte Essigsäure (pKs = 4,75) wird mit pH-Wert 2,6 gemessen. Berechne ihre Ausgangskonzentration c₀.

27. Eine auf 0,1 mol/l verdünnte Ammoniaklösung (pK_B = 4,63) wird mit einem pH-Meter gemessen. Was wird die Anzeige anzeigen, wenn das Gerät genau geeicht ist (also, wie bei uns im Labor ;-)?

28. Welcher pH-Wert stellt sich ein, wenn man zu folgenden Stoffen jeweils einen Liter Wasser gibt:

a) 2,5g Natriumhydroxid b) 0,5g Chlorwasserstoff c) 3g Bariumhydroxid

29. 3Liter Schwefeldioxid werden bei Standardbedingungen in einem Liter Wasser gelöst.

a) Stelle die RG auf und benenne das Produkt.

b) Das Produkt hat einen pK_S-Wert von 1,8 - bestimme den pH-Wert.

30. Zu 40ml reiner Essigsäure wird soviel Wasser zugegeben, bis ein Liter verdünnte Säure entsteht. Die Dichte der Essigsäure beträgt 1,044 g/ml, der pK_S-Wert beträgt 4,65.
a) Berechne die Masse der 40ml Essigsäure und dann die enthaltene Stoffmenge.
b) Welche Konzentration hat die Lösung?
c) Welcher pH-Wert wird sich einstellen?

31. 10ml einer Natronlauge werden mit 250ml Wasser verdünnt. Aus diesem Gemisch entnimmt man 10ml verdünnte Lauge. Man führt eine Neutralisation durch und benötigt dazu 3,5ml einer 0,1 molaren Salzsäure. Wie konzentriert ist die Lauge?

 

Musterlösung Aufgabe 1

Für die Neutralisation von 50ml Schwefelsäure benötigt man 15ml Natronlauge mit der Konzentration 0,1mol/l. Bestimme die Konzentration der Schwefelsäure.

1. Notieren, was gegeben ist, was gesucht ist:

n _H2SO4 = ? n _NaOH =

c _H2SO4 = ? c _NaOH = 0,1 mol/l

V _H2SO4 = 0,05l V _NaOH = 0,015l

2. Reaktionsgleichung aufstellen

H₂SO₄ + 2NaOH ⇌ Na₂SO₄ + 2H₂O + E

3. Bestimmen der Stoffmengenverhältnisse im Neutralpunkt
Im Neutralpunkt ist laut Reaktionsgleichung die Stoffmenge der Natronlauge doppelt so hoch wie die der Schwefelsäure. Da die Schwefelsäure zweiprotonig ist, liegt die doppelte Menge H₃O⁺ vor:

Stoffmengenverhältnis:

n _H2SO4       1
————— = ―          | · 2
n _NaOH        2

 

       2 n _H2SO4
=> —————— = 1    | · n _NaOH
         n _NaOH

=> 2n _H2SO4 = n _NaOH

 
4. Einsetzten der Formel: n = c · V

=> 2 (c _H2SO4 · V _H2SO4) = c_NaOH · V_NaOH | : 2 V _H2SO4

=> c _H2SO4 = c_NaOH · V_NaOH / 2V _H2SO4

=> c _H2SO4 = 0,1 mol/l · 0,015l / 2 0,05l = 0,015 mol/l

 

Puffersysteme I: Allgemeine Einführung

Lehrerdemonstration von zwei Gefäßen mit zwei unbekannten Flüssigkeiten A und B. Beide Lösungen werden jeweils zur Hälfte aufgeteilt, sodass man insgesamt vier Gefäße mit Lösungen (A, A & B, B) hat.

Zu Lösung A und B werden jeweils die gleiche Menge Säure zugegeben. Der pH-Wert wird bestimmt.

Zu den alternativen Lösungen A und B werden jeweils die gleiche Menge an Natronlauge zugefügt.

 

Ergebnis:

Lösung A: pH: = 6,5 Zugabe von Lauge: pH= 11

Zugabe von Säure: pH = 4

 

Lösung B: pH: = 6,5 Zugabe von Lauge: pH= 7

Zugabe von Säure: pH = 6

 

=> Der pH-Wert in Lösung A ändert sich jeweils um ca. 3 pH-Wertstufen.

Der pH-Wert im Lösung B ändert sich nur minimal.

