Chemisches Gleichgewicht, Massewirkungsgesetz, Säure-Base-GG, pH-Wert, Titration, Indikatoren

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Arten der Katalyse - positive Katalyse: - Autokatalyse: - negative Katalyse: E Energie-Zeit-Diagramm einer exothermen Reaktion mit und ohne Katalysator Eedukte AS Eprodukte - RP Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit ein Reaktionsprodukt wirkt als Katalysator Erniedrigung der Reaktionsgeschwindigkeit Quelle: DUDEN Chemie, DUDEN Schulbuchverlag Aktureringsnugie AEA mit Katalater 2 Ausgangsstoffe sind enigiereicher als Reaktionsprodukte Aktivierungsenergie AEA ohne Katalysator ARH Reaktionseriigie und lange Reaktionszeit) ohne katalysator (Aktiviesungsenergie t mit katalysator (weniger Aktivierungsenergie und t wenighs Zeit) Das chemische Gleichgewicht besonderer und stabiler Zustand eines Stofflichen systems, dur bei konstanten Bedingungen (T, p) bestehen Voraussetzung reversible Realition RP können sich wieder AS umsetzen d. h. Hin- und Rüchereaktion leönnen ungehemmt ablaufen Ablauf im geschlossenen od. abgeschlossenem System Merlimale des chem. Gleichgewicht Hin- und Rückrealtion →>> laufen gleichzeitig ab Stoffumsatz bleibt unvollständig; d.h. AS und RP liegen nebeneinander vor dynamisches Gleichgewicht Hin- und Ruckrealetion haben die gleiche Reaktionsgeschwindigkeit Vttin : VRücke Konzentration our AS und Konzentration der RP blubt leonstant: ДС = 0 Reaktionsbeispiel: Säure+ Alkohol Co (säure) Co (Ester) chemisches Gleichgewicht c(Ester) c(Säure) Ester + Wasser Einstellzeit Konzentrations-Zeit-Diagramm für die Einstellung des chem. Gleichgewichts (c-t-Diagramm) 1 Beunflussung der Lage des chem. GG Prinzip von LE CHATELIER und BRAUN Prinzip des kleinsten Zwangs Wird auf ein sich im chem. GG befindliches chem. Realitionssystem ein zwang ausgeübt (Temperatur- / Druckeänderung), dann das System diesem Zwang aus, dass die Wirlwitigen des Zwangs verringert werden. weicht I Einfluss der Realitionsbedingungen auf die Lage des chem. Gleichgewichts Reaktionsbedingung • Temperatur. • Druck Erhöhung Verringerung Erhöhung Verringerung • Konzentration →Allgemein gilt: Zufuhr von Ausgansstoffen oder Entnahme von Reaktionsprodukten → begünstigt Reaktionen, die unter Volumenzunahme verlaufen (nur bei Reaktionen relevant, bei denen mindestens ein Stoff gasförmig vorliegt) Entnahme von Ausgansstoffen oder Zufuhr von Reaktionsprodukten Auswirkung begünstigt endotherme Reaktionen begünstigt exotherme Reaktionen begünstigt Reaktionen, die unter Volumenabnahme verlaufen Gleichgewicht verschiebt sich auf die Seite der Reaktionsprodukte Gleichgewicht verschiebt sich auf die Seite der Ausgangsstoffe Realitionsbeispiel für die Beeinflussung der Lage des chem. GG durch Temperatur und Druck Beispiel CH₂OH(g) + CO(g) Einfluss der Temperatur (T) CH3OH(g) + CO(g) = CH₂OH(g) + CO(g) exotherm • ARH = -121 kJ mol¹ Angabe bezieht sich immer auf die Hinreaktion, d.h. Hinreaktion ist exotherm • Daraus ergibt sich: Hinreaktion ist exotherm; Rückreaktion ist endotherm endotherm CH3COOH (9) CH₂COOH (9) 1 mol Gas + 1 mol Gas CH3OH(g) + CO(g) CH3OH(g) + CO(g) CH3COOH(g) - eine Temperaturerhöhung begünstigt immer die endotherme Reaktion →d.h. im konkreten Reaktionsbeispiel wird die Rückreaktion begünstigt; chemisches Gleichgewicht verschiebt sich auf die Seite der Ausgangsstoffe ARH-121 kJ.mol-¹ - eine Temperaturverringerung begünstigt immer die exotherme Reaktion →d.h. im konkreten Reaktionsbeispiel wird die Hinreaktion begünstigt; chemische Gleichgewicht verschiebt sich auf die Seite der Reaktionsprodukte ARH-121 kJ mol-¹ Einfluss des Drucks (p) • Voraussetzung: Mindestens ein Stoff liegt im gasförmigen Zustand vor (g)! • Vorüberlegung: Verläuft die Hin- bzw. Rückreaktion unter Volumenzunahme oder Volumenabnahme? 