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Säure-Base-Reaktionen

Säure-Base-Reaktionen

 Säure - Base- Reaktion
1. Säure-Base- Konzept nach
• Eine Saure gibt ein Proton ab (Protonendonator).
Proton aufnehmen (Protorenakzeptor).

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Säure-Base-Reaktionen, pH-Wert berechnen, Titration, Puffer

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Säure - Base- Reaktion 1. Säure-Base- Konzept nach • Eine Saure gibt ein Proton ab (Protonendonator). Proton aufnehmen (Protorenakzeptor). Eine Base kann • Ein Ampholyt ist ein Teilchen, das sowohl als Base als auch als Säure reagieren kann. Säure - Base - Reaktionen sind Protonen über tragungsreaktioner (Protolyser). Sie laufen nach dem Donator-Akzeptor-Prinzip ab. Es handelt sich um Gleichgewicht reaktioner an denen jeweil zwei Säure-Base- Paare beteiligt sind HA + B = A +HB* Säure 1 Base 2 Base 1 Säure 2 2. Autoprotolyse und lonenprodukt des Wassers O Eine Säure-Base- Reaktion zwischen gleichartigen Teilchen bezeichnet man als Autoprotolyse. Für Wasser gilt H₂O + H₂O = H₂O + + OH² c (H₂0¹) = C(OH²) = 10-7 mol Das Produkt dieser Konzentrationen ist in verdünnten wässrigen Lösungen konstant. Man bezeichnet es als lonen produkt des Wassers: -14 mol² Kw=c(H₂0) •c (OH) = 10 W Brønsted 3. pH-Wert und pOH - Wert Die pH-Skala umfasst die Zahlen eine von 0 bis 14. Ein pH-Wert von 7 kennzeichnet neutral Lösung. Saure Lösungen haben einen pH-Wert kleiner als 7. Alkalische Lösungen haben einen pH-Wert von größer als 7. Je weiter die Werte von der Siebers entfernt sind desto stärke sind die Säuren bzw. die Basen. • Der pH-Wert ist definiert als der negative Dekadische Logarithmus der Konzentration H₂0-lonen einer Lösung: von pH = - lg ( c(₂07) c(H30") mol. • Eine dem pH-Wert entsprechene Definitition gilt für den POH-Wert: c(OH) mol. ed РОН = - ед lg Es gilt: pH + pOH...

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= 14 = pkw PKs = 4 pkg >4 = Starke Säure schwache Säure PKB 4= Starke Base PKB >4 Schwache Base = 4. Stärke von Säuren und Basen • Starke Säuren und Basen protolysieren in verdünnten wässrigen Lösungen nahe zu vollständig. • Schuvache Säuren und Basen protolysieren nur teilweise und es stellt sich ein Protolyse gleich gewicht ein, dessen Lage durch die Säurenkonstante K₂ oder die Basen konstante KB charakterisierte wird: HA (aq) + H₂ Ores = H₂O raqs + Ácaqs + OH + HB (₂) он садо Blag? + H₂0 ● • Anstelle von Ks-Werten und KB-Werten gibt man häufig den negativen Debadischen Logarithmus des Zahlen werts an: pkg = -lg mol-1 Ks Für ein Säure-Base-Paar HA|A gilt: und PKS (HA) + pkB (A) = 14 5. Berechnen von pH-Werters pH = 1/2 (pks - lg 6. Neutralisation • Bei starken Säuren oder Basen, die vollständig protolysiert vorliegen, gilt. C₂ (HA) pH = -lg mol·l c (H₂O) = C₂ (HA) ⇒ C(OH) = C₁ (B) → pOH = -lg K₂ = C(H₂O*). C(HA) C(A) КВ pkB = -lg (KBPS ...) (= mol·l Co (HA) mol.201 C(HB") KB = C(OH). C(B) Co (B) mol. -1 рН-14-рон Bei schwachen oder mittelstarken Säuren oder Basen verwendet man zur Berechnung die Näherungsformeln: Co (B) pOH = 1 (pKB -lg mol·l" ) Bei der Neutralisation reagieren H₂0-lonen und OH-lonen zu H₂O- Molekülen. Diese Protonenen übertragung läuft ab, wenn man eine saure und eine alkalische Lösung zusammengibt: H₂0 Tag) + OHrag = 2 H₂O(); exotherm K> Jede Neutralisationsreaktion hat die gleich Neutralisations enthalpie von -57 mol. 7. Titration · Die Titration ist eine Methode zur Ermittlung der Stoff konzentration. Dabei tropft man eine Maßlösung genau bekannter Konzentration zu lösung. einem bestimmten Volumen an Probe- Bei der End punkttitration mittel Indikator erfolgt die Zugabe der Maßlösung bis zum Farbumschlag. An diesem Umschlagspunkt, dem Aquiralenzpunkt, ist die Stoffmenge der Säure gleich der Stoffmenge der Base : n (HA) = n(B) ● Die Konzentration an Säure HA oder Base B in einer Lösung lässt sich nach folgenden Gleichunger, berechnen: (Säure)= c(Base) V(Base) V(Säure) C PH=7_ Bei einer pH-metrischen Titration wird der Äquivalenzpunket durch Aufnahme einer Titrationskurve bestimmt. Dabei wird der pH-Wert in Abhängigkeit des zugegebenen Volumens der Maßlösung gemessen und grafisch aufgetragen. Man erhält so eine Titration skurve, deren Wendepunkt der Äquivalenzpunkt entspricht. c (Base) Bei der Titration einer starken Säure mit einer starken Base stimmen Äquivalenz- punkt und Neutralpunkt (pH=7) überein. Titriert man hingegen eine schwache Säure mit einer starken Base liegt der Äquivalenzpunkt oberhalb des Neutral puniets. pH-Wert = Bei der Titration einer schwachen Base mit einer starken Säure liegt der Äquivalenzpunkt unterhalb des Neutral punkt. Halbäquivalenzpunkt PH=pks c(Säure). V(Säure) V(Base) Äuguiralenzpunkt Aquivalenzpunkt/ Neutral puniet pH-Wert ER Schurache Säure starke Säure PH=7 schwachie Base Starke Base Aquivalentpunkt Äquivalenzpunkt v(Base) Als dritte Methode zur Ermittlung des Äquivalenzpunktes eignet sich die Leit fähig- Reits titration. Sie nutzt die Eigenschaft der lonen, in wässriger Lösung den Strom unterschiedlich gut zu leiten. Mithilfe eines Leitfähigkeitsprüfers wird während der Titration die Leit fähigkeit in Abhängigkeit vom Volumen der zugegebenen Maßlösung gemessen und anschließend graphisch aufgetragers. • Der Schrittpunkt der beiden extrapolierten Geraden abschnitte ergibt den Äquivalenz punkt. v(säure) 8. Puffer Ⓡ I in A ● AP v (Maßlösung Pufferlösungen sina Stoffgemische aus mittelstarken oder schwachen Säuren und der zugehörigen Base. Sie halten den pH-Wert bei Zugabe geringer Mengen einer saurers alkalischen Lösung konstant. Der pH-Wert eines Puffers lässt sich der Puffergleichung berechnen: PH = PK₂ + lg c(A) C(HA) oder mit hilfe Die Pufferkapazität ist erschöpft, wenn der pH-Wert um mehr Einheit rom pks-Wert der Puffersäure abweicht: pH = pks ± 1 Puffer spielen in der Natur zur Stabilisierung von Stoffwechsel prozessen eine wichtige Rolle. Z.B.: der Kohlensäure-Hydrogen carbonat-Puffer im Blut und im Speichel als eine

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