Die zweite Lösung scheint die Zugabe (selbst größerer Mengen) von Säure oder Lauge besser abzufedern. Man nennt solche Lösungen „Pufferlösungen“.

 

Auflösung:

Lösung A ist Leitungswasser. Es zeigt das bekannte Verhalten. Die Zugabe von Säure führt zur Bildung von verdünnter Säure. Die Zugabe von Lauge führt zur Bildung verdünnter Lauge.

Die zweite Lösung (B) bestand aus einem Dihydrogenphosphat-/ Hydrogenphosphat-Puffer.

Ein solches Puffersystem hat als Grundlage ein chemisches Gleichgewicht aus einer Säure und ihrem entsprechendem Anion (Säurerest). Entsprechend dem Gesetz von Le Chatellier weicht dieses Gleichgewicht der jeweiligen Zugabe von Säure oder Lauge aus. Die Konsequenz ist ein Abpuffern der Hydroxidionen bzw. der Oxoniumionen.

 

Die Wirkung von Puffern im Detail:

H₂PO₄⁻ + H₂O ⇌ HPO₄²⁻ + H₃O⁺

Der gemessene pH-Wert liegt bei ca. 7,0. Dabei misst man die Konzentration an Oxoniumionen (H₃O⁺).

 

Möglichkeit 1 – Säurezugabe:

Gibt man nun weitere Säure (Säuren setzten in Wasser H₃O⁺-Ionen frei!) zu diesem Gleichgewicht hinzu, so vergrößert sich anfangs die Konzentration an Oxoniumionen. Da es eine Gleichgewichtsreaktion ist, reagiert das Gleichgewicht entsprechend Le Chatelier, indem mehr Edukte, also Wasser und Dihydrogenphosphat gebildet werden. Die Konzentration an Oxoniumionen sinkt in der Folge ungefähr auf den vorherigen Wert ab und der pH-Wert bleibt bei ca. 7.

 

Möglichkeit 2 – Basenzugabe:

Gibt man nun eine Lauge oder eine Base hinzu, entstehen mit Wasser zusammen immer Hydroxidionen (OH⁻). Dieser reagieren mit den Oxoniumionen und bilden Wasser: OH⁻ + H₃O⁺ ⇌ 2H₂O

Die Konsequenz ist das a) die Wasserkonzentration der Edukte steigt und b) die Oxoniumionenkonzentration der Produkte sinkt. In beiden Fällen reagiert das Gleichgewicht identisch, indem es sich auf die Seite der Produkte verschiebt. Dies geht so lange, bis dem Zwang entgegengewirkt ist und ungefähr wieder die vorherige Oxoniumionenkonzentration vorliegt. Der pH-Wert bleibt also auch in diesem Fall bei ca. 7.

Das Gleichgewicht kann also beide Störungen „abpuffern“, was so lange gelingt, wie beide Salze vorliegen. Die beste Abpufferung hat man, wenn beide Salze in gleicher (hoher) Konzentration vorliegen.

Allgemein: Jede Pufferlösung besteht aus einer schwachen Säure (HA) (oder Basen B) und ihrem Anion A^– (bzw. Kation BH⁺) - also ihrer korrespondierenden Base.

=> Allgemeine Form: H₂O + HA ⇌ H₃O⁺ + A^–

Lösungen, deren pH-Wert sich bei der Zugabe von Säure oder Base nur wenig verändert werden als Pufferlösungen bezeichnet. Zugrunde liegt ein konjugiertes Säure-Base-Paar aus der Säure und ihrem Anion.

 

Generell gilt:

Gute und wirksame Puffer bildet man am besten mit:

- schwachen Säuren mit ihrem Salz (z.B. Essigsäure / Natriumacetat)

- schwachen Basen mit ihrem Salz (z.B. Ammoniumchlorid / Ammoniak)

 

Die Zugabe von Säure und Base in der allgemeinen Darstellungsform:

H₃O⁺ + A^– ⇌ H₂O + HA

OH^– + HA ⇌ A^– + H₂O

Es gibt auch Puffer mit starken Säuren (z.B. HCl-Puffer) - diese puffern nur innerhalb eines engen Bereiches.

 

Puffersysteme II: Die Berechnung von Pufferlösungen nach Henderson und Hasselbalch

Aus der allgemeinen Protolysegleichung wird das Massenwirkungsgesetz für K_S aufgestellt.

