Protolysegleichgewichte

Diese Lerneinheit setzt die Kenntnis folgender Seiten voraus:

  1. Erstellen einer Redoxgleichung

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

Autoprotolyse
Autoprotolyse

Gegeben:

Autoprotolyse; V = 1l; ; Autoprotolyse

Gesucht: kc

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?

kc=25
H2 + I2Doppelpfeil 2HI
kc = c2(HI)/(c(H)+c(I)) = 25

5. Der pH-Wert

a) Allgemeines

Beispiel:

analog:

Bestimme: pH

c(OH-) = 10-2 mol / l
kW = 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 Doppelpfeil 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

b) pH-Meter

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

8. Säure- bzw. Basenkonstante

a) Die Säurekonstante

Allgemein: HA + H2O Doppelpfeil A- + H3O+

KS=Kc=c(A- ⋅ c(H3O+)/(c(H2O) ⋅ c(HA)))=c(H3O+) ⋅ c(A-/c(HA)) mol /l
pkS = -lg(KS)

b) Die Basenkonstante

Allgemein: A- + H2O Doppelpfeil HA + OH-

KB=KC=c(HA) ⋅ c(OH-)/c(A-)

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

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

c) Anwendung auf korrespondierende Säure-Base-Paare

KS ⋅ KB = c(OH-) ⋅ c(H3O+) = KW = 10 -14

d) Vorhersage von Protolysereaktionen

Beispiel:

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

HNO3 + F-Doppelpfeil NO3- + HF

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

9. ph-Wert Berechnungen

a) ph-Wert gebräuchlicher Lösungen

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

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

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

HA + H2O Doppelpfeil H3O+ + A-
c0(HA) = c0(HA)
c(H3O+) = c(A-) kS = c(H3O+)2 / c(HA)
c(H3O+)2 = kS ⋅ c(HA)
c(H3O+) = sqrt(kS ⋅ 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

Lösungen
Säure+BaseDoppelpfeilSalz+Wasser
1.HCl (stark) + KOH Doppelpfeil KCl + H2O neutral
2.HCN (schwach) + KOH Doppelpfeil KCN + H2O basisch
3.H3HPO4 (stark) + 2 NaOH Doppelpfeil Na2HPO4 + H2O neutral
4.H2SO4 (stark) + KOH Doppelpfeil 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 Doppelpfeil CH3COO- + H3O+

CH3COOH: schwache Säure

Hinreaktion puffert H3O+ zugabe, Rückreaktion puffert OH- zugabe

kS = c(A-) ⋅ c(H3O+)/c(HA)
c(H3O+) = kS ⋅ 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:

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:

12. Säure-Base-Indikatoren

V Einzelne Indikatoren und ihre Umschlagsfarbe bzw. Farbbereiche

sauer rotMethylorange, eher sauer:
Umschlagsbereich 3, 1 - 4, 4
neutral orange
basisch gelblich-orange
sauer weiß, milchigPhenolphtalein, eher basisch:
8 - 9, 8
neutral :
basisch rot
sauer gelbBromthymolblau
6 - 7, 5
neutral grün
basisch blau

Pflanzen: Sud des Blaukrauts (Bioindikatoren)

gelb → rot → grün → blau → violett

a) Wirkungsweise

HInd. + H2O Doppelpfeil Ind- + H3O+

Farbe I Doppelpfeil Farbe II

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