Autoprotolyse des Wassers, pH-Wert, Säure und Basenstärke & pK-Wert

4.2
Protolysen II
Brönsted,
Neutralisation, Säurestärke

Fassen wir die Ergebnisse der von
uns analysierten Protolysen zusammen, stellen wir fest, daß
bei einem proteolytischen Vorgang immer Säuren und Basen zugleich
auftreten. Der eine Partner gibt das Proton ab, der andere nimmt
es auf. Das aus einer Säure entstehende Säurerestion ist
jedoch prinzipiell fähig unter bestimmten Bedingungen wieder
ein Proton aufzunehmen (zurück zu reagieren).
Space Brönsted bezeichnete bezeichnete
deshalb die Säure als konjugierte
Säure
zu seinem Säurerestion und das Säurerestion
als konjugierte Base
zu seiner Säure. Es gibt also in Protolysen immer
konjugierte Säure-Base Paare.

konjbp

Dasselbe gilt für basische Reaktionen. Bei der
Reaktion von Ammoniak mit Wasser Abb. 4.13
stellt NH3 die Brönsted-Base dar und ist die konjugierte
Base zum Ammoniumion NH4+. Wasser ist die konjugierte
Säure zu H3O+.

Auf diese Weise ist klar definiert, ob ein
Stoff als Säure oder Base reagieren kann, gleich ob man ihn
als typische Säure sonst kennt.

Man kann deshalb auch eine allgemeine
Gleichung für Protolysen aufstellen. Bezeichnen wir eine Säure
als HA und eine Base als B, ergibt sich folgende Gleichung:

algsb

Neutralisation
Reagiert allgemein eine Säure mit einer Base spricht man von
einer
Neutralisation.
Meist entsteht dabei ein Salz und Wasser und das Produkt ist neutral.

Eine Neutralisation wäre z.B.

neutrali

Säurestärke
– Basenstärke

Die Fähigkeit der Säuren
und Basen Protonen abzugeben bzw. aufzunehmen unterscheidet sich
beträchtlich. Sie hängt bei Säuren unter anderem
davon ab, wie stark polarisiert die Bindung zum Wasserstoff ist.
Je polarer diese Bindung ist, je stärker ist die Säure.

staer8

Mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes können wir diese Säurestärke
bzw. Basenstärke
genau definieren und berechnen.

Man definiert die Säurestärke
als Fähigkeit einer Säure, ein Proton an ein Wassermolekül
abzugeben, gemessen durch den Wert der Gleichgewichskonstanten dieser
Reaktion.

Je größer der Wert dieser Gleichgewichtskonstante, desto
stärker die Säure.
Betrachten wir folgende Reaktionen:

sstae

disss

Die Gleichgewichtskonstante der Dissoziation
von Chlorwasserstoff in Wasser ist weit größer als 1000,
d.h. das Gleichgewicht liegt praktisch vollständig auf der
Produktseite; alle HCl-Moleküle haben ihr Proton an Wassermoleküle
abgegeben.
Bei der Dissoziation ist die Gleichgewichtskonstante kleiner 1 und
dies bedeutet eine recht große Rückreaktion. Viele HF-Moleküle
sind de facto undissoziiert.

Deshalb ist Chlorwasserstoffsäure
( = Salzsäure)
eine starke
Säure und Fluorwasserstoffsäure (
= Flußsäure)
eine schächere Säure.

Löst man 1 Mol HCl in Wasser
, erhält man 1 Mol H3O+-Ionen. Löst
man 1 Mol HF in Wasser ergeben sich nur 0,03 Mol H3O+,
0,97 Mol bleiben undissoziiert. (Die Ursache ist u.a. der geringe
Atomradius von F im Vergleich zu den anderen Halogenen Cl, Br und
I. Die Säurestärke steigt mit dem Atomradius)
Formulieren wir das Massenwirkungsgesetz für saure und basische
Reaktionen:

pkspkb2

Die Säurekonstante
oder auch Dissoziationskonstante einer Säure bzw. einer
Base gibt das Maß der Dissoziation einer Säure (Base)
in Wasser an und damit ihre Stärke. Starke Säuren besitzen
eine hohe Säurekonstante (bis > 10), schwach dissoziierte
Säuren eine niedrige Säurekonstante.

Für Ks x KB gilt:
Ks x KB =[ H3O+] x [OH
] = 10-14

Um die gleiche Notation wie beim
pH-Wert verwenden zu können, rechnet man die Säuren- und
Basenstärken auf dieselbe Weise um und bezeichnet den umgerechneten
Wert der Säurestärke als pkS
bzw. der Basenstärke als pKB-Wert:

pksb14

Diese Berechnungen gelten alle
für verdünnte Lösungen!

Alle Angaben für 25°C

pksw1

Allgemeine Formulierung:

HAHB


Salze als konjugierte Basen
(oder Säuren)
 

Bei der Dissoziation in Wasser werden die
Ionen aufgetrennt.

