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Chemie (Subject) / Säure-Base-Chemie (Lesson)
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- Elektrolytische Dissoziation - Stoffe, die beim Lösungsvorgang Ionen bilden („dissoziieren“) heißen Elektrolyte- für die Reaktion der Dissoziation gilt das Massenwirkungsgesetz (Formel)- die Dissoziation ist umso vollständiger, je größer die Dissoziationskonstante- in Folge unterscheidet man schwache und starke Elektrolyte(geringe vs. vollständige Dissoziation)
- Dissoziationsgrad Dissoziationsgrad a gibt an, wie groß der Anteildissoziierter Teilchen (A+, B-) an der Gesamtstoffmenge an A bzw. B ist.- a kann Werte zwischen 0 und 1 annehmen (0 < a < 1)dissoziierte Spezies: c(A+) = c(B-) = a×c0nicht dissoziierte Spezies: c = (1 – a)×c0 - schwache Elektrolyte liegen nur bei sehr hoher Verdünnung in größerem Umfang dissoziiert vor
- Ostwaldsches Verdünnungsgesetz K (D) / c0= Alpha² / (1-alpha) - α steigt für kleine Konzentrationen
- Säure-Base Definition nach Arrhenius - Säuren: dissoziieren in Wasser in Wasserstoff-Kationen und Säurerest-Anionen- Wasserstoff-Kationen: entscheidend fürdie Säuremerkmale.HCl ↔ H+ + Cl- - Basen: Verbindungen, die in WasserHydroxid-Anionen und Metall-Kationen bilden- Hydroxid-Anionen (OH-): entscheidendfür den Basencharakter.NaOH ↔ Na+ + OH- - NeutralisationHCl + NaOH ↔ NaCl + H2OSäure + Base zu Salz
- Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept - nach Bronsted - Säuren sind Teilchen, die Protonenabgeben → Protonendonatoren- Basen sind Teilchen, die Protonenaufnehmen → Protonenakzeptoren - Säure-Base Definition von Brønsted ist einSonderfall der Säure-Base Defintion von Lewis!
- Elektronen-Donator-Akzeptor-Konzept - nach Lewis - Säuren sind Elektronenpaar-Akzeptoren- Basen sind Elektronenpaar-Donatoren
- Brønsted- Säuren und -Basen - konjugierte Säure-Base-Paare- Säure geht durch Abspaltung eines Protons in ihrekonjugierte Base über - Base geht durch Aufnahme eines Protons in ihrekonjugierte Säure über
- Ampholyte -Stoffe die als Säure und als Base reagieren können (Amphoterie) - H2O reagiert mit HNO2 als Base und mit NH3 als Säure → Ampholyt
- Welche Ionen bilden sich bei Lösen einer Säure / einer Base? H+OH-
- Säure-Base-Reaktionen ohne Wasser - Säure-Base-Reaktionen sind nicht auf daswässrige Medium beschränkt → Reaktion in Gasphase
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- Mehrprotonige Säuren / mehrbasige Basen - Mehrprotonige Säuren: mehrere Dissoziationskonstanten (mehrere H+ abgespalten)- Mehrbasige Basen: mehrere Protonierungskonstanten (mehr H+ aufgenommen)
- Autoprotolyse von Wasser - Säure-Base-Reaktion von H2O „mit sich selbst“- aber: Gleichgewichtskonstante sehr klein (auf ~550 Mio Wassermoleküle kommt nur ein dissoziiertes Wassermolekül!)
