Fächer

Chemie

Protolysegleichgewichte

Säure-base-eigenschaften quantitativ erfassen

Säure- und basenstärke: pks- und pkb-wert

Säure-Base-Reaktion: Brönsted und Arrhenius Theorie & Beispiele

Name: Knowunity
Brand: Knowunity

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Säure-Base-Reaktion: Brönsted und Arrhenius Theorie & Beispiele

Leona

@leonakroeger_

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Die Säure-Base-Theorie nach Brönsted bildet die Grundlage für das Verständnis von Säure-Base-Reaktionen. Säure-Base-Reaktionen umfassen den Austausch von Protonen zwischen Säuren (Protonendonatoren) und Basen (Protonenakzeptoren). Wichtige Konzepte sind:

Korrespondierende Säure-Base-Paare: Jede Säure hat eine zugehörige Base
Autoprotolyse und Ionenprodukt des Wassers
Stärke von Säuren und Basen, gemessen durch Säure- und Basenkonstanten
pH-Wert-Berechnungen für verschiedene Lösungen
Verhalten von Salzlösungen

Kernpunkte:

Definition von Säuren und Basen nach Brönsted
Bedeutung des pH-Werts und pKs/pKb-Werte
Berechnung von Konzentrationen und Gleichgewichten
Einfluss von Salzen auf den pH-Wert von Lösungen

24.4.2022

4106

3.1 Säure-Base-Theorie nach Brönsted
Leitet man Chlorwasserstoff in Wasser entstehen hydratisierte Ionen:
8
ICL - H
H-Brücke
+
H-Brücke
Chlo

pH-Wert Berechnung von sauren und alkalischen Lösungen

Dieser Abschnitt behandelt die Berechnung von pH-Werten für verschiedene Arten von Säuren und Basen.

Definition: Der pH-Wert gibt die Konzentration der H₃O⁺-Ionen im Protolysengleichgewicht an.

Für sehr starke/starke Säuren (pKs < 4): pH = -log c₀(HA)

Für mittelstarke/schwache Säuren (pKs > 4): pH = ½ · (pKs - log c₀(HA))

Für sehr starke/starke Basen: pOH = -log c₀(OH⁻) pH = 14 - pOH

Für mittelstarke/schwache Basen: pOH = ½ · (pKb - log c₀(B)) pH = 14 - pOH

Example: Berechnung des pH-Werts einer 0,1 M Salzsäure (starke Säure): pH = -log 0,1 = 1

Example: Berechnung des pH-Werts einer 0,1 M Essigsäure (schwache Säure, pKs = 4,75): pH = ½ · (4,75 - log 0,1) = 2,88

Diese Formeln ermöglichen die genaue Berechnung von pH-Werten für verschiedene Säuren und Basen, was für viele chemische Anwendungen und Analysen von großer Bedeutung ist.

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Säure-Base-Theorie nach Brönsted

Die Säure-Base-Theorie nach Arrhenius wird hier durch die umfassendere Theorie von Brönsted erweitert. Nach Brönsted sind Säuren Protonendonatoren und Basen Protonenakzeptoren. Dies wird anhand zweier Beispiele veranschaulicht:

Chlorwasserstoff in Wasser: HCl (g) + H₂O (l) → Cl⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq)
Ammoniak in Wasser: NH₃ (g) + H₂O (l) ⇌ NH₄⁺ (aq) + OH⁻ (aq)

Definition: Säuren sind Teilchen, die Protonen abgeben (Protonendonatoren), während Basen Teilchen sind, die Protonen aufnehmen (Protonenakzeptoren).

Diese Definition ermöglicht ein tieferes Verständnis von Säure-Base-Reaktionen und erklärt auch das Verhalten von Ampholyten wie Wasser, die sowohl als Säure als auch als Base fungieren können.

Highlight: Die Brönsted-Theorie erweitert das Konzept von Säuren und Basen über wässrige Lösungen hinaus und ermöglicht die Erklärung von Säure-Base-Reaktionen in verschiedenen Medien.

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Autoprotolyse und Ionenprodukt von Wasser

Dieser Abschnitt behandelt die Autoprotolyse des Wassers und führt das Konzept des Ionenprodukts ein.

Die Autoprotolyse des Wassers wird durch folgende Gleichung beschrieben:

H₂O (l) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + OH⁻ (aq)

Definition: Das Ionenprodukt des Wassers (Kw) ist das Produkt der Konzentrationen von H₃O⁺ und OH⁻ Ionen in Wasser.

