Protolysegleichgewichte

1. Wiederholung

HCl + NaOH → NaCl + H₂O
2 H₃PO₄ + 3 Ca(OH)₂ → 6 H₂O + Ca₃(PO₄)₂

2. Protolysereaktionen

H⁺-Austausch

Säuren: Protonendonatoren
Anionen-Säuren: H₂PO₄^-, HCO₃^-, HSO₄^-
Neutralsäuren: HCl, HNO₃, HBr, CH₃OOH (Essigsäure)
Kationensäure: H₃O⁺, NH₄⁺
Basen: Protonenakzeptoren
Anionen-Basen: OH^-, HSO₄^-
Neutralbasen: NH₃, H₂O
Kationenbasen:
Spezialfall Ampholyte: H₂O, H₂SO₄

Protolyse- vorgang: H₃PO₄ + OH^- → H₂PO₄^- + H₂O
Säure I + Base I → Base II + Säure II

Allgemein:
An jeder Protolysereaktion sind stets zwei korrespondierende Säure-Base-Paare beteiligt.

3. Autoprotolyse des Wassers

Gegeben:

; V = 1l; ;

Gesucht: k_c

4. Das Ionenprodukt des Wassers

bei 22 °C

4. 1 mol HI wird in einem verschließbaren Galskolben (V = 1 l) gefüllt. Wieviel mol HI liegen noch vor, wenn sich der Gleichgewichtszustand eingestellt hat?

k_c=25
H₂ + I₂ 2HI
k_c = c²(HI)/(c(H)+c(I)) = 25

5. Der pH-Wert

a) Allgemeines

Beispiel:

analog:

Bestimme: pH

c(OH^-) = 10^-2 mol / l
k_W = 10^-pOH ⋅ 10^-pH
14 = pH + pOH
pOH = 2 ⇒ pH = 12

b) Rechenbeispiele:

Gilt nur bei starken Basen / Säuren, da das Gleichgewicht nahezu ganz rechts ist.

Bestimme den pH-Wert von einer Salzlösung bei der die H₃O⁺-Ionen-Konzentration 4, 7 ⋅ 10^-9 beträgt.

pOH = -lg(4, 7 ⋅ 10 ^-9) = 8, 3
pH = 5, 5

6. pH / pOH-Wert von starken Säuren / starken Basen

starke Säuren: HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃
starke Basen: NaOH, KOH
Beispiel: HCl + H₂O Cl^- + H₃O⁺

Bei starken Säuren liegt das Gleichgewicht nahezu vollständig auf der rechten Seite (Produktseite). Gleiches gilt bei starken Basen

Rechenbeispiel:

c(HCl)= 0, 01 mol / l
c(H₃O⁺)= c(HCl)
pH= 2 = -lg(0, 01)

7. Messung des pH-Wertes

a) Indikator

• Universalindikator
• Lackmus
• Phenolphtalein
• Pflanzen

b) pH-Meter

elektronische Messung (Leitfähigkeit, Konzentration der H₃O⁺-Ionen)

8. Säure- bzw. Basenkonstante

a) Die Säurekonstante

Allgemein: HA + H₂O A^- + H₃O⁺

K_S=K_c=c(A^- ⋅ c(H₃O⁺)/(c(H₂O) ⋅ c(HA)))=c(H₃O⁺) ⋅ c(A^-/c(HA)) mol /l
pkS = -lg(K_S)

b) Die Basenkonstante

Allgemein: A^- + H₂O HA + OH^-

K_B=K_C=c(HA) ⋅ c(OH^-)/c(A^-)

Je größer der K_B-Wert, desto stärker ist die Base.

Je größer der pk_B-Wert, desto schwächer ist die Base.

c) Anwendung auf korrespondierende Säure-Base-Paare

K_S ⋅ K_B = c(OH^- ) ⋅ c(H₃O⁺) = K_W = 10 ^-14

d) Vorhersage von Protolysereaktionen

Beispiel:

pk_S(HNO₃) = -1, 32
pk_S(F^-) = 10, 86
pk_S(NO₃^-) = 15, 32
pk_S(HF) = 3, 14

HNO₃ + F^- NO₃^- + HF

Hinreaktion ist begünstigt, da HNO₃ am stärksten ist und ein Proton abgibt.