- Wärmetönung der Autoprotolyse H2O + H2O + 57.4 kJ ↔ H3O+ + OH-- Säure-Base-Reaktion von Wasser mit sich selbst istendotherm und erfordert 57.4 kJ/mol
- Neutralisationswärme - entsteht bei einer Säure-Base-Reaktion Wasser, so erfolgendie Reaktionen oft stark exotherm- die Größe von -ΔH korreliert mit dem Dissoziationsgrad
- pH-Wert → pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration saure Lösung: pH < 7alkalische Lösung: pH > 7neutrale Lösung: pH = 7
- pOH-Wert → pOH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Hydroxidionenkonzentration:- auf Basis der Definition des KW-Werts giltfolgender Zusammenhang zwischenpH- und pOH-Wert: pH + pOH = pKw = 14
- pH-Wert: Indikatoren - Indikatoren sind schwache organische Säuren oder Basen, die ihre Farbe ändern, wenn sie mit Säuren oder Basen reagieren z.B.: Phenolphthalein – ein synthetischer IndikatorCyanidin aus Rotkohl: ein Biomolekül als Indikator (rot: pH kleiner als 3; lila-violett: 7-8; blau: pH>9)
- Säure- und Base-Gleichgewichte - Stärke einer Säure / Base ist durch ihre Neigung zur Protonenaufnahme oder -abgabe gekennzeichnet.HA ↔ A- + H+ - Die Stärke von Säuren und Basen lässt sich nicht absolut sondern nur relativ bestimmen (Bezugsgröße ist Wasser) - Starke Säuren und Basen: „vollständig“ dissoziiert - Schwache Säuren und Basen: nur kleiner Anteil dissoziiert
- Säure- und Base-Gleichgewichte: Quantitative Beschreibung - Anwendung des Massenwirkungsgesetzes / die Säurekonstante KS: pKS = -log KS - Für konjugierte Säure-Base Paare gilt: pKs + pKB = pKW - je stärker eine Säure, desto schwächer ist die konjugierte Base
- Säure-Base-Konstanten - sehr starke Säure (Base) pKS (pKB) < - 1.74- starke Säure (Base) - 1.74 < pKS (pKB) < 4.5- schwache Säure (Base) 4.5 < pKS (pKB) < 9.5- sehr schwache Säure (Base) 9.5 < pKS (pKB) < 15.74- extrem schwache Säure (Base) pKS (pKB) > 15.74
- Säurestärke von Oxosäuren - Trends - zunehmende Elektronegativitäten der Atomgruppe, an die die OH-Gruppe gebunden ist, verläuft die Deprotonierung leichter→ stärkere Säure
- Titration - allmähliche Zugabe einer Base zu einer Säure (Alkalimetrie) oder umgekehrt einer Säure zu einer Base (Azidimetrie) - Titrationskurve: Messkurve des pH-Werts während des Fortschritts der Titration - Titrationsgrad entspricht dem Molverhältnis der zugegebenen Base und der vorgelegten Säure (bzw. umgekehrt) 1 = Äquivalenzpunkt (pH bei Titrationsgrad = 1)2 = Neutralpunkt (definitionsgemäß pH = 7) - mehrprotonigen Säuren / mehrbasigen Basen gibt es mehrere Äquivalenzpunkte!
- Pufferlösungen - Mischungen aus gleichen Anteilen einer schwachen Säure und ihrerkorrespondierenden (starken) Base, bzw. aus einer schwachen Base und ihrer korrespondierenden Säure werden Pufferlösungen genannt - sind in der Lage sowohl H+ - als auch OH– -Ionen zu binden und halten daher den pH-Wertin weiten Konzentrationsbereichen „konstant“ (nur geringe Änderungen)
- Pufferformel - Henderson-Hasselbalch-Gleichung - Quantitativ werden Pufferlösung durch die Henderson- Hasselbalch-Gleichung beschrieben. Diese ergibt sich aus demProtolysegleichgewicht einer schwachen Säure:HA + H2O ↔ H3O+ + A-- der pH-Wert von Pufferlösungen bleibt beim Verdünnen konstantfalls [A-] = [HA] => [H+] = KS pH = pKS
- Eigenschaften von Puffersystemen pH = pKS + lg [A– ] / [HA] - Pufferkapazität:- Stoffmenge Säure/Base, die zugegebenwerden muss, um den pH-Wert um 1 zuverändern- gleiche Volumina verschiedenkonzentrierter Pufferlösungen unterscheidensich in ihrer Pufferkapazität- je größer die Konzentration derPuffersubstanzen, umso größer diePufferkapazität Pufferbereich:Einsatzbereich von Pufferlösungen: pH = pKS ± 1