Kw = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 1 · 10⁻¹⁴ mol²/L² (bei 25°C)

Der pKw-Wert wird definiert als: pKw = -log Kw = 14

Highlight: In reinem Wasser gilt: [H₃O⁺] = [OH⁻] = √Kw = 1 · 10⁻⁷ mol/L

Dies führt zur Definition des pH-Werts: pH = -log [H₃O⁺]

und des pOH-Werts: pOH = -log [OH⁻]

Example: In reinem Wasser bei 25°C: pH = pOH = 7 pH + pOH = pKw = 14

Diese Konzepte sind fundamental für das Verständnis und die Berechnung von Säure-Base-Gleichgewichten in wässrigen Lösungen.

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pH-Werte von Salzlösungen

Dieser Abschnitt behandelt das Verhalten von Salzlösungen in Bezug auf ihren pH-Wert.

Entstehung neutraler Lösungen: Am Beispiel einer NaCl-Lösung wird gezeigt, dass Salze aus starken Säuren und starken Basen in Wasser neutral reagieren.

Na⁺ (aq) + Cl⁻ (aq) + H₂O (l) ⇌ keine Reaktion

Highlight: Salzlösungen, bei denen die Kationen und Anionen kaum mit Wasser eine Säure-Base-Reaktion eingehen, sind neutral.

Entstehung saurer Salzlösungen: Am Beispiel von Kaliumhydrogensulfat (KHSO₄) wird die Entstehung einer sauren Salzlösung erklärt.

KHSO₄ (s) → K⁺ (aq) + HSO₄⁻ (aq) HSO₄⁻ (aq) + H₂O (l) ⇌ SO₄²⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq)

Definition: Wässrige Lösungen reagieren sauer, wenn das Anion eine Säure-Base-Reaktion mit Wasser eingeht und das Kation keine Säure-Base-Reaktion mit Wasser eingeht.

Diese Konzepte sind wichtig für das Verständnis des Verhaltens von Salzlösungen in wässrigen Medien und ihre Auswirkungen auf den pH-Wert. Sie spielen eine entscheidende Rolle in vielen chemischen und biologischen Prozessen.

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Korrespondierende Säure-Base-Paare

In diesem Abschnitt wird das Konzept der korrespondierenden Säure-Base-Paare eingeführt, das für das Verständnis von Säure-Base-Gleichgewichten entscheidend ist.

Definition: Korrespondierende Säure-Base-Paare sind Teilchen, die sich nur durch ein Proton unterscheiden. Eine Säure wird durch Protonenabgabe zur korrespondierenden Base.

Am Beispiel der Reaktion von Salzsäure mit Ammoniak wird dieses Konzept veranschaulicht:

HCl (aq) + NH₃ (aq) ⇌ Cl⁻ (aq) + NH₄⁺ (aq)

Hier bilden HCl/Cl⁻ und NH₄⁺/NH₃ jeweils ein korrespondierendes Säure-Base-Paar.

Vocabulary: Ampholyte sind Teilchen, die abhängig vom Reaktionspartner sowohl als Protonendonator als auch als Protonenakzeptor reagieren können. Beispiele hierfür sind NH₃ und H₂O.

Das Verständnis korrespondierender Säure-Base-Paare ist grundlegend für die Analyse von Säure-Base-Gleichgewichten und die Vorhersage von Reaktionsverläufen.

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Die Stärke von Säuren und Basen

In diesem Abschnitt wird die Stärke von Säuren und Basen diskutiert und wie sie quantifiziert werden kann.

Definition: Die Stärke einer Säure oder Base hängt davon ab, wie leicht sie Protonen abgibt oder aufnimmt.

Für starke Säuren gilt: c₀(Säure) = c(H₃O⁺) Für schwache Säuren gilt: c₀(Säure) > c(H₃O⁺)

Die Stärke von Säuren und Basen wird durch Säure- und Basenkonstanten quantifiziert:

Säurekonstante (Ks): Ks = ([A⁻] · [H₃O⁺]) / [HA]

Basenkonstante (Kb): Kb = ([BH⁺] · [OH⁻]) / [B]

Highlight: Je größer Ks oder Kb, desto stärker ist die Säure bzw. Base.