1 mol Gas CH3COOH(g) Volumenzunahme ARH = -121 kJ.mol-¹ CH3COOH(g) • Daraus ergibt sich: Hinreaktion verläuft unter Volumenabnahme, weil: →2 mol Ausgangsstoffe reagieren zu einem 1 mol Reaktionsprodukt → Hinweis: Bei diesem Vergleich werden nur gasförmige Stoffe berücksichtigt! Volumenabnahme eine Druckerhöhung begünstigt immer die Reaktion, die unter Volumenabnahme verläuft →d.h. im konkreten Reaktionsbeispiel wird die Hinreaktion begünstigt; chemisches Gleichgewicht verschiebt sich auf die Seite der Reaktionsprodukte - eine Druckverringerung begünstigt immer die Reaktion, die unter Volumenzunahme verläuft →d.h. im konkreten Reaktionsbeispiel wird die Rückreaktion begünstigt; chemische Gleichgewicht verschiebt sich auf die Seite der Ausgangsstoffe Aufgabe 4: Die Reaktion von Schwefeldioxid zu Schwefeltrioxid ist eine Gleichgewichtsreaktion. Sie bildet die Grundlage für die großtechnische Herstellung der Schwefelsäure. 1 2 Entwickeln Sie die Reaktionsgleichung für die Oxidation von Schwefeldioxid. Leiten Sie aus der grafischen Darstellung den Einfluss der Temperatur auf die Lage des chemischen Gleichgewichts ab. Ziehen Sie eine Schlussfolgerung über den energetischen Verlauf der Reaktion. Ausbeute an Schwefeltrioxid in % 120 - 100 80 60 40 20 0 0 200 400 600 800 Temperatur in °C 2502 + 02 1000 exotherme endothumi 1200 2503 je höher die Temperatur, disto geringer die Ausbeute Temperaturhöhung beguïnstigt immer eine endotherme Realition: d.h. im Reaktionsbeispiel die Rüderealition. → chum. Gleichgewicht wird auf die Seite der Ausgangsstoffe (Edulite). verschieben ↳ Hinrealtion ist dishalb exotherm. Temperaturerniedrigung begünstigt die exotherme Hinrealtion → chem. Gleichgewicht wird auf die Seite der Reaktionsprodulite VUSchoben Massen wir lungsgesetz (MWG) und Gleichgewichts Konstante Eine chem. Realition befindet sich im GG-zustand, wenn du Quotient aus dem Produlet dir c dir RP und dem Produkt der c der AS bei einer bestimmten Temperatur einen konstanten Wert erreicht hat. Die dage des GG wird quantitativ durch das MVG beschrieben. A √₁A unter Berücksichtigung möge √cC Beispiel: Kc> 1: + Kc 1: Kc < 1: B C(C) Kc = C(A) · C(B) + Vc (C) Kc = C₁ (A) · C√(B) 21₂ + Kc 0₂ Z C² (H₂0) C²(H₂) C(0₂) Stöchiometriez. -> Die Gleichgewichtskonstante beschreibt die Lage des chem. Gleichgewichts Es gilt: + 21₂0 Gleichgewicht befindet sich auf der Seite der Reaktionsprodukte Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte liegen in vergleichbar großer Konzentration vor (d.h. Produkt der Konzentrationen der Reaktionsprodukte ist gleich dem Produkt der Konzentrationen der Ausgangsstoffe) Gleichgewicht befindet sich auf der Seite der Ausgangsstoffe • Berechnungsbeispiele: Aufgabe 1: Bei der Reaktion von 3 mol Ethansäure mit 3 mol Ethanol bilden sich bei 25°C genau 2 mol Ethansäureethylester und 2 mol Wasser. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante Kc. 1. 2. 3. 4. 