NaCl(s) <=>Na + (aq) + Cl
(aq)
Mg(NO2 )2 (s) <=>
Mg 2+ (aq) + 2 NO 2 – (aq)

Viele dieser Lösungen zeigen basisches
oder saures Verhalten. Sie wirken als konjugierte Brönsted-Basen
oder -Säuren.
Bei der Dissoziation von NaCl sind 3 Gleichgewichte aktiv:

H2O +H2O <=>
H3O+ + OH
Na+ + 2H2O <=> H3O+
+ NaOH
Cl + H2O <=> HCl + OH

z.B. Na +
, ist die konjugierte Säure der starken Base Natriumhydroxid.
Das Na+-Ion hat deshalb ein K a < 1 10 –14
Mol/l und ist eine schwächere Säure als Wasser.
Deshalb zeigt es kein saures Verhalten in Wasser.

 


Abb. 4.13

konjugierte
Säure-Base-Paare

Abb.4.14

Allg. Protolysengleichung

 

 

 

 

 


Abb. 4.15

Neutralisation

 

 

 

 

 

 


Abb. 4.16

Säuren mit unterschiedlicher Säurestärke

Berechnung

Die Magensäure hat einen pH von ca. 1,5. Wie hoch
ist die molare Konzentration an H3O+
und OH bei 25°C?

Lösung

[H3O] = 10 -1.5 =
3.2 x 10-2 Mol/l
Bei 25°C ist Kw = 10-14.

[OH]= Kw/[H3O+]
= 10-14/3.2 x 10-2
=3,1 x 10-13 Mol/l


Abb.4.17

Chemische Aktivität
 

Unter der chemischen Aktivität
einer Substanz versteht man die Menge die gerade reagiert.
Sie hat die Einheit Mol/Liter

 


Abb.4.18

Dissoziation von HCl und HF
in Wasser

 


Abb.4.19

Säurekonstante
 

Kohlensäure und Schwefelsäure sind zweiprotonige
Säuren, Phosphorsäure eine dreiprotonige Säure.

Die Dissoziation der mehrprotonigen Säuren läuft
in mehren Schritten ab. Bei der Kohlensäure dissoziiert
zunächst ein Proton so daß ein Hydrogencarbonation
als Säurerestion entsteht

 

 


Berechnungen
 

Berechnen Sie den pH-Wert einer 0.0115 M HCl Lösung?

 

Lösung:

Da die Chlorwasserstoffsäure eine starke Säure
ist, dissoziiert sie vollständig, also alle 0,0115
M. Dadurch entstehen auch 0,0115 M H3O+.
Deshalb ist der pH =

-log [0,0115] = 1,939.

 

 

 


Berechnungen
 

Berechnen Sie den pH-Wert einer 0.0815 M NaOH Lösung?

 

Lösung:

Da die Natronlauge eine starke Base ist, dissoziiert sie
vollständig, also alle 0,085 M. Dadurch entstehen auch
0,0085 M H20. Da pH + pOH =14 ist
der pH =

pOH = -log [0,085] = 1,0705
pH = 14 – 1,0705 = 12,929

 

 

 


Berechnungen
 

Berechnen Sie den pH-Wert einer 0.255 M NH4OH Lösung?

 

Lösung:
Der kB von NH4OH
ist 1.78 E-5.

Massenwirkungsgesetz:

KB= [NH4+]x[OH]/[NH4OH]

Das Hydroxidion ist im Überschuß vorhanden und
das Ammoniumion existiert in gleicher Konzentration wie
das OH–Ion. Deshalb kann man vereinfacht schreiben:

KB = [OH-]2 / [NH4OH]
nh4r

nh43
[ OH] = 2.13
x 10– 3 M
pH = 11,328

 

 

 

 

 


Abb.4.20

verschiedene Säurestärken

 


Berechnungen
 

Berechnen Sie den pH-Wert einer 0.12 M Essigsäure-Lösung?

 

Lösung:

Ks = 1.74 E-5

Essigsäure ist eine schwache Säure. Deren Dissoziation
im Gleichgewicht (Essigsäure -x) kann vernachlässigt
werden

ssaure1
xacid12a

 

 

 

Weiterführende
Quellen:
Allgemeine
Stoff-Bibliothek
:http://antoine.fsu.umd.edu/chem/senese/101/compounds/library.shtml
Datenbank
mit pK-Werten:
http://www.acdlabs.com/
oder http://chemfinder.cambridgesoft.com/

Säuren
und Basen:
http://alp.dillingen.de/projekte/cii/chempge/anorg/arb-bl/sre_bse.htm
und

http://www.shodor.org/unchem/basic/ab/
und
http://www.uni-bayreuth.de/departments/ddchemie/umat/chlorsaeuren/chlorsaeuren.htm

Säurekonstante/Titration:
http://www.fbv.fh-frankfurt.de/mhwww/ach-vorlesung/72Saeuren2.htm

chemische Experimente: http://www.dartmouth.edu/~chemlab/info/logistics/info.html
und

Brönsted-Theorie: http://www.atomicarchive.com/main.shtml
und http://ac16.uni-paderborn.de/lehrveranstaltungen/_aac/vorles/skript/kap_10/kap10_1/index.html

Titration:
http://www.seilnacht.tuttlingen.com/Analyse/titrier.htm

Virtuelle Titration: http://www.cc.edu/~jtowell/Titration/titrate.html

3D-Molekülarchiv: http://www.nyu.edu/pages/mathmol/library/library.html

Maße: http://home.att.net/~numericana/answer/units.htm

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