9. ph-Wert Berechnungen

a) ph-Wert gebräuchlicher Lösungen

• WC-Reiniger: 3, 2
• Milch: 6, 5
• Allesreiniger: 8, 5
• Rohrwasser: 9, 3

b) pH-Wert starker Säuren (pk_S ≤ 3, 5)

c₀(HA) = c₀(HA)
c(H₃O⁺) = c(A^-)
k_S=c(H₃O⁺)²/c(HA)
c(H₃O⁺)²= k_S ⋅ c(HA)
c(H₃O⁺) = sqrt(k_S ⋅ c(HA))

c) pH-Wert schwacher Säuren (pk_S ≥ 3, 5)

HA + H₂O H₃O⁺ + A^-
c₀(HA) = c₀(HA)
c(H₃O⁺) = c(A^-) k_S = c(H₃O⁺)² / c(HA)
c(H₃O⁺)² = k_S ⋅ c(HA)
c(H₃O⁺) = sqrt(k_S ⋅ c(HA))

10. pH-Wert von wässrigen Lösungen mit Salz

V NaCH₃COO→ pH ↑

NaCl→ pH bleibt konstant (neutral)

NH₄Cl→ pH ↓

A CH₃COO + NaOH → NaCH₃COO + H₂O

starke Säure + Base → Salz→

HCl+ NaOH→ NaCl + H₂O
stark stark
NH₃ + HCl → NH₄Cl

Salze starker Basen und schwacher Säuren reagieren in wässriger Lösung basisch.

Salze schwacher Basen und starker Säuren reagieren in wässriger Lösung sauer.

Salze starker Basen und starker Säuren reagieren in wässriger Lösung neutral.

Übungsbeispiele zu wässrigen Salzlösungen

• KCl
• KCN
• Na₂HPO₄
• KHSO₄

Lösungen

	Säure	+	Base		Salz	+	Wasser
1.	HCl (stark)	+	KOH		KCl	+	H2O	neutral
2.	HCN (schwach)	+	KOH		KCN	+	H2O	basisch
3.	H3HPO4 (stark)	+	2 NaOH		Na2HPO4	+	H2O	neutral
4.	H2SO4 (stark)	+	KOH		KHSO4	+	H2O	neutral

Bei zweiprotonigen sowie dreiprotonigen Säuren muss überprüft werden, ob es vollständig reagiert ist.

11. Puffersysteme

ΔpH nach Zugabe: → 0, 71	ΔpH nach Zugabe: → 0, 04

Säure-Base-Puffer

Ein Säure-Base-Puffer ist ein Gemisch einer schwachen Säure und ihrer korrespondierenden Base oder ein Gemisch aus einer schwachen Base und ihrer korrespondierenden Säure.

Puffer halten den pH-Wert nach Zugabe von Laugen oder Säuren beinahe konstant.

CH₃COOH + H₂O CH₃COO^- + H₃O⁺

CH₃COOH: schwache Säure

Hinreaktion puffert H₃O⁺ zugabe, Rückreaktion puffert OH^- zugabe

k_S = c(A^-) ⋅ c(H₃O⁺)/c(HA)
c(H₃O⁺) = k_S ⋅ c(HA)/c(A^-)

Henderson-Hasselbalch-Gleichung

Pufferkapazität

Die Pufferkapazität ist nicht unbegrenzt, wenn z.B. in Essigsäure Acetat-Ionen (CH₃COO^-) zu Essigsäure-Molekülen reagiert haben (oder umgekehrt), dann ist die Pufferkapazität erschöpft.

Beispiele für Puffer:

• NH₃ / NH₄⁺ - Puffer → pH ≈ 9, 2 ± 1
• HCO₃^- / H₂CO₃ - Puffer → pH ≈ 6, 5 ± 1 (im Blut, Carbonatpuffer)
• CH₃COOH / CH₃COO^- - Puffer → pH ≈ 4, 75 ± 1

Rechnungen: Übungsaufgaben zum ph-Wert

Anwendung / Vorkommen des Puffers / Bedeutung für den Menschen:

Das Blut benötigt einen pH-Wert von 7, 4 um eine optimale Enzymaktivität zu gewährleisten.

Dafür sorgen mehrere Puffersysteme:

• Kohlensäure-Puffer H₂CO₃ / HCO₃^-
• Hämoglobin-Puffer

12. Säure-Base-Indikatoren

V Einzelne Indikatoren und ihre Umschlagsfarbe bzw. Farbbereiche

sauer	rot	Methylorange, eher sauer: Umschlagsbereich 3, 1 - 4, 4
neutral	orange
basisch	gelblich-orange
sauer	weiß, milchig	Phenolphtalein, eher basisch: 8 - 9, 8
neutral	:
basisch	rot
sauer	gelb	Bromthymolblau 6 - 7, 5
neutral	grün
basisch	blau

Pflanzen: Sud des Blaukrauts (Bioindikatoren)

gelb → rot → grün → blau → violett

a) Wirkungsweise

HInd. + H₂O Ind^- + H₃O⁺

Farbe I Farbe II

Säure-Base-Indikatoren sind Farbstoffe, die als schwache Säure oder Basen fungieren. Die Indikatorsäure (HInd.)