5. CH3COOH + 3 mol (3-2) mol 1 mol Kc = Kn= Kc = 4 C₂H5OH 3 mol (3-2) mol 1 mol nGG (CH3COOC₂Hs) • NGG (H₂O) nGG (CH3COOH) • NGG (C₂H5OH) n = Stoffmenge in mol C= konzentration in molle → Erläuterung der Schrittfolge 1 - 5: CH3COOC₂H5 0 mol 2 mol 2 mol 5. Formulierung des Antwortsatzes + H₂O 0 mol 2 mol 2 mol Die Gleichgewichtskonstante für die Bildung von Ethansäureethylester beträgt Kc = 4. 2 mol 2 mol 1 mol 1 mol 1. Aufstellen der Reaktionsgleichung 2. Ermitteln der Konzentrationen co bzw. Stoffmengen no im Ausgangszustand 3. Ermitteln der Konzentrationen CGG bzw. Stoffmengen nGG im Gleichgewichtszustand 4. Aufstellen der Gleichung des MWG: - d.h. Einsetzen der Konzentrationen bzw. Stoffmengen im Gleichgewicht (Da die Summe der Stöchiometriezahlen der Edukte gleich der Summe der Stöchiometriezahlen der Produkte ist gilt: Kc = Kn.) Hinweis zum Realitionstyp Veresterung Säure Ester R₁ - COOH + No NGG Kc Berechnen der Stoffmenge eines Reaktionsproduktes mithilfe von Kc Aufgabe 1: Bei der Veresterung von Butansäure mit Methanol entsteht ein Fruchtaroma, das im Bereich der Lebensmittelindustrie zum Einsatz kommt. Kc = + Berechnen Sie die Stoffmenge an Ester im Gleichgewicht, wenn 2 mol Butansäure und 1 mol Methanol eingesetzt werden. Kc beträgt Kc = 4. C3H+ COOH + CH3OH 4 = Alkohol R₂ - OH 0 = 2 mol (2-x) mol n (C3t+COOCH3)- n(H₂O) n (Cst Coot) n(CH3OH) x² x²-3x+2 x² = 4x² x mol xmol (2-x)mol (1-x) mol 12x + 8 3x² 12x + 8 0 = x² - 4x + 2,66 Imol (1-x mol) 2 X₁ = 0,85 2 n = 0,85 mol in pq- Formel einsetzen R1-Coo-R₂ + سے 1. (x²-3x + 2) 1-x² 1: 3 + Wasser H₂O C3H7 COOCH3 + O mol x mol X₁/2 = - =— ± √(£)³² - 9² H₂O о тое x mol (x₂ = 3,154) reicht, wenn man es nu im TR ugibt ↳unreal, ʼn kann nicht größer werden Säure - Base - Gleichgewichte Säure - Base - Theorie nach Brönsted Säusen = Teilchen, die bei chem. Realitionen Protonen abgeben (Protonendonator) Basen Teilchen, die bei chem. Realitionen Protonen aufnehmen | Protonenalezeptor) Ampholyte = Teilchen, die Protonen auf nehmen oder abgeben leönnen, in Abhängigkeit vom jeweiligen Realitionspartner chem Realitionen mit Protonenübergang (Donator-Alzeptor - Realition) werden auch als Protolysen bezeichnet" = Beispiel о H+-Übergang + нсе Brönsted- Säure H₂O Buspiel Pinang #+-Übergang CH3- Cáo + H2O Brönsted- Base Einteilung der Protolyte Protolyte Säuren Basen Ampholyte Neutral HCI, H₂SO4, H₂PO4, HCIO4, HNO3, H₂CO3, HBr, HF, H₂S, CH₂COOH N₂H4, NH3, R-NH₂ H₂O се- CH3 - COOH + Kation- + H₂O*, NH, [Al(H₂O)]³+ R-NH₂ [Al(OH)(H₂O)]2+ N₂H₁* H30+ Hydronium-Ion verursacht sauren Charaliter der Lösung Anion- H₂PO4, HSO4, OH Hydroxid-len verursacht basischen Charaliter der sg. 02, S2,OH, CN, SO”, NH, CO2 PO, CH₂COO, H, Cr, F, Br, I, HSO4, HCO, H₂PO4, HPO, Correspondierende Säure-Base - Paase a) Hce S1 Säure der Ausgangsstoffe + b) H₂S $1 H₂0 B1 Base der Ausgangsstoffe CO3²- B2 aus du Säure (HCC) entsteht durch. Protonenabgabe die leorrespondierende Base (Cl-) aus der Base (H₂0) entsteht durch Protonen- aufnahme die leorrespondierende Säure (H30+) 1. Säure-Base-Paar 2Na++ S03²- + - Protolyserealitionen von Salzen + Dissoziation! + Ce- B1 leorrespondierende Base 2. Säure-Base - Paar Hinweis: Salze dissoziieren zunächst in kationen und Anionen daraus wird die eigentliche Brönsted - Säure bzw. Brönsted- Base ersichtlich Beispiel: Natriumsulfit Na2SO3 H+ 2. Sause-Base Paas Wasser H₂O + HCO3 + HS- S2 B1 H30+ S2 korrespondierende Säure H₂O 2Na+ - HO + OSH + Hydratisierte lonen in wässriger Lösung Ionen liegen