Säure - Base - Reaktionen Flashcards
Eigenschaften Säuren
Säuren bzw. ihre Lösungen schmecken sauer und können ätzend wirken. Sie reagieren mit unedlen Metallen unter Bildung von Salzen und Wasserstoff
Definitionen Säuren
- Arrhenius: -Säuren sind Stoffe, die im Wasser Wasserstoff-Ionen abspalten.
- Brönsted: Säuren sind Protonenspender, d.h. Teilchen oder Stoffe, die ein H(+)-Ion abgeben.
Struktur Säuren
Säuer-Moleküle enthalten mindestens ein deutlich polar gebundenes H-Atom, das als H(+) abgegeben werden kann (heterolytische Spaltung, Dissoziation). Die meisten Säuren sind Moleküle (HCl) oder Molekül-Ionen (HSO(4)-, NH(4)+)
Eigenschaften Basen
Basen sind Stoffe, welche die Wirkung von Säuren abschwächen oder aufheben (neutralisieren). Lösungen von Basen, auch Laugen genannt, leiten den elektrischen Strom, schmecken seifig und fühlen sich „glitschig“ an. Konzentrierte Laugen wirken ätzend.
Definitionen Basen
- Arrhenius: Basen sind Stoffe, die im Wasser Hydroxid-Ionen bilden.
- Brönsted: Basens und Protonenempfänger, sie können ein H(+)-Ion aufnehmen.
Struktur Basen
Basen besitzen mindestens ein freies Elektronenpaar, mit dem sie ein Proton (H+) binden können. Die meisten Basen sind Anionen (OH(-), O(2-), S