Protolysegleichgewicht 2 PDF

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ZuFa vom Unterrichtsmaterial/Chemieschulbuch für mein Abitur...

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2. Kapitel Zusammenfassung Protolysegleichgewichte Der Säure-Base-Begriff • Brönsted-Säure: Protonendonator (enthält mindestens ein stark positiv polarisiertes Wasserstoffatom) • •

Brönsted-Base: Protonenakzeptor (enthält mindestens ein freies Elektronenpaar) Bei einer Säure-Base-Reaktion entsteht aus einer Säure eine korrespondierende Base und aus einer Base eine korrespondierende Säure → korrespondierende Säure-Base-Paare (Protonenübertragungsreaktion):

• Wichtige saure und alkalische Lösungen: Salzsäure, Salpetersäure, Kohlensäure, Schwefelsäure, Phosphorsäure, Schwefelwasserstoffsäure, Ameisensäure, Essigsäure, Buttersäure Natronlauge, Kalilauge, Kalkwasser, Ammoniakwasser / Ammoniaklösung •

Wichtige Säure-Base-Indikatoren:

Indikator

sauer

neutral

basisch

Bromthymolblau

gelb

grün

blau

Phenolphthalein

farblos

farblos

Rotviolett (pink!)

Universalindikator

rot

grün

blau

Methylorange

rot/orange

gelb

gelb

Eigenschaften Saurer Lösungen Basischer / alkalischer Lösungen • ätzend • ätzend • Färben Indikatoren • Färben Indikatoren • Elektrisch leitfähig • Elektrische leitfähig • Schmecken sauer • Fühlen sich seifig/schmierig an • Reagieren mit unedlen Metallen unter Wasserstoffentwicklung • Reagieren mit Kalk unter CO2-Entwicklung

• •

Unterschied • Base = Brönsted-Base Säure = Brönsted-Säure • alkalische Lösung: enthält immer saure Lösung: enthält immer OxoniumHydroxid-Ionen (OH--Ionen) Ionen (H3O+-Ionen)

• Ampholyt: kann je nach Reaktionspartner als Säure oder Base reagieren: H2O + HNO3 ↔ H3O+ + NaO3- → Base H2O + NH3 ↔ OH- + NH4+ → Säure

Das Ionenprodukt des Wassers Die Autoprotolyse des Wassers ist die Reaktion zweier Wassermoleküle zu einem Oxoniumund einem Hydroxidion. Das Gleichgewicht dieser Reaktion liegt nahezu vollständig auf der Seite der Edukte 2H2O ↔ H3O+ + OH•

• MWG für Autoprotolyse: KC = [ cg(H3O+) x cg(OH-) ] / cg2(H2O) KW = KC x cg2(H2O) = cg(H3O+) x cg(OH-) = 10-14 mol2/l2 Ionenprodukt des Wassers • In reinem Wasser bei 25°C gilt: cg(H3O+) = cg(OH-) = 10-7 mol/l • In sauren und basischen Lösungen bleibt das Ionenprodukt des Wassers konstant. Einer bestimmten Oxoniumionkonzentration ist somit eine bestimmte Hydroxidionenkonzentration zuzuordnen, die sich aus dem Ionenprodukt des Wassers ergibt Der pH-Wert • Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus des Zahlenwertes der Oxoniumionenkonzentration: pH = -lg(cg(H3O+)) • •

cg(H3O +) = 10 -pH mol/l

Je kleiner der pH-Wert, desto saurer ist die Lösung / desto größer ist cg(H3O+) Ändert sich der pH-Wert um 1, änder sich cg(H3O+) um den Faktor 10

• pH < 7 → Lsg ist sauer → cg(H3O+) > cg(OH-) pH = 7 → Lsg ist neutral → cg(H3O+) = cg(OH-) pH > 7 → Lsg ist sauer → cg(H3O+) < cg(OH-) • •

pOH = -lg(cg(OH-)) pKW = pH + pOH = 14

Indikatoren … sind korrespondierende Säure-Base-Paare, bei denen die Säure eine andere Farbe aufweist als die Base H-Indikator + H2O ↔ H3O+ + Indikator•

Farbe 1 / Indikatorsäure

Farbe 2 / korrespondierende Indikatorbase

• Säurezugabe: Erhöhung H3O+-Konzentration, Verschiebung Gg Richtung Indikatorsäure •

Basenzugabe: Erhöhung OH—Konzentration, Verschiebung Gg Richtung Indikatorbase

Säure- und Basenstärke • je größer c(H3O+) ist, umso höher ist vR • Starke Säuren und Basen sind im Gegensatz zu schwachen Säuren und Basen in Lösungen nahezu vollständig protolysiert • HA + H2O ↔ A- + H3O+

◦ Säurekonstante KS = [cg(H3O+) x cg(A-)] / [cg(HA) x cg(H2O)] → Je größer KS, desto stärker die Säure ◦ pKS = -lg(KS) → Je kleiner der pKS-Wert, desto stärker die Säure • B + H2O ↔ BH+ + OH◦ Basenkonstante KB = [cg(BH+) x cg(OH-)] / [cg(B) x cg(H2O)] → Je größer KB, desto stärker die Base ◦ pKB = -lg(KB) → Je kleiner der pKB-Wert, desto stärker die Base • pKs + pKB = 14 • Je stärker eine Säure, umso schwächer ist ihre korrespondierende Base; je stärker eine Base, desto schwächer ihre korrespondierende Säure pH-Berechnungen • Da starke Säuren/Basen in Lösungen nahezu vollständig protolysiert sind, berechnet sich der pH-/pOH-Wert näherungsweise als negativer dekadischer Logarithmus der Anfangskonzentrationen der Säure HA/Base B: starke Säure: c0(HA) ~ c(H3O+) ; pH = -lg(c0(HA)) bzw. pH = -lg(cg(H3O+)); cg(H3O+) = 10-pH mol/l starke Base: c0(B) ~ c(OH-) ; pOH = -lg(c0(B)) bzw. pOH = lg(cg(OH-) • Eine Säure/Base ist ab einem pKS -/ pKB-Wert von circa > 4 schwach Näherungsformel für pH = 0,5 x [pKS – lg(c0(HA))] pOH = 0,5 x [pKB - lg(c0(B))]...