in wässrigen Lösungen Hydratisiert vor (d.h. Sie sind von Wasser- Molekuilen umgeben) bei kationen: Wassermolekule sind mit dem Sauerstoffatom an sie gebunden. Erhöhung der Partialladung an den H-Atomen abgegeben H-Atome können leichter als H+ werden einige Kationen reagieren als Säure saure Eigenschaft ist von der Größe und Ladung dur kationen abhängig starke Säuren: Whine leationen mit hoher Ladung Schwache Säuren: große kationen mit Whiner Ladung (I und II. Hauptgruppe) Beispiel: 1 Hydratisiertes Aluminium-lon Wasser molekül Aluminium- 2 Hydratisierte Eisenliationen [Fe(H₂0)]³+ + H₂O #+ A1³+ + [Al(#₂0)]³+ H₂O = 6 H₂O [A1 (H₂016]³+ +H - [Fe(OH) (#₂0)5]2+ [Al(OH) (H₂0)]³+ + H3O+ H30+ Autoprotolyse Protonenübergang zwischen gleichartigen Teilchen nur bei Ampholyten möglich (z. B. HCO3,..) Bsp: H₂PO4 + H₂PO4 = HPO4+H3PO4 = Autoprotolyse des Wassers Saure selbst H₂O (e) + H₂0(e) = Base Realtion des Wassers mit sich geringe elektr. Leitfähigkeit GG liegt auf Seiter der AS (Wassermoleküle) niedrige Konzentration des lonen (H30+, OH¯) Anwendung Massenwirkungsgesetz: Kc c(H30+) C(OH-) C² (H₂O) für reines Wasser gilt: C (H30+)= C(OH-) c (H₂O) H30+ (aq) Ott (aq) frei bewegliche Ladungsträger" I elektr. Leitfähigkeit = Kw = c (H30+). C(OH- ) Kw 1. 10-14 mol. e-^ = + ㅋ 1.107 mol·l-^ 55,6 mol l-1 Tonenprodukt des Wassers. C von H₂0 wird als konstant angesehen in der Gleichung des MWG wird clH ₂ O) daher in der Ge-konstante einbezogen 2. (1.107 mol · l^) -1 pH-Wert wässriger Lösungen Kennzeichnung von sawen od. basischen Eigenschaften einer wässrigen Lösung d. h. C'(H30+) bzw. C(OH-) pH-Wert: Zur Vereinfachung wird nicht mit c(#30+), Sondern mit dem negativen dekatischen Logarithmus dieses Zahlenwertes gerechnet. 2 C(H30+) = 10-pH bzw. pH - 19 C(H30+) pOH = - 19 C (OH- ) → für das lonenprodukt des Wassers kw ergibt sich dur lonenexponent pkw: pkw - - lg (kw) für reines Wasser gilt: C(H30+)= C(OH) = = pH = ㅋ pH pH < 7 bis 0: 7: pH pH > 7 bis 14: pkw=pH + POH + pOH = 14 1·10² mol. e^ pH = 7: neutrale Lsg. Stärke von Säuren und Basen. versch. Säuren (Basen) gleicher c leönnen unter- schiedliche pH-Werte aufweisen Grund: unterschiede. Ausmaß der Protolyse + wird stärker saur neutral wird stärker basisch Allgemein gilt: Reaktion einer Säure HA mit wasser: H₂O = A + H3O+ HA Realition einer Base B mit wasser: B H₂O => HB + + OH- Stärke von Brönsted - Säuren: HA 2 A + H30+ C(H30+) c(H₂O) Kc кс H₂O C(A) C(HA) кс + c (H₂O) Ks ->> Säurelonstante Stärke von Brönsted - Basen: B + HB+ + OH- c(HB) C(OH-) C(B) wie beim Autoprotolyse G6 des Wassers, wird die H₂0- konzentration als konstante Größe in den k-west mit einbezogen. H₂O c(H₂O) C(A) C(H30+) C (HA) Baselonstante. große ks- und KB-Werte nehmen über viele Zehnerpotenzen ein ? Verwendung von pks bzw. pls vorteilhafter KB große ks- bzw. KB-Werte (2.B. 10² mol. l-^) Charakterisieren selv starke Säuren bzw. Basen Whine Werte (Bsp. 10-^* mol·1-^) →sehr schwache Säuren bzw. Basen pks- - lg [ks] i Säuse exponent Sause- und Basenstärke bei korrespondierenden. Säure Basen - Paaren i pleB = - eg {kB} Basenexponent gilt: besitzt die Säure eine hohe Tendenz zur Ht-Abgabe korrespondierende Base besitzt eine geringe Tendenz zu H+ - Abgabe d.h. je stärker die Saure, desto schwächer ist ihre horrespondierende Base und umgekeelst - Zusammenhang zw. der Stärke einer Säuse und der korrespondierenden Base: Ks ки bzw. ples ples plew KB = Ionenprodukt des Wassers Anwendung auf Ampholyte: es kann eine Säure- angegeben werden und eine Baselconstante Bsp. Wasser: Saures u. basisches Verhalten sind glich pls (H₂0) ples (₂0) 15,74 Bsp: HCO3- (Hydrogencarbonat - Ion): starlu basisch als saur, weil plus = ples Nivellierung der Stärke sehr starke Protolyte durch Wasser sehr starke Säuren und Basen (pk ≤ -1,74) erscheinen in wässriger Lösung gleich starle gleich konzentriete Lösungen versch. Säuren und Basen besitzen denselben pH-Wert Protolyseglich gewicht existiest praktisch nicht + H₂O =) H3O+ + = mehr in ihren Lösungen gibt es praktisch nur sehr starle H30+ und OH--lonen und sehr schwache torrespondierende Partner Bsp: (HCe Cl- Melwertige Säuren und Basen Mewwertigueit wird durch die Anzahl der Protonen, die abgegeben oder aufgenommen werden können, bestimmt Mehrwertige Säuren: Mehrwertige Basen: Beispiel Phosphorsäure (H3PO4) 1 Stufe: H3PO4 + H₂O 2. Stufe: H2PO4¯¯ + H₂O 3. Stufe: HPO4 - + H₂O 2-₁ pls (H3PO4) plesz (H₂PO4) = 7,20 pless (HPO4²-) = 12,36 = Ⓒzweiwertige Säure 1. Stufe: 2. Stufe: H₂SO4 HSO4- 2 zweiwertige Base 1. Stufe: 2. Stufe: H3PO4 SO+ + #₂0 2,12 um 2 starke Säure → CO3²- HCOS™ + 2- Aufgabe 1: Begründen Sie, weshalb aufeinanderfolgende Protolysestufen mehrwertiger Säuren, jeweils kleinere Säurekonstanten haben. + 1 - Säure der nächsten Protolysestufe hat eine jeweils negativere lonenladung -> Bereitwilligkeit der Abgabe von H+ nimmt mit zunehmender negativer Ladung ab -> Abgabe wird erschwert - die bereits gebildeten H3O+ lonen wirken der Abspaltung von H+ entgegen + H₂0 — Aufgabe 2: Entwickeln Sie die Reaktionsgleichungen für die Protolysestufen einer zweiwertigen Säure und einer zweiwertigen Base. H₂0 H₂0 H₂SO4 2- H₂PO4 + H30+ HPO4²- + H30+ PO43- + #30+ setzt sich vollständig 2 Schwache Saue bleibt länger in Lsg. HSO4- + H3O+ SO4²- + H3O+ H₂CO3 HCO3 + OH- OH pH-Werte von Salzlösungen, die als Ampholyte fungieren Aufgabe 1: Erklären Sie, ob eine Natrium- hydrogencarbonat - dsg. sauer od. basisch reagiert. NaHCO3 - Na+ + HCO3 Ampholyt Es gilt: pls (10,4) > pkB (7,48) a reagiest HCO3 + H₂O NH4 vorwiegend als Base und haum als Saure + OH basisch Aufgabe 2 Ammoniumhydrogensulfit wird in Wasser gelöst. Charakterisieren Sie als Milieu der entstandenen Lösung (NH4) HSO3 HSO4 Ampholyt Es gilt: pls (7,04) < pks (12,19) 2 reagiert vorwiegend als Säuse und haum als Base HSO3- + H₂O SO3²- + H30 saus zusätzlicher Einfluss der NH4+ - lonen (pls = 9₁ 25) H₂0 NH3 H30+ + + دے H₂CO3 ↓↑ CO21+ H2O + 2 NH4 + + → Aufgabe 3: Das Salz Natriumhydrogensulfat (NaHSO4) wird zur Senkung des pH-Wertes in Schwimmbecke verwendet, wenn das Wasser zu alkalisch (basisch) geworden ist. Erläutern Sie die chemischen Sachverhalte, die diese Anwendung erklären. NaHSO4 Es gilt: pks (1,92) < pks (17) 2 reagiert vorwiegend als Säure und laum als Base. HSO4 SO²- Alternative: H30+ saus NH4NO3 Na+ Nhut + H20 + H3O+ + Die saure Realition der Hydrogensulfat- lonen mit Wasser durch Bildun ou H30+ - lonen sorgt für eine Neutralisierung des alkalischen Wassers im ди Schwimmbecken. + H₂O OH HS04 fungiert als Amphiolyt + OH- HSO4- basisch OH- (basisches Wasser) + Aufgabe 4: Düngemittel, die Ammoniumnitrat enthalten werden zur Neutralisation von Ackerböden eingesetzt. Erläutern Sie, ob Ammoniumnitrat zur Neutralisation saurer oder basischer Böden geeignet ist. 2 H₂O neutral NH4NO3 pks (9,25) < pkB (15,32) NH3 + H3O+ Saure