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A^–

          [H₃O⁺] [A^–]
K_S = ———————
              [HA]

                              [HA]
=> [H₃O⁺] = K_S · ———
                              [A^–]

                                               [HA]
=> -lg [H₃O⁺] = -lg K_S - lg ————
                                               [A^–]

                              [HA]
=> pH = pK_S - lg ————    (Henderson-Hasselbalch-Gleichung)
                               [A^–]

 

Aus der Henderson und Hasselbalchgleichung lassen sich nun folgende Aussagen ableiten:

• Die Pufferwirkung ist am Besten, wenn das Verhältnis von Säure zu Anion bzw. von Base zum Basenkation 1:1 beträgt.
  
  
• Möchte man einen Puffer genau auf einen bestimmten pH-Wert einstellen, z.B. um damit eine Messelektrode zu eichen, oder empfindlichen Tropenfischen im Aquarium einen genau definierten pH-Wert geben, so kann man die notwendigen Konzentrationen leicht bestimmen.
  
  
• Die beste Pufferwirkung liegt vor, wenn der Puffer so eingestellt ist, das gilt: pH = pK_S

 

Ein Tipp zur Vereinfachung beim Rechnen:

Da sich die Anionen und die Säure aus der oben genannten Formel ja in einem Gefäß befinden und in diesem sich das Volumen nicht ändert, kann man gleich mit Stoffmengen rechnen (da sich das Volumen rauskürzt):

         n(HA)
       ————
        V(HA)           n(HA)
———————— = ————
        n(A^–)            n(A^–)
       ————
        V(A^–)

Schülerversuch: Herstellen von 100 ml eines Puffers mit pH=7

Um einen Puffer mit pH=7 herzustellen, liegen die beiden Salze KH₂PO₄ und Na₂HPO₄·2H₂O vor (die 2 H₂O bedeuten, dass im Salzkristall etwas Kristallwasser enthalten ist. Es muss bei der Berechnung der molaren Masse (M) berücksichtigt werden (also zum Wert 2·18g/mol hinzufügen).

Es soll folgendes Gleichgewicht zugrunde liegen:

H₂PO₄⁻ + H₂O ⇌ HPO₄²⁻ + H₃O⁺   pK_S = 7,2

Die Schüler sollen einen Puffer mit dem pH-Wert 7 herstellen. Die Konzentration des einen Salzes wird bereits vorgegeben. [Na₂HPO₄] = 0,1 mol/l

Die einzuwiegende Massen der beiden Salze sollen nun bestimmt werden.

 

a) Bestimmung der Konzentration von [KH₂PO₄]:

                           [HA]                     [KH₂PO₄]
pH = pK_S - lg ————— = pK_S - lg ——————
                           [A^–]                     [Na₂HPO₄]

 

           [KH₂PO₄]
<=> lg —————— = pK_S - pH
         [Na₂HPO₄]

 

<=> lg [KH₂PO₄] = pK_S - pH + lg [Na₂HPO₄]

<=> [KH₂PO₄] = 10^{pKS - pH} · [Na₂HPO₄]

<=> [KH₂PO₄] = 10 ^{7,2 - 7} · 0,1 mol/l

<=> [KH₂PO₄] = 0,158 mol/l

 

b) Bestimmung der Masse von KH₂PO₄ und Na₂HPO₄:

Wenn man nun die Konzentration von KH₂PO₄ kennt, kann man über die Formel n= m/M leicht die Masse bestimmen. Das Volumen soll 100ml betragen.

M= _Na + M_Na + M_H + M_P + M_O + M_O + M_O + M_O + M_H + M_H + M_H + M_H + M_O + M_O (weil 2 H₂O!)

m_(Na2HPO4) = n · M = 0,1mol/l · (23+23+1+31+16+16+16+16+1+1+1+1+16+16 g/mol) = 17,8g/l

=> für 100ml wird nur 1/10 verwendet: m = 1,78g

 

m_(KH2PO4) = n · M = 0,158 mol/l · 39,1+1+1+31+16+16+16+16) = 21,5g/l

=> für 100ml wird nur 1/10 verwendet: m = 2,15g

Beide Salze werden abgewogen und dann zusammen in 100ml Wasser aufgelöst. Der Puffer kann dann mit pH-Papier überprüft werden.

