64
Chemie für Ernährungswissenschaftler (Subject) / Säuren und Basen (Lesson)
Kapitel 17
This lesson was created by Juls96.
This lesson is not released for learning.
Advertisement
- STARKE SÄURE: HNO3(aq) + H2O(liq) H3O+(aq) + NO3-(aq)HNO3 dissoziiert in Wasser zu 100% HNO3, HCl, H2SO4 und HClO4 sind starke Säuren
- Schwache Säuren Schwache Säuren dissoziieren in Wasser weitaus weniger als 100% Eine bekannte schwache Säure ist Essigsäure = CH3CO2H
- Starke Basen: dissoziieren zu 100% in Wasser.NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)Andere starke Basen sindKOH und Ca(OH)2.
- Schwache Basen: dissoziieren in Wasser zu weitaus weniger als 100% Eine bekannte schwache Base ist Ammoniak
- SÄUREN-BASEN THEORIEN Die allgemeine Säure-Basen Theorie ist dieBRØNSTED - LOWRY Theorie• SÄUREN GEBEN H+IONEN AB• BASEN NEHMEN H+IONEN AUF
- Brønsted Definition Die Brønsted Definition bedeutet, dass NH3 inWasser eine BASE ist — und Wasserselbst ist in diesem Fall eine SÄURE
- Konjugierte Paare NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+(aq) + OH- (aq) NH3 / NH4+ist ein konjugiertes Paar —miteinander verwandt → sie unterscheiden sichnur durch die Aufnahme bzw Abgabe eines H+Jede Säure hat eine konjugierte Base- und vice-versa.
- Mehr Über Wasser H2O kann sich wie eine SÄURE oder wie eineBASE verhalten. In Wasser: EIGENDISSOZIATION
- In Wasser: EIGENDISSOZIATION Gleichgewichtskonstante für Eig.dissoz. = KwKw = [H3O+] [OH-] = 1.00 x 10-14 bei 25°C In einer neutralen Lösung [H3O+] = [OH-]Kw = [H3O+]2 = [OH-]2und daher [H3O+] = [OH-] = 1.00 x 10-7 M
- Die Lösung ist basisch, wenn [H3O+] < [OH-]
- Advertisement
- Kw= Kw = [H3O+] • [OH-] = 10-14
- pH = pH = log (1/ [H3O+]) = - log [H3O+]
- pH -Allgemein Basische Lösung pH > 7Neutrale pH = 7Saure Lösung pH < 7
- Die pH und pOH Skalen Im allgemeinen pX = -log X pOH = - log [OH-] Kw = [H3O+] [OH-] = 1.00 x 10-14 bei 25 oCNehmen Sie von beiden Seiten den Logarithmus.-log (10-14) = - log [H3O+] + (-log [OH-])pKw = 14 = pH + pOH
- Aspirin ist eine schwache Säure,Ka = 3.2 x 10-4
- Gleichgewichte von Schwachen Säuren und Basen Säure konjugierte BaseEssig, CH3CO2H CH3CO2-, AcetatAmmonium, NH4+ NH3, AmmoniakBicarbonat, HCO3- CO32-, Carbonat Eine schwache Säure (oder Base)dissoziiert SEHR wenig (< 5%).
- schwache Säure -Ks? Eine schwache Säure hat Ks < 1Resultiert in einer kleinen [H3O+]und einem pH von 2 - 7
- Schwache Base - Kb? Schwache Base hat Kb < 1Resultiert in einer kleinen [OH-]und einem pH von 12 - 7
- Steigung in Säurestärke hoher pH → niedrieger pH Zunahme von Ks und [H3O+]
- Steigung in Basenstärke niedriger pH → hoher pH Zunahme von Kb und [OH-]
- Anionen -Neutral Cl-Br-No3-ClO4-I-
- Anionen -basisch F-S2-CO32-HCO2-CH3CO2-SO42-
- Anionen -sauer HSO4-H2PO4-HSO3-
- Kationen -neutral Li+Na+K+Ca2+Ba2+
- Kationen -sauer NH4+
- Mehrprotonige Säuren Viele schwache Säuren haben zwei oder mehr saureProtonen.– z. B. H3PO4 und H3AsO4Das Errechnen der Gleichgewichte für mehrprotonigeSäuren läuft in mehreren Schritten ab.– es gibt eine Dissoziationskonstante für jeden Schritt.• Arsensäure, H3AsO4, hat drei Dissoziationskonstanten. (weil 3 H) • Bemerken Sie, dass die Dissoziationskonstanten folgendem Trend folgen:Ka1> Ka2 >Ka3 .
- Beziehung zwischen Ks und Kb Ks x Kb = Kw Für eine Säure und ihrekonjugierte Base!
- K und Säure-Base Reaktionen Reaktionen gehen immer vom stärkerenS-B Paar (größere K) zu demschwächeren S-B Paar (kleinere K)
- Eine starke Säure dissoziiert zu 100%. • Daher muss eine STARKE SÄURE — guter H+ Donator—eine SCHWACHE KONJUGIERTE BASE — einenschlechten H+ Akzeptor — haben. •Jede S-B Reaktion hat zwei Säuren und zwei Basen.• Das Gleichgewicht liegt immer näher bei demschwächeren Paar.