Reaktion der Lösung konzentration der Hydroxid-lonen wird verringest 2 pH-West Sinkt H30+ Saure Reaktion der Lösung 2 H₂O SO42- + H₂O Düngemittel mit Ammoniumnitrat werden bevorzugt bei basischen Böden angewendet, da die entstandenen #30+-lonin din basischen Boden (0H-1) neutralisieren. NHy als Säure stärker reagiert bevorzugt 2 od. NH4+ + OH- = NH3 + H₂O pH-West abhängige chem. GG → d.h. chum. GB wird durch Zugabe von Säure (H30+) odur Base (OH-) beeinflusst Aufgabe 5: Zwischen Chromat-lonen (CrO4²-) und Dichromat-lonen (Cr₂O7²-) liegt in wässriger Lsg. folgendes GG var: Cr042- 2H3O+ => Cr₂O72- 3H₂0 Erklären Sie den Einfluss des pH-Wertes auf die Lage des chem. GG. + Zugabe von Saure: erhöht die konz an H³0¹- lonen 2 GG verschiebt sich auf Seiten der RP, da AS H30+ zugeführt wird Zugabe Base: führt zur Verringerung der Konz. de H30+ - lonin I Neutralisation H3O+ + OH- 2H20 2 GG verschiebt sich auf Seiten der AS 2 Wässrige Lösung starlur Profolyte -1,74 pk < 4,5 Säuren: c(H30+) C(OH- ) = Ks 2 + pH = − 1g {c(H30+)} Basen: = kṣ² KB - K² +√√ KA² 2 4 + ks. + + Co (HA) KB Co (B) pOH = -lg {c [OH-]} 2 pH = 14 - POH рон Tafelwerle! im Formeln auch Berechnung des pH-Westes. Wässrige Lösungen sehr starlus Protolyte pk = -9,71 Sauren u. Basen sind vollst. protolysiert Es gilt: Sauren c(H30+) = Co (HA) + H₂0 HA pH = -lg {co (HA)} Anwendung: 1. pH für Salzsäure der konzentration C= 2·10-² molle 2 Vorüberlegung: pks (HCl) = -7 2 sew starke Säure / Protolyt - lg {2.10-² molle} H3O+ A¯ P (OH) рон pH = -1g Eco (HA)} - - 1g { c (HCes} = ptt = 1₁7 2 0,05 mol l-^ 2. pH-Wert Natronlange Co = Vorüberlegung: pks (OH²) = -1,74 2 sew starlee Base Es gilt: pH pH Basen C(OH) = Co (B) B + H₂D = BH+ + OH- = - 1g { C[B)} = -1g { C(OH-]} = -1g { 0,05 mol · l-^} 1,3 polt in pH umrechnen! + pOH = -19 { Co (B)} 2 umrechnen in pl рон 14 = рон 14 Am Beispiel: pH = 14 1,3 12,7 | (3) wässrige Lsg mittelstarlur bis schwacher Protolyte pk > 4,5 Säuren: HA + H₂O= H3O+ + A- Basen: pOH = 1/2 (pkB - 19 {co (B)} рон pH = POH 14 4 pH-Wert von Ampholyten Bedingungen: c = 1 mol·l^ pH ist nicht extrem hoch. oder niedrig pH = 1/2 [ 14+ pks - pho] Puffersysteme (Säuse - Base - Puffer) Lösungen, die bei Zusatz einer begrenzten Minge Säure oder Base den pH-Wert nahezu konstant halten. Zusammensetzung: mittelstarke bis schwache Säure / Base 2 GG starke nach links verschoben derartige Puffersysteme leönnen zugegebene H30+ - bzw. OH- - lonen abfangen pH-Wert bleibt nahezu konstant pH = 1/2₂ (phs-1g {co (HA)}) + korrespondierende Base Saure Wirkungsweise: bei Saurezugabe (H30*): + H30+ = bei Basenzugabe (OH-¯) : wirksame Säure (HA): Puffersäure wirksame Base (A): Pufferbase и Bsp: Schwache Säuse (HA) + leorrespondierende Base (A) HA + H₂O A- HA I. Beispiel Essigsäure-Acetat - Puffer Essigsäure CH3COOH + OH- Zusatz von Säure (+ H30+) CH3COO+ H30+ in der Pufferlösung liegt folgendes GG var: CH3COOH + H30 ہے + Acetat-lonen CH3 Coo CH3COOH 2 zusatz von Base (+ OH- ) CH3COOH OH CH3COO™ + H₂O Bsp: + HA A- + + H₂O zugesetzte H30+ - lonen reagieren mit Acetat - lonen zu Essigsäure u. Wasser; d.h. Sie werden pH-Wert bleibt nahezu konstant gebunden HA + vor zugesetzte Ott -- lonen reagieren mit Essigsäure zu Acetat - lonen und Wasser OH Lönnen auch mit H30+ - lonen meagieren Folge: Verbrauch der zugegebenen OH- - Tonen 2 pt-Wert bleibt weitgehend konstant. Herstellung einer Puffer lösung: Schwache Säure + Salz