 

Zusatzaufgabe:

1. Wie viel HCl muss nun in diesen Puffer hinzugegeben werden, damit er sich auf pH=6 absenkt? Die zur Verfügung stehende HCl hat eine Konzentration von 0,5mol/l.

 

Puffersysteme II: Der Blutpuffer

Im Blut liegt ein Kohlensäure/ Hydrogencarbonat-Puffersystem vor.

H₂O + H₂CO₃ ⇌ H₃O⁺ + HCO₃^–

 

Was passiert nun bei Zugabe von Lauge?

Die Hydroxidionen werden sowohl von den Kohlesäuremolekülen (a) als auch von den Oxoniumionen (b) neutralisiert:

(a) OH^– + H₂CO₃ ⇌ H₂O + HCO₃^–

 (b) OH^– + H3O⁺ ⇌ 2H₂O

 

Was passiert bei Zugabe von Säure zum Gleichgewicht?

Die Oxoniumionen reagieren mit den Hydrogencarbonationen und zu Kohlensäure und Wasser.

 H₃O⁺ + HCO₃^– ⇌ H₂O + H₂CO₃

=> Der pH-Wert einer Pufferlösung ändert sich bei der Zugabe einer Säure oder Base kaum.

 

Puffersysteme III: Der Essigsäure-Natriumsalz-Puffer

 

Säurezugabe:

Gleichgewicht: H₂O + H₃C-COOH ⇌ H₃O⁺ + H₃C-COO^–

Allgemeine Form: H₂O + HA H₃O⁺ + A^–

Die Acetationen fangen weitere H₃O⁺-Ionen ab. Das Gleichgewicht weicht dem Zwang aus und reagiert zugunsten der Edukte Wasser und Säure => der pH-Wert ändert sich nicht.

 

_Basenzugabe:

Gleichgewicht: H₂O + H₃C-COO^– ⇌ OH^– + H₃C-COOH

Allgemeine Form H₂O + B ⇌ OH^– + BH⁺

Die zugegebenen OH^– -Ionen der Base werden von der Essigsäure neutralisiert. Das Gleichgewicht reagiert zu den Edukten => der pH-Wert ändert sich nicht.

Weitere Puffer:

• Ammonium/ Ammoniak-Puffer
• Dihydrogenphosphat/ Hydrogenphospaht-Puffer

 

Aufgaben:

1. Das menschliche Blut löst unter anderem Kohlenstoffdioxid. Dadurch müsste es saurer werden. Dennoch schwankt der pH-Wert des Blutes kaum! Er liegt immer zwischen 7,35 und 7,45! Würde dieser Bereich unter- oder überschritten werden, fällt der Mensch ins Koma. Damit dies nicht passiert, liegt ein chemisches Gleichgewicht zwischen Kohlensäure und Wasser auf der einen Seite und Hydrogencarbonationen und Oxoniumionen auf der anderen Seite vor.

a) Formuliere das Massenwirkungsgesetz und die Gleichgewichtsreaktionsgleichung.

b) Stelle für diese Gleichgewichtsreaktion die Formel zur Berechnung des K_S-Wertes auf.

c) Forme diese Gleichung nach der Oxoniumionenkonzentration um.

d) Entwickel für dieses spezielle Gleichgewicht, mit Hilfe dieser Gleichung, eine Formel zur Berechnung des pH-Wertes.

e) Welcher Teil Eurer neu aufgestellten Berechnungsformel ändert sich direkt bei Zugabe von Säure (bzw. Base)?

f) Wie stark wirkt sich diese Änderung auf den pH-Wert dieser Lösung aus? Bedenke dazu, welche mathematischen Ausdrücke in dieser Formel enthalten sind und wie sie sich auswirken.

