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Säure und Base

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 SAVRE BASE THEORIE
nach Brönsted
SAVRE: Pronendonator
BASE Protonenakzeptor
→ Donator-Alzeptor-Prinzip
8
Chemie Vorabi
AMPHOLYT: Teilchen,

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SAVRE BASE THEORIE nach Brönsted SAVRE: Pronendonator BASE Protonenakzeptor → Donator-Alzeptor-Prinzip 8 Chemie Vorabi AMPHOLYT: Teilchen, was als Säure und Base fungieren kann → H₂0; HCO3; HSO SAURE LÖSUNGEN: Wässrige lösungen, die Oxoniumionen und Saurerestanionen enthalten. Die Konzentration an Oxoniumionen bestimmen die saure Eigenschaft ALKALISCHE LÖSUNGEN, Hydroxidionen in wässrigen Lösungen. Sind seitend und ätzend. 8 K= PROTOLYSE Chemische Reaution, bei der Protoren von der Soure (Donator) out die Base (Auzeptor) über- tragen werden AUTOPROTOLYSE IONENPRODUKT DES WASSERS H₂O + H₂0 OH + H₂0+ C(OH) ·C(H30¹) C(H₂O) K·C(H₂O) = C(OH) · C(H30¹) Kw Ionenproduu+ des Wassers=10 -14 Korrespondierendes Säure-Base-Paar HCL + H₂0 = CL° + H30* säure Base Base säure ↑ Kw=c(H30+)²=10-14 Tkw = c(H30¹)= 10°7 Protolysen sind Gleichgewichtsreaktionen HA+BA+HB* bei einer Protolyse wird jeweils nur ein Proton übertragen Zwei Teilchen, die sich nur durch ein H+-Jon unterscheiden, werden korrespondierendes Soure/Base-Poor genannt ↳HC₂/C i H₂O/OH¯ i H₂O/H₂O+ PH-WERTE BERECHNEN STARKE SÄURE HCl; H₂SO4 pH = -log(CCH₂0+)) •1 mee te CCH30+) = 10-PH₁ SCHWACHE SÄURE H₂SO3, CH3COOH PH= (pKs-log (c(HA))) 슬 STARKE BASE NOCH PH-14-log (C(OH)) SCHWACHE BASE NH3i HCO3 pH = 14 - 1/2 pks - log c(Base)) c = √n=c.v C₁ V₁ = C₂ V₂ m n= N m=n·M M = B = V Stoffmenge →moe Nasse +g Molore Hasse MOSsenLonzen tration dold NEUTRALSATIONSREANTION C(H₂0¹) = C(OH) = √Kw = 10°* move C(₂0¹) > 10°* mol → Soure Lösung c(H₂0*) < 10°* mees → alkalische Lösung mo pH = -log(c(H₂0¹1) PH pOH = -log(CCOH1) SÄURE-UND BASENSTÄRKE Säure Ist das Bestreben einer Säure, ein Proton abzugeben. Sie kann über den Hs Wert betrachtet werden. Ein niedriger Ks-Wert entspricht einer schwachen Säure. pKs = -lgks pH-Wert Base Ist das Bestreben einer Base, ein Proton aufzunehmen. Sie...