dieser Saue H₂O H₂O А- liegen CH3COOH + CH3COO(+Na+) (Säuse HA) (korresp. Base A-) nun in glicher leonzentration. Pufferkapazität B: Stoffmenge an H30+- bzw. Ott - lonen, die zugegeben werden muss, damit der pH-Wert sich um Eine Einheit ändert. = Pufferkapazität ist erschöpft, wenn der größte Anteil au Puffersäuse bzw. - base umngesetzt ist Berechnung durch die Puffergleichung (Henderson Hasselbach - Gleichung): pH pks + C (A) lg C(HA) I. Beispiel: Blutpuffer kohlensäure/ Hydrogencarbonat - Puffer der pH-Wert unteres Blutes (pH = 7₁4) wird durch den Blutpuffer leonstan't gelialten. 1 Kohlensäuse / Hydrogencarbonat - lonen H₂CO3 + HCO3 + H30+ H₂O Puffersäure Pufferbase HCO3 + H30 H2CO3 + H₂O säure H₂O H2CO3+ OH = HCO3- Base + Zugabe Säure (+ H30+) zugesetzte H30+ - lonen reagieren mit HCO3 -- lonen zu kohlensäure und Wasser, d. h. sie werden gebunden pH-Wert bleibt nahezu konstant (2) Zugabe Base (+ OH-) zugesetzte OH- - lonen reagieren mit Kohlin- Säure zu HCO3 - lonen und Wasser, d.h. Sie werden verbraucht pH-Wert bleibt leonstant II. Beispiel: Ammoniale Ammoniale NH3 / Ammonium - loven NH4+ NH3 + Heo= NH+ + Puffersäure OH- Puffersäwe NH4 CH3COOH + H₂O Sause HA pks = 4,75 NH3 + H30+ NH4+ + H₂O Säure pH = c(A-) pks + 1g c(HA) Aufgabenstellungen zur Puffergleichung Aufgabe 1: Ermitteln Sie rechnerisch, ob es möglich ist, einen Essigsäure-Acetat-Puffer mit einem pH-Wert von pH = 3 herzustellen, wenn gleiche Volumina Essigsäure (c = 0,450 mol/l) und Natriumacetatlösung (c = 0,058 mol/l) gemischt werden. CH3COOH + H₂O Sause HA pks = 4,75 n^/VA pH = pks + 1g nA/VHA nCHSCOOH = 0,069 60,1%/mol Ammonium Chlorid - Puffersystem - pH = pks + Ig + ptt pH = 3,9 2 es ist nicht möglich einen Essigsäuse / Acetat-Puffer mit einem pH-Wert von pH=3 herzustellen, da der pH-Wert = 3,9 beträgt. Aufgabe 2: Berechnen Sie den pH-Wert eines Puffers, der entsteht, wenn man 50ml Essigsäure, die 0,06g reine Säure enthält, mit 50ml Natriumacetat-Lösung mischt, die 0,82g Natriumacetat enthält. neycoona V nCH₂COOH V OH Base pH-Wert bleibt nahezu konstant CH₂COo + H30+ Base A 0,001 mol CH3Coo Base A 0,058 mol 4,75 + 1g 0,450 ml/e C = + NH3 + H₂O LpH-Wert bleibt konstant pH = 4,75 H30++ Na+ n + mole 0,82 9 NCHCOONa 82,0%/mol = Ig m M 0,01 mol 9,1e 0,001 mol 01e Gesamtlösung einbeziehen 50ml+50ml = 100me V = 0,1e 0,01 mol 0,1 pH = 4,75 + 1g 0,01 plt = 5,75 Säure - Base - Titration. Mit Hilfe der Titration leann die Stoffmenge bzw. Konzentration einer Säuse od. Base ermittelt werden. Vorgehensweise Maßlösung Probelösung der zu bestimmenden Säuse (Probe) wird eine Base bekannter konzentration (Maßlosung) zugegeben oder der zu bestimmenden Base (Probe) wird eine Säure bekannter konz. (Maßlösung) zugegeben Zugabe erfolgt so lange, bis die gesamte Menge der Sause/ Base (Probelsg.) neutralisiert ist (Erreichen des Aquivalenzpunktes) Aquivalinzpunkt wird durch vorheriges Zugeben eines Indikators in die Probelosung angezeigt m. H. dus verbrauchten volumens an zugegebener Säuse od. Base bekanntes konz. Leann nun die Stoffmenge bzw. Ausgangskonz berechnet werden. Beispiel: Titration von HCl mit NaOH für Salzsäure gilt: HCl + H₂0 = für Natriumhydroxid gilt: NaOH = Realition während der Titration: H3O+ + OH = 2 H₂O Na+ + "(Na+ u. Cl- nicht beteiligt!) Ce- + H30+ OH- Berechnung I Äquivalinzplt. ist erreicht, wenn der zu bestimmenden Säure/Base, die äquivalente menge Base / Säure zugesetzt liegt¹ eine Nace-Lsg. vor mit pH: wurde (d.h. es = Auswertung einer Säure-Base-Titration -> Bei gleicher Wertigkeit der Säure und Base (HCI + NaOH) gilt: n1 = n₂ n(HCI) n (HCI) Bezeichnung: 1- Analysenlösung 2 - Maßlösung n(HCI) -> Berechnung bei ungleicher Wertigkeit von Säuren und Base: - z.B. zweiwertige Säure + einwertige Base H₂SO4 NaOH + -> doppelte Stoffmenge der Base ist erforderlich C (HCl) = Berechnungsbeispiele: Aufgabe 1: Für die Neutralisation von 25ml einer Salzsäure wurden 19,86ml Kalilauge (c = 0,1 mol/l) verbraucht. Berechnen Sie die Stoffmenge der Salzsäure in der Lösung. = m M C₂ Vz Konzentration: C₁ = V₁ n₁ = C₂ V₂ Stoffmenge Masse: = n(HCI) n(NaOH) n(KOH) C (кон) - 1,986 mmol C₁ V₁ C₂ V₂ n₁ = n₂ C(NaOH) V(NaOH) V(HCR) m = n Aufgabe 3: Bei der Titration von 10ml HCI werden 5ml NaOH (c = 0,1 mol/l I verbraucht. Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration und die Masse der Salzsäure in 100ml Lösung. m₁ = M₁ V(KOH) C2 V₂ M 18mg 10 = 1,8 mg in 100 me 0,1 mot 19,86 ml n (HCI) C(NaOH) V (NaOH) = 0,0005 mol atmoee goose 0,01e 0,05 mol e 9 m(HC) = 0,0005 mol 36, 46 m(HCI) = 0,018 g = 18 mg 2 ·mol.1 entspricht 1 Liter Aufgabe 4: Berechnung bei ungleicher Wertigkeit von Säure und Base Bei der Titration von 10ml Schwefelsäure werden 5ml Natronlauge (c=0,1 mol/l) verbraucht. Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration un die Masse der Schwefelsäure in 100ml Lösung. H₂SO4 → n (H₂SO4) C(H2SO4) n(H₂SO4) = 2 wertige Sawe n (NaOH) 2 : c(NaOH) V(NaOH) 2 V (H₂SO4) C(NaOH) V(NaOH) 2 m(H₂SO4) = n. M 24,52 10 Säure-Base-Indikatoren + HIn Indikator Farbe X Säure H₂O 0, 25 mmol Zugabe einer sauren Lösung: -> GG verschiebt sich nach links -> Lösung besitzt Farbe der Indikatorsäure NaOH 0,1 mol.1^5ml 2. 10 ml 0,1mol. 5ml 2 ет 1 Indikator Thymolblau, 1. Stufe Methylorange Bromphenolblau Methylrot Lackmus 98,08 g. 2,452 mg in 100ml Lösung wertige schwache organische Säuren/Basen (farbig) -> korrespondierender Partner besitzt eine andere Farbe = mol 1,2-2,8 3,0-4,4 3,0-4,6 4,4-6,2 5,0-8,0 Bromthymolblau 6,0-7,6 Thymolblau, 2. Stufe 8,0-9,6 Phenolphthalein 8,4-10,0 0,025 mole-₁ Base 0,25 mmol Umschlagbereich pH 24,52mg H30+ + Int Indikator Farbe Y Base Umschlagbereiche von Säure-Base-Indikatoren Zugabe einer basischen Lösung: -> GG verschiebt sich nach rechts -> Lösung besitzt Farbe der Indikatorbase Farbänderung rot - gelb rot - gelborange gelb - blau rot-gelb → in 1e rot-blauviolett gelb - blau gelb - blau farblos - violett Titrationskurven - Grafische Darstellung der Änderung des pH-Wertes in Abhängigkeit von der zugegebenen Menge an Maßlösung → 14- → 12 10- 8 - 6 2 0 pH pH = pk, 10 Äquivalenzpunkt (CH₂COOH) Äquivalenzpunkt (HCI) a) - Essigsäure b) Salzsäure T 15 V (NaOH) ml starke Veränderung des pH-Wertes im Bereich des Äquivalenzpunktes (pH-Wert-Sprung) Äquivalenzpunkt liegt in der Mitte des pH-Wert-Sprungs 20 Probelösung ist starke Säure oder Base: Äquivalenzpunkt ist bei pH = 7 Beispiel: Titration von HCI (Probelösung/starke Säure) mit NaOH (siehe Titrationskurve oben) Quelle: Oberstufenwissen Chemie, Schroedel Probelösung ist schwache Säure: Äquivalenzpunkt liegt im basischen Bereich Beispiel: Titration von Essigsäure mit NaOH (siehe Titrationskurve oben) Probelösung ist schwache Base: Äquivalenzpunkt liegt im sauren Bereich • Ein Indikator ist für Titration geeignet, wenn sein Umschlagbereich innerhalb des pH-Sprungs liegt.