 

2. Erkläre über die Reaktionsgleichung den allgemeinen Zusammenhang zwischen Kohlensäure und dem Hydrogencarbonation.

 

Formelspickzettel: Säure-Base-Reaktionen

Berechnung pH-Wert:

pH = - lg [H₃O⁺] => [H₃O⁺] = 10^–pH

 

Berechnung pOH-Wert:

pOH = - lg [OH^–] => [OH^–] = 10^–pOH

 

=> pH + pOH = 14

=> pOH = 14- pH

 

Berechnung Protolysegrad:

        [H₃O⁺]
α = —————
          [HA]

 

Berechnung K_S und K_B

                             [H₃O⁺] · [A^–]
K_S = k · [H₂O] = —————————
                                  [HA]

                             [OH^–] · [HB⁺]
K_B = k · [H₂O] = —————————
                                      [B]

 

Berechnung Säurestärke:

pK_S = - lg (K_S)

pK_B = - lg (K_B)

pK_S + pK_B = pK_W = 14 (K_S · K_B = [H₃O⁺] · [OH^–] = K_W = 10^–14 mol²/l²)

 

pH-Wert Berechnung bei schwachen Säuren

pH = ½ (pK_S - lg c₀[HA])

 

pH-Wert Berechnung bei starken Säuren:

pH = - lg c₀ (HA)

 

Titration:

n_HCl = n_NaOH

c_Säure · V_Säure = c_Lauge · V_lauge

 

Henderson-Hasselbalch-Gleichung:

                             [HA]
=> pH = pK_S - lg ———
                             [A^–]

 

Übungsaufgaben zu Protolysen, pH- und pK-Werten

1. Stelle die Protolysegleichungen mit vollständigen Strukturformeln der folgenden Reaktionen auf:
a) Fluorwasserstoff (=Flusssäure) + Chlorid
b) Wasser + Ammoniak
c) Salzsäure + Ammoniak

2. Vervollständige die korrespondierenden Säure-Base-Paare:

Säure

H3PO4

HSO4–

H2O

NH3

H2O2

OH–

Base

HCO3–

S2–

(CO3)2–

H2O

Cl–

HPO42–

3. Welches der folgenden Moleküle ist ein Ampholyt. Begründe mit der Reaktionsgleichung:
HS^–, H₃O⁺, HPO₄^2–, H₂O, NH₃, NH₂^–, H₂CO₃

4. Gibt man Aluminiumhydroxid in Wasser reagiert es alkalisch. Warum?

5. Natriumhydrogensulfat reagiert in Wasser sauer, Natriumhydrogencarbonat hingegen alkalisch. Stelle beide Reaktionsgleichungen auf und benenne alle Stoffe.

6. Wie lautet die Formel und wie heißen die Salze die beider Neutralisation der folgenden Reaktionen entstehen?
a) Salzsäure + Ammoniak
b) Phosphorsäure + Natronlauge
c) Salpetersäure + Calciumhydroxid
d) Fluorwasserstoffsäure + Kalilauge
e) Schwefelsäure + Ammoniak
f) Kohlensäure + Kalkwasser

7. Wie würdest Du das Salz Kupfersulfat aus den Elementen herstellen?

8. Welchen pH-Wert hat eine verdünnte Natriumhydroxidlösung mit der Konzentration c_(OH–) = 0,0005 mol/l

9. Wie ist die Konzentration an Oxoniumionen einer verdünnten Natronlauge mit pH-Wert 10,6?

10. Eine recht konzentrierte Salzsäure wird mit pH-Wert 1,45 gemessen. Berechne die Konzentration an H₃O⁺ und OH^–.

11. Welchen pH-Wert zeigt eine verdünnte Schwefelsäure mit der Konzentration c=1,24·10^–5 mol/l?

12. In Cola ist Phosphorsäure enthalten. Der pH-Wert beträgt ca. 4,8. Berechne die Konzentration.

13. Die Dissoziation des Wassers (Ionenprodukt) ist als Gleichgewichtsreaktion natürlich temperaturabhängig. Bei 0°C liegt ein pK_W - Wert von 14,994 und bei 50°C ein pK_W - Wert von 13,262 vor. Berechne zuerst die Konzentration an Oxoniumionen und daraus die pH-Werte.

14. Eine 0,1 molare Essigsäure hat den pH-Wert von 2,88. Propansäure der gleichen Konzentration hat den pH-Wert von 2,94.
a) Wie groß ist der Unterschied der Oxoniumionenkonzentration?
b) Bestimme beide pK_S-Werte.

15. Berechne die Konzentration der Wassermoleküle in Wasser.

16. Warum ist in verdünnten Lösungen, die Konzentration der Wassermoleküle (auch bei unterschiedlichen Konzentrationen) annähernd gleich?

17. Füllt man 0,2 mol Propansäure mit Wasser auf einen Liter auf, so beträgt der pH-Wert 2,8. Berechne den pK_S Wert der Propansäure.

