Säuren und Basen

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Sarah

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 Sauren & Basen nach Brønsted:
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Sauren & Basen nach Brønsted: Säuren • Basen • Saure-Base-Reaktion • korrespondierendes Saure-Base-Paar Saure-Basereaktion zwischen Wassermolekülen: • Autoprolyse: H₂O + H₂O = H₂0++ OH- ܝܐ Chemie Lernzettel -Säuren &Basen- Ampholyt: • Teilchen, die abhängig vom Reaktionspartner sowohl als Protonendonator, als auch als Protonenakzeptator reagieren können. amphotere Teilchen (Bsp: H₂O) pH & pOH-Wert: pH = -log {c (H₂O+)} pOH = -log { c (OH) } Beziehung: c(H₂0+) · C (OH") = ... [H3O+][A] [HA] [H₂O] Formel für die allgemeine Saure HA K= جا Protonendonatoren Protonenakzeptator Saure-Basekonstante: · K₂ & KB = ermöglichen Quantifizierung der Stärke von Säuren & Basen HA+H₂O H₂0* + A™ B + H₂OOH + BH* [OH-][BH*] [B] [H₂O] formel für allgemeine Base B Protolyse (Protonenübertragung) Base, die ein Proton einer korrespondierenden Saure aufnimmt K= : -log = dekadischer Cogarithmus C = Konzentration von Oxoniumionen [H3O+][A] [HA] Ks = K* [H₂O] = Herleitug für die Säure konstante ks [OH-][BH*] [B] KB = K* [H₂O] = Herleitung der Basenkonstante KB pks-Wert = -log {Ks} pkg-Wert = -log {KB} | Je stärker eine Säure ist, desto schwächer ist die korrespondierende Base: K₂ Kg = Kw = 10-14 mol² / 1² pks + pkg=pKw = 14 Protolyse von Salzen: Ammoniumionen = Protonendonatoren pks-Wert beschreibt die Stärke einer Säure pks/pkg ≤0 0-4 4-10 Z10 Stärke der Säure/Base Sehr Stark mittelstark schwach sehr schwach entscheidend für pH-Werte von ↳ Ammoniumsalze können in wässriger Lösung sauer reagieren | Salzlösungen= S-B-R der Kationen & Anionen mit H₂0-Molekülen Puffersysteme: Puffer= Lösungen schwacher Säuren (Basen) & korrespondierenden Basen (Säuren) ↳ → sorgen dafür, dass sich der pH-Wert einer Lösung be Zugabe nur wenig ändert •Berechnung mit Henderson-Hasselbach - Gleichung: pH= pks+log c...

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(HA) Bsp: geg: Hydrogensulfitionen (c= 1 mol/l; pks =7) •Sulfitionen (c=1mol/l) Saure-Base-Titration: · ermöglicht Bestimmung der Stoffmengenkonzentration einer Säure/Base •Durchführung: Probeläsung (mit geeigneten Indikator) wird mit einer Maßlösung versetzt • Wenn sich die Farbe des Indikators ändert: Aquivalenzpunkt L Erkenntnis Aquivalenzpunkt: · Punkt an dem die Stoffmenge n(OH) der Zugegebenen Base den gleichen wert erreicht wie die Stoffmenge in (H₂0¹) der am Anfang vorhandenen Säure • Wendepunkt in einer Titrations kurve, in dem der pH-Wert bei geringerer Zugabe der Maßlasung steil ansteigt (Neutralpunkt) ↳n (H₂0+) = n(OH)/c (H₂O*). V (saure Lösung) = c (OH') - V (alkalische Lösung) · Umschlagbereich = Bereich an dem der Indikator die Farbe ändert 4pH (Lösung) = pks (H Ind.) ± 1 جا Halbtitration: •Durchführung: 1) normale Titration. 2) zweite Titration, mit der Hälfte der benötigten Maßlosung (50% der Säure=neutralisiert) ↳> Konzentration Saure & korrespondierende Base gleich groß... pH=pks Titrationskurven: •Erstellen: Probelosung - Maßlosung (gleiches Volumen) ・nach jeder Zugabe pH-Wert bestimmen · Messwerte in Diagramm eintragen & Punkte verbinden. • Interpretation: Aquivalenzpunkt bestimmen. L> Kurvendiskussion Aufbau einer Titration: Titrationskurve Maßlösung Saure-Base-Titration Probelösung S. 220/221 Wichtige formeln: c=n= c.V

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W

Cool, mit dem Lernzettel konnte ich mich richtig gut auf meine Klassenarbeit vorbereiten. Danke 👍👍

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