Die pKs- und pKb-Werte werden definiert als: pKs = -log Ks pKb = -log Kb

Example: Einteilung der Stärke von Säuren und Basen nach ihrem pK-Wert:

Sehr starke Säuren/Basen: pK < 0

Starke Säuren/Basen: 0 < pK < 4

Schwache Säuren/Basen: 4 < pK < 9

Sehr schwache Säuren/Basen: pK > 9

Es gilt: pKs + pKb = 14

Der Protolysegrad (α) einer schwachen Säure kann über den Ks-Wert berechnet werden: α = √(Ks / c₀)

Diese Konzepte sind entscheidend für die quantitative Analyse von Säure-Base-Reaktionen und -Gleichgewichten.

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pH-Wert Berechnung von sauren und alkalischen Lösungen

Dieser Abschnitt behandelt die Berechnung von pH-Werten für verschiedene Arten von Säuren und Basen.

Definition: Der pH-Wert gibt die Konzentration der H₃O⁺-Ionen im Protolysengleichgewicht an.

Für sehr starke/starke Säuren (pKs < 4): pH = -log c₀(HA)

Für mittelstarke/schwache Säuren (pKs > 4): pH = ½ · (pKs - log c₀(HA))

Für sehr starke/starke Basen: pOH = -log c₀(OH⁻) pH = 14 - pOH

Für mittelstarke/schwache Basen: pOH = ½ · (pKb - log c₀(B)) pH = 14 - pOH

Example: Berechnung des pH-Werts einer 0,1 M Salzsäure (starke Säure): pH = -log 0,1 = 1

Example: Berechnung des pH-Werts einer 0,1 M Essigsäure (schwache Säure, pKs = 4,75): pH = ½ · (4,75 - log 0,1) = 2,88

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Säure-Base-Theorie nach Brönsted

Chlorwasserstoff in Wasser: HCl (g) + H₂O (l) → Cl⁻ (aq) + H₃O⁺ (aq)
Ammoniak in Wasser: NH₃ (g) + H₂O (l) ⇌ NH₄⁺ (aq) + OH⁻ (aq)

Definition: Säuren sind Teilchen, die Protonen abgeben (Protonendonatoren), während Basen Teilchen sind, die Protonen aufnehmen (Protonenakzeptoren).

Diese Definition ermöglicht ein tieferes Verständnis von Säure-Base-Reaktionen und erklärt auch das Verhalten von Ampholyten wie Wasser, die sowohl als Säure als auch als Base fungieren können.

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Autoprotolyse und Ionenprodukt von Wasser

Dieser Abschnitt behandelt die Autoprotolyse des Wassers und führt das Konzept des Ionenprodukts ein.

Die Autoprotolyse des Wassers wird durch folgende Gleichung beschrieben:

H₂O (l) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + OH⁻ (aq)

Definition: Das Ionenprodukt des Wassers (Kw) ist das Produkt der Konzentrationen von H₃O⁺ und OH⁻ Ionen in Wasser.

Kw = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 1 · 10⁻¹⁴ mol²/L² (bei 25°C)

Der pKw-Wert wird definiert als: pKw = -log Kw = 14

Highlight: In reinem Wasser gilt: [H₃O⁺] = [OH⁻] = √Kw = 1 · 10⁻⁷ mol/L

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und des pOH-Werts: pOH = -log [OH⁻]

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pH-Werte von Salzlösungen

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Korrespondierende Säure-Base-Paare

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Die Stärke von Säuren und Basen

In diesem Abschnitt wird die Stärke von Säuren und Basen diskutiert und wie sie quantifiziert werden kann.

Definition: Die Stärke einer Säure oder Base hängt davon ab, wie leicht sie Protonen abgibt oder aufnimmt.

Für starke Säuren gilt: c₀(Säure) = c(H₃O⁺) Für schwache Säuren gilt: c₀(Säure) > c(H₃O⁺)

Die Stärke von Säuren und Basen wird durch Säure- und Basenkonstanten quantifiziert:

Säurekonstante (Ks): Ks = ([A⁻] · [H₃O⁺]) / [HA]

Basenkonstante (Kb): Kb = ([BH⁺] · [OH⁻]) / [B]

Highlight: Je größer Ks oder Kb, desto stärker ist die Säure bzw. Base.

Die pKs- und pKb-Werte werden definiert als: pKs = -log Ks pKb = -log Kb

Example: Einteilung der Stärke von Säuren und Basen nach ihrem pK-Wert:

Sehr starke Säuren/Basen: pK < 0

Starke Säuren/Basen: 0 < pK < 4

Schwache Säuren/Basen: 4 < pK < 9

Sehr schwache Säuren/Basen: pK > 9

Es gilt: pKs + pKb = 14

Der Protolysegrad (α) einer schwachen Säure kann über den Ks-Wert berechnet werden: α = √(Ks / c₀)

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