18. Der pH-Wert einer Ammoniaklösung (c(NH3) = 0,7 mol/l) beträgt 11,5. Berechne den pK_S-Wert
a) Formuliere für das Acetat-Ion (CH₃COO)^- die Protolyse mit Wasser (in Strukturformeln!) und stelle anschließend die Formel zur Berechnung der Basenkonstante auf.
b) Eine Natriumacetatlösung hat eine Konzentration von 0,1 mol/l. Der pH-Wert beträgt 8,8. Berechne den pK_S-Wert der Acetationen.

19. Generell gilt: pK_S+pK_B =pK_W. Leiten anhand des korrespondierenden Essigsäure/ Acetationen Säure-Base-Paars diese Beziehung her.

20. Eine verdünnte Essigsäure wird mit pH-Wert 2,6 gemessen. Der pK_S-Wert ist 4,76. Berechne die Ausgangskonzentration c₀ (CH₃COOH).

 

 

Musterlösungen

8: [OH^–] = 0,0005 mol/l => pOH = -lg (0,0005) = 3,3

da pH + pOH = 14 folgt daraus: 14 - pOH = pH => 14 - 3,3 = pH = 10,7

 

9. pH = 10,6 => - lg [H₃O⁺] = 10,6 => [H₃O⁺] = 10^-10,6 mol/l = 2,5 ·10^–11 mol/l

 

15. 1 mol Wasser wiegt 18g.
=> n = m/M = 1000g / 18 g/mol = 55,56 mol

In einem Liter Wasser sind 55,56 mol H₂O enthalten.

16. 55,6 mol/l ist eine sehr, sehr hohe Stoffmenge an Wassermolekülen pro Liter Wasser. Ob da noch 1, 0,1 oder sogar nur 0,1 mol/l einer anderen Substanz dabei sind, spielt kaum eine Rolle, da sich praktisch nichts an der Konzentration verändert.

 

17. Formel zum Errechnen von pH/ pKs Werten der schwachen Säuren:

[Propansäure] = 0,2 mol/l

pH = 2,8

pH = 1/2 (pKs - log c) = 2,8 = 1/2 (pKs - log 0,2)

=> pKs = 4,88

 

22. Gegeben:

pH-Wert = 2,6
pKs = 4,75

=> Formel: pH= ½ (pKs-lg c(Essigsäure)) = 2,6=1/2(4,88-lg c(Essigsäure))

 

Kombinationsaufgaben Abitur: MWG / pH-Werte / Säurestärke/ Esther / Seifen

1. Erstelle Dir einen Formelzettel, wo alle Formeln zum Thema „pH, pK_S, pK_W usw.“ aufgeführt sind.

2. Säure-Base-Gleichgewichte:

Bei folgenden Säuren liegt eine Konzentration von 0,1mol/l vor. Folgende pH-Werte werden gemessen:

• pH _{2-Methylpropansäure} = 2,93

• pH _Ethansäure = 2,88

• pH _{Monochlorethansäure} = 1,91

a) Erstelle die Reaktionsgleichung der Protolyse mit Wasser in Strukturformeln und stelle dann das MWG auf.

b) Nenne zwei Möglichkeiten das Gleichgewicht auf die Seite der Produkte zu verschieben. Erkläre an diesem Beispiel kurz das dahinter liegende Prinzip. Beachte dabei, dass eine Änderung der Temperatur oder des Druckes in diesem Fall nicht stattfinden darf!

c) Berechne den pK_S-Wert der Ethansäure.

d) Ordne die drei Säuren begründet nach ihrer Säurestärke.

e) Zu Ethansäure wird etwas Ammoniak oder Natriumhydroxid zugefügt und anschließend unter Zugabe von Silbernitratlösung leicht erwärmt. Nach wenigen Minuten beobachtet man einen Silberspiegel auf der inneren Glaswand einen leichten Essiggeruch. Erstelle zu dieser Reaktion die passende Redoxreaktion mit Teilgleichungen.

 

3. Kondensationsreaktionen:

Salpetersäure kann mit Alkoholen zu Nitroverbindungen reagieren. Dabei reagieren die beiden Hydroxygruppen der beiden Verbindungen in einer Kondensationsreaktion. Ein bekanntes Beispiel einer solchen Kondensationsreaktion ist die Reaktion von einem Mol Glycerin (Propan-1,2,3-triol) mit drei Mol Salpetersäure. Dabei entsteht der Sprengstoff Nitroglycerin (Glycerintrinitrat).

Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Herstellung von Nitroglycerin in Strukturformeln.

 

4. Iodwasserstoffgleichgewicht:

Wasserstoff und Iod reagieren zu Iodwasserstoff: H₂ + I₂ ⇋ 2 HI (K = 54,3)

a) Formuliere das Massenwirkungsgesetz für diese Reaktion.

b) Bestimme die Konzentration an Iodwasserstoff, die entsteht, wenn ein Kolben mit einem Volumen V = 1 Liter mit 0,1 mol Wasserstoff und 0,1 mol Iod gefüllt wird.

c) Berechne die Konzentration an Wasserstoff und Iod, die im Gleichgewicht vorliegen, wenn ebenfalls zum Start 0,1 mol Iodwasserstoff eingefüllt wurden.

 

5. Massenwirkungsgesetz:

Formuliere das Massenwirkungsgesetz für die folgenden Reaktionen:

 

a) CH₄ + 2 O₂ ⇋ CO₂ + 2 H₂O

b) 2 SO₂ + O₂ ⇋ 2 SO₃

c) 3 H₂O + H₃PO₄ ⇋ 3 H₃O⁺ + (PO₄)³⁻

d) H₂O + HCl ⇋ H₃O⁺ + Cl⁻

e) CH₄ + NH₃ ⇋ HCN + 3 H₂

f) 2 H₂O + H₂SO₄ ⇋ 2 H₃O⁺ + (SO₄)²⁻

 

6. Wiederholung zwischenmolekularer Kräfte:

Ordne die Moleküle a-c jeweils nach ihrem Siedepunkt und der Wasserlöslichkeit. Begründe jeweils anhand der zwischenmolekularen Kräfte:

 

a) CH₃OH, CH₃CH₂OH, CH₃CH₂CH₂OH

b) C₂H₆, CH₃OH, CH₂O

c) CH₃CH₂OH, CH₃OCH₃, HCOOCH₃

 

7. Säure-Base-Puffer

Zu 20 ml Glycin-Wasser-Lösung (c = 0,1 mol/l) wird Natronlauge (c = 0,1 mol/l) zugefügt. Wie viel Milliliter Natronlauge müssen dazugeben werden, damit eine Pufferlösung mit pH = 9,8 entsteht?

(Glycin: pK_S1 = 2,35, pK_S2 = 9,8)

(A) 10 ml (B) 15 ml (C) 20 ml (D) 30 ml (E) 45 ml

 

8. Ethansäure reagiert mit Ethanol zu Wasser und Ethansäureethylester:

CH₃COOH + C₂H₅OH ⇋ CH₃COOC₂H₅ + H₂O

a) Erstelle die Reaktionsgleichung in Strukturformeln.

b) Formuliere das Massenwirkungsgesetz.

b) Es reagieren beide Edukte mit einer Ausgangskonzentration von jeweils 1mol/l. Im Gleichgewicht liegt eine Konzentration von 0,8 mol/l Ester vor. Berechne die Gleichgewichtskonstante K.

c) Berechne die Konzentration an Ester, wenn die Startkonzentrationen 1 mol/l Säure und 4 mol/l Alkohol sind.

 

 

9. Bestimmung der Gleichgewichtskonstanten bei der Esterhydrolyse:

Es reagieren 10 mmol Ethansäuremethylester mit 10 ml Natronlauge (c= 1mol/l):

 

CH₃COOCH₃ + OH⁻ ⇋ CH₃COO⁻ + CH₃OH

Folgende Werte wurden gemessen:

 

	1min	2min	3min	4min	5min	10min	15min
[OH−] in mmol/ml	8,5	7,2	6,3	5,6	5	3,6	3,2
[CH3COOCH3] in mmol/ml
[CH3COO−] in mmol/ml
[CH3OH] in mmol/ml

 

a) Formuliere die Reaktionsgleichung in Strukturformeln

b) Berechne die fehlenden Konzentrationen und Erstelle ein Konzentrations-Zeit-Diagramm.

c) Bestimme die Konzentrationen der Edukte und Produkte im Gleichgewicht.

d) Bestimme die Gleichgewichtskonstante K

 

10. Verseifung und Fetthärtung:

a) Erstelle die Strukturformel eines Fetts, welches aus einem Molekül Hexadecansäure und zwei Molekülen cis,cis-Oktadeca-9,12-dien-säure besteht.

b) Dieses Fettmolekül wird nun mit Kalilauge verseift. Erstelle den vollständigen Reaktionsmechanismus.

c) Erkläre den Aufbau anionischer und kationischer Tenside mithilfe von Strukturformeln und nenne weitere Inhaltsstoffe von Waschmitteln (in Strukturformeln soweit möglich!) sowie deren Funktion.