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kann über den us Wert betrachtet werden. Ein niedriger Kß-Wert entspricht einer schwachen Base. риво - едив 15 ● PH + pOH = pkw = 14 TITRATION WÄSSRIGEN LÖSUNGEN STARKER SÄUREN MIT STARKEN BASEN ÄP Storke Soure schwache säure 25 Ks PHS hoch nieding nieding hoch KB PHB Storhe Base hoch nieding schwache Base niedrig hoch 90 V NOCH inmL WÄSSRIGEN LÖSUNGEN SCHWACHER SÄUREN MIT STARKEN BASEN pH-Wert 14 Säure+ Base →→→ Salz + Wasser Beispiel: HCO + NaOH = Nace 1 H₂O H* +Cl + Not 10H- = NO + Cl +He0 12 9 ● Wendepunkt 10 AP 2.0 40 VONDOH)inme Äquivalenzpunut liegt nicht bei pH=7, sondern im Basischen • Äquivalenzpunut bei pH=7 •PH-Sprung ist groß pH-Wert Anderungen zu Beginn und Ende sind •PH-Sprung ist weirer nur genhgfügig 30 Basische Beaution des säurranions Ac+ H₂O Hac +OH Hinreaktion lõuft metr ab (Prinzip Le Chatelier) pиs + pиB = 14 •deutliche PH-Wert Anderungen zu Begim Analog: wässrige Lösungen schwache Basen mit starken Säuren +APS7 TITRATION Äquivalenzpunut Säure und Base liegen im gleichen sloffmengenverhältnis vor Ac² + HB₂ HAC+B nur noch diese Teilchen Neutralisationspunut pH=7 → Neutralisation Schwache Säure-starue Base CH3COO¯ + H₂O CH3COOH + OH Die Lage des AP hängt von der Stärke der Säure ob. Bei schwachen Säuren liegt der AP unter pH=7; im Alvalischen Bereich Halbtitration pH-Wert 19 12 10 8 6 A 2 0 0 (0 Alle Ha0+-Toren wurden neutralisiert Halbtitrationspunkt (pH = pkg=4,76) 20 Reagieron Eu wasser Äquivalenzpunkt(pH = 8,72) -BEI SCHWACHEN SÄUREN- 30 40 V(NaOH) in ml Halbtitrationspunkt PH=PHS GODBRENNEN • Magensaft enthält magensäure, die 0,5% Salzsäure ist • Sodbrennen entsteht durch eine erhöhte Magen- säure production Auslöser sind Aluchol, Roucher, Haffee. Stress Neutrolisation von Magensäure mit Natriumhydrogencarbora+ und Aluminiumbydrand NATRIUMHYDROGENCARBONAT Na HCO3 Na+ + HCO3 + H₂O* + Cl² ⇒ Na*+ H₂CO3 +H₂O + Cl¯ NaHCO3 + H+ = Nace + H₂CO3 H₂C₂ H₂O + CO₂ Kohlensäure Aluminiumhydroxia und Magnesiumhydroxid Mg(OH)₂ + 2HCR = 2H₂O + MgCl₂ 2+ Mg²+ + 20H 12H30 + + 2HCl = 4 H₂O + Mg ²+ + 2Cl² PUFFERSYSTEME WIRKUNG → wässrige Lösung aus einem Gemisch einer mittelstorken bis schwachen saure und ihrer worrespondierenden Base → Verhältnis 10:1 und 1:10 → Pufferlosung verandert pH-Wert bei Zugabe von sauren bzw. basischen Lösungen Haum → erst bei großen Mengen an saurer/basischer Lösung wird die Puffer hopazität überschritten und der pH-Wert ändert sich zugabe an basischer Lösung Ac Hac Ac OH Hac Zugabe an saurer Lösung Ac Hac Ac H3O+ Нас Massenwirkungsgesetz ↓ HAC + H₂0 Ac² + H307 HAC + OH → Ac¯ + H₂O säure Bugabe AC¯ + H₂0+ → HA c + H₂O ✓Bazenzugabe Puffer enthalten Teilchen ‚die H30+ - und OH-Ionen binden können. Die Puffersysteme bestehen meist aus einer schwachen Säure und ihrer korrespondierenden schwachen Bose Beispiele: → Essigsäure/Acetat Puffer → Ammoniumchlorid/Ammoniak Puffer CH3COOH/CH3COONa+ MH4CL/NHS PUFFERITAPAZITA →Bereich, den die Pufferlösung abpuffern kann →Henderson-Hosselbaich-Gleichung n(HAC) PH=pHs+lg CCHA) pH=pKs-log n (Ac) CCA) → Beträgt dos Honzentrationsverhältnis_C(A) zu C(HA) 10¹1.50 puffert che Lösung bei pH=PMS + 1, ist es 1:10, wird bei pH=pHs-1 geputiert PH=PHS +1 →keine Änderung des pH-Wertes dadurch dass immer Wasser entsteht Bei einer Sourezugabe wird die Gleichgewichtslage durch die Erhöhung der H₂0+ - Ionen - Konzentration noch links verschoben die Rüchreaktion läuft verstärkt ab. Bei einer Basenzugabe wird die Gleichgewichtslage durch die Verringerung der H30+ Ionen-Konzentration noch rechts verschoben, die Hibreaktion valäutt ver- Störut ab → wenn horrespondierende Säure/Base (paare gleiche Konzentration PH=pHs INDIKATOREN Hen+ H₂0 H₂O+ + ln¯ c(H/n) = c(In) pH = pks Umschlagsbereich PH=phs ± 1 1.3 H₂SO3 sauran Base + H₂O → HSO3 + H₂O + HSO3 + H₂O → SO³ + H₂O* Gesamt: H₂SO3 + 2H₂0 →60³ + 2H₂0+ Wasser reagiert hier als protorenalzeptor und reagient als Base, die Schwellige săure dren't als Protonen- donator und ist date eine sciure Saure/Base/Paare săure 1+₂803 HSO3 H3O+ Base HSO3 SO3 H₂O

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