- HNO3 + H2O↔H3O+ + NO3- Base → Säure HNO3 + H2O ↔ H3O+ + NO3-Starke Säure → schwache Base Wir wissen dass HNO3 eine sehr starke Säure ist.1. Sie ist stärker als H3O+2. H2O ist eine stärkere Base als NO3-3. K dieser Reaktion ist groß
- Advertisement
- Mischen von Mengen mit gleicher Molanzahl -stark S. und schwache B. eine starke Säure und eine starke Base produzieren eineneutrale Lösung.
- Mischen von Mengen mit gleicher Molanzahl -schwache S. und starke B. - eine schwache Säure und eine starke Base produzieren die konjugierte Base derSäure. Die Lösung ist basisch.
- Mischen von Mengen mit gleicher Molanzahl - starke Säure und schwache Base eine starke Säure und eine schwache Base produzieren die konjugierte Säureder Base. Die Lösung ist sauer
- schwache Säure + schwache Base • Produkt Kation = konjugierte Säure der schwachen Base.• Produkt Anion = konjugierte Base der schwachen Säure.• Der pH der Lösung hängt von der relativen Stärke des Kations und des Anions ab.
- Base → OH-
- Säure →H3O+
- Hydrolyse Hydrolyse ist die Reaktion einer Substanz mit Wasseroder den Ionen in Wasser.
- Solvolyse • Hydrolyse ist die Reaktion einer Substanz mit Wasseroder den Ionen in Wasser.– Hydrolyse ist Solvolyse in Wässrigen Lösungen (aqueous).• Die Kombination eines Anions einer schwache Säure mit H3O+Ionen, des Wasser, um diese schwache Säure zu bilden ist eine Form der Hydrolyse.
- Solvolyse • Bei 25oC • in neutralen Lösungen: [H3O+] = 1.0 x 10-7 M = [OH-]
- Solvolyse • Bei 25°C • in basischen Lösungen: [H3O+] < 1.0 x 10-7 M und [OH-] > 1.0 x 10-7 M
- Solvolyse • Bei 25°C • in sauren Lösungen: [OH-] < 1.0 x 10-7 M und [H3O+] > 1.0 x 10-7 M
- BrØnsted-Lowry Säure-Base Theorie: • Die konjugierte Base einer starken Säure isteine sehr schwache Base.• Die konjugierte Base einer schwachen Säureist eine starke Base.• Salzsäure, eine typische starke Säure,dissoziiert in wässrige Lösungen vollständig.
- Solvolyse - HCl • Die konjugierte Base von HCl, das Cl- Ion, ist eine sehr schwache Base.– Das Chlorid-Ion ist eine so schwache Base, dass es mit dem Hydronium-Ion nicht reagiert.Cl- + H3O+ →Keine Reaktionin in wässrigen Lösungen• Dieser Fakt trifft auf alle starken Säuren und ihre Anionen zu.
- Solvolyse -HF • HF, eine schwache Säure, dissoziiert nur wenig in wässrigen Lösungen.• Ihre Konjugierte Base, das F--Ion, ist eine viel stärkere Base als das Cl-- Ion.• Die F--Ionen reagieren mit den H3O+ Ionen und bilden nicht dissoziierte HF.– Zwei konkurrierende Gleichgewichte werden etabiliert.
- • Wässrige Lösungen von Salzen, die keine freien Säuren oder Basen haben, kommen in vier Typen vor: 1. Salze von starken Basen und starken Säuren2. Salze von starken Basen und schwachen Säuren3. Salze von schwachen Basen und starken Säuren4. Salze von schwachen Basen und schwachen Säuren
- Salze, hergestellt aus starken Säuren und starken Basen, bilden... ...neutrale wässrige Lösungen. • Ein Beispiel ist Kaliumnitrat, KNO3, hergestellt von Salpetersäure und Kaliumhydroxid.
- Salze, hergestellt aus starken Basen und schwachen Säuren, bilden... ...basische Lösungen – Anionen von schwachen Säuren (starke konjugierte Basen) reagieren mit Wasser um Hydroxid Ionen zu bilden.• Ein Beispiel ist Natriumhypochlorit, NaClO, hergestellt aus Natriumhydroxid und Hypochlorigesäure.
- Hydrolysierungskonstante Die Gleichgewichtskonstante für diese Reaktion nennt man dieHydrolysierungskonstante
- • Salze aus schwachen Basen und starke Säuren bilden... ...saure wässrige Lösungen Ein Beispiel ist Ammoniumbromid, NH4Br, hergestellt aus Ammoniak undBromwasserstoff.
- Salze hergestellt aus schwachen Säuren und schwachen Basen können... -neutral ...neutrale, saure oder basische wässrige Lösungen bilden. Salze aus schwachen Basen und schwachen Säuren mit KBase = KSäure bilden neutraleLösungen. • Ein Beispiel ist Ammoniumacetat, NH4CH3COO,hergestellt aus wässrigem Ammoniak, NH3, undEssigsäure, CH3COOH.Ks für Essigsäure = Kb für Ammoniak = 1.8 x 10-5 • Weil die Hydrolysierungskonstanten für beide Ionen genau gleich sind, sind die wässrigen Lösungen neutral.• Equivalente Mengen von H+ und OH- Ionen werden produziert. .