 

Teillösung:

2)

           c(H₃O⁺) · c(Ac^-)
K_S = ———————————
          c(HAc) · c(H₂O)

Aus dem pH berechnet man die c(H₃O⁺) (welche gleich der c(Ac^-) ist)

c(H₃O⁺) = 10 ^-2,88 = 0,0013 mol/l

_{c(HAc) = 0,1 mol/l}

 

         c(H₃O⁺)²
K_S = ————— = 0,0000174 bzw: 1,74 · 10^-5 => pK_S = 4,78
        0,1 mol/l

 

7. Zu 20 ml Glycin-Wasser-Lösung (c = 0,1 mol/l) wird Natronlauge (c = 0,1 mol/l) zugefügt. Wie viel Milliliter Natronlauge müssen dazugeben werden, damit eine Pufferlösung mit pH = 9,8 entsteht?

(Glycin: pKS1 = 2,35, pKS2 = 9,8)

(A) 10 ml Lösung A ist richtig

 

Aufgabe zur Pufferkurvenanalyse

Titration einer schwachen Säure (Natriumhydrogencarbonat) mit einer starken Base (Natronlauge)

Versuch: Es liegen 10 ml einer 0,4 molaren Natrimhydrogencarbonatlösung vor. Dazu wird nun jeweils 1 ml Natronlauge hinzugetropt. Die gemessenen Werte sind unten in der Tabelle aufgeführt und bereits in das Diagramm eingetragen. Fülle die Tabelle aus und berechne die fehlenden Werte.

Zugabe an Base	0 ml	1 ml	2 ml	3 ml	4 ml
cBase	0 mmol	1 mmol
Crestliche Säure	4 mmol	3 mmol
VGesamt	10 ml	11 ml
Vorliegende Stoffe
Anzuwendende Formel zur Berechnung des pH-Werts
[Base] / [Säure]
Log ([Base] / [Säure])
pH berechnet

 

Titration NaHCO₃ mit NaOH (Natriumhydrogencarbonat und Natronlauge)

 

Lösung:

Zugabe an Base	0 ml	1 ml	2 ml	3 ml	4 ml
cBase	0 mmol	1 mmol	2 mmol	3 mmol	4 mmol
Crestliche Säure	4 mmol	3 mmol	2 mmol	1 mmol	0 mmol
VGesamt	10 ml	11 ml	12 ml	13 ml	14 ml
Vorliegende Stoffe	H2CO3 (HCO3)–	(HCO3)–	(HCO3)–	(CO3)2– (HCO3)–	(CO3)2–
Anzuwendende Formel zur Berechnung des pH-Werts	pH= ½ (pKs1+pKs2)	pH= pKs + log([Base]/[Säure])	pH=pKs	pH= pKs + log([Base]/[Säure])	14-½ (pKB + log([Base])
[Base] / [Säure]	0 / 4	1 /3	2/2	3 / 1	4 / 0
Log ([Base] / [Säure])	-	-0,48	0	0,48	-
PH berechnet	8,4	9,9	10,4	10,9	11,9

 

• Formel für schwache Säuren: pH= 1/2 (pKs-log[Säure])
• Formel für pH am Pufferpunkt: pH=pKs
• Formel für Puffergleichungen (Henderson Hasselbalch): pH= pKs + log([Base]/[Säure])
• Formel für amphotere Salze: pH= 1/2 (pKs1 + pKs2)
• Formel für schwache Basen: 14 - 1/2 (pKB + log([Base])

 

Bei 4ml muss die Formel der schwachen Base rein, weil: Hydroxid der Natronlauge ist komplett protoniert und die Säure ist komplett deprotoniert. Das heißt, die entstandene korrespondierende Base ist schwach => Formel für schwache Base!