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SAÜRE-BASE-REAKTIONEN: Säure-Base- Begriff nach Arrhenius: Säuren: zerfallen in wässriger Lösung in positiv geladene Wasserstoff-lonen und in negativ geladene Säurerest-lonen Ht Basen positiv geladene Baserestionen und negativ geladene Hydroxidionen OH Säure-Base-Konzept nach Brönsted: Säure Protonendonator: gibt H+-lon (Proton) ab Base = Protonenakzeptor: nimmt Ht-lon (Proton) auf Protolyse: Protonenübertragung zwischen einer Brönsted-Säure und einer Brönsted- Base → jeweils nur Übertragung eines Ht-lons -> Gleichgewichtsreaktionen : HA+B= A=¯ + HB+ korrespondierendes Säure/Base-Paar: zwei Teilchen, die sich nur durch ein H+-lon unterscheiden Beispiele: HCI/CI¯, H₂O/OH- Ampholyt: Teilchen, das sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann. -> Reaktionsverhalten abhängig von Reaktionspartner Autoprotolyse: Protolyse zwischen gleichartigen Molekülen von Wasser: H₂O (1.) + H₂O(1.) = H30+ (aq) + OH¯(aq.) →> lonenprodukt des Wassers: und. Zusammenhang: PH + POH = 14 pH Kc = c(H30+)- c(OH-) c(H₂O)² c(H₂O) = const. pH=7 => Kw=c(H30+) + c(OH- ) Kw= 10-7 mol/1 + 10-7 mol/1 = 10-14 mol/1. von Ammoniak: NH3 + NH3 = Nhat + NH2 von Schwefelsäure: H₂SO4 + H₂SO4 H₂SO4 + + HSO4 pH- und POH-Wert: Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der tration: und. c(H30+) = 10-PH mol/1 c(H30+) pH = -1gmol/1 Analog zum pH-Wert wird der polt-Wert definiert: c(OH- ) pOH = -19 mol/1 c(OH) = 10-POH mol/1 Hydronium-Ionen-Konzen- pH-Skala von 1-14: pH <7 →> saver pH=7 → neutral PH>7-> basisch PH-Berechnung schwacher Säure/Base Ks = c(H30+)² c(HA) *c(HA) Ks c(HA) = c(H30+)² 2·1g(c(H30+)) = lg (ks) + lg (c(HA)) Ig (c(H30+) = (Ig(ks) + Ig (c(HA))) -Ig (c(H30+)) = 1/2 (-1g (Ks)- Ig (c(HA)) pH = 1/2 (pks-Ig(c(HA)) Die...

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Stärke von Säuren und Basen: PH-Wert ist als Maß für die Säure- bzw. Basestärke nicht geeignet, da er konzen- trationsabhängig ist →> ein Maß ist Säurekonstante ks/ Basenkonstante Bs starke Säuren/Basen sind in Wasser (fast) vollständig protolysiert. Schware Säuren/Basen protolysieren in Wasser unvollständig Ks-Wert: HA (aq.) + H₂0 (1.) — H30+ (aq.) + A¯ (aq.) c(H30+)+c(A) Ks = Kc c(H₂O) = und c(HA) KB Kc+ c(H₂O) = = ->Je größer Ks und je kleiner pks, desto mehr ist Protolysegleichgewicht auf Produkt- seite verschoben und desto stärker ist die Säure KB-Wert: B (aq) + H₂O (1.) = HB+ (aq.) + OH¯(aq.) c(HB+)+c(OH-) und c(B) lg 1:2 1. (-1) Zusammenhänge: pks bzw. pkB <1,7 → Je größer KB und je kleiner PKB ist, desto mehr ist Protolyse gleichgewicht auf Produkt- seite verschoben und desto stärker ist die Base KsKB = 10-14 und pks + pkB = 14 1,7 -4,5 4,5-9,5 9,5-15,7 > 17,5 Ks pKs = -19 mol/1 KB PKB = -19 mol/ schwach sehr schwach Stärke der Säure bzw. Base Sehr stark stark mittel stark mehrprotonige Säuren: -> können mehr als ein Proton abgeben → protolysieren in mehreren Stufen Beispiel- zweiprotonige Schwefelsäure: 1. Protolysestufe: H₂SO4 + H₂O = 2. Protolysestufe: H₂O4 + H₂0 lonen aus einer mehrprotonigen Säure Protolyse können selbst noch Protonen ab- geben, gelten also als Bronsted - Säure →> somit lässt sich ein pks-Wert berechnen pks (HSO4) = 1,8-> starke Säure lonen können aber auch Protonen aufnehmen -> also Base abhängig von Reaktionspartner Aussagen über die Säure Stärke anhand der Molekülstruktur: -> anhand des +1 und -1-Effekts -1-Effekt: Elektronen dichte nimmt ab -> H+ kann leichter abgespalten werden +1-Effekt: erhöhte Elektronendichte -> H+ wird schwerer abgespalten → je leichter die Abspaltung, desto stärker Säure Säure-Base-Titration: →> beruht auf Neutralisationsreaktionen H3O+ + HSO4- 2- H3O+ + SO4²- Verfahren: 1 in Bürette befindet sich Maßlösung (Säure oder Lauge bekannter Konzentration) 2 bestimmtes Volumen der Probelösung wird in Titrierkolben gegeben 3 einige Tropfen in Indikator geben. 4 Maßlösung wird Probelösung bis Farbumschlag des Indikators zugetropft (Äquivalenzpunkt) 5 Volumen der zugetropften Maßlösung an Bürette ablesen Funktionsweise eines Indikators: Indikatoren sind organische Säuren -> HInd. Hind + H₂O = H3O+ + Ind. 1 Saure Farbe 1 Base Farbe 2 + OH-lonen: Verschiebung auf Produktseite + H30+-lonen: Verschiebung auf Eduktseite ! Indikator immer in niedriger Konzentration hinzugeben L> sonst verfälscht er das Ergebnis, weil er selbst eine Säure ist Indikatoren haben Farbumschlag bei unterschiedlichen pH-Werten L> also je nach Bedarf wählen. Titrationskurve: pH-Wert in Abhängigkeit von von der zugegebenen Maßlösung Hd ·12- 10- ·2- Saver 4 T 6 с 8 m (Masse) n = M(molare Masse). Stoffmengenkonzentration c: n(gelöster Stoff) V (Lösung). 10 alkalisch T 12 14 wichtige Beziehungen zwischen n, M. c und m: Stoffmenge n. Wendepunkt = Umschlagspunkt Indikator Aquivalenzpunkt: n (H30+) = n(OH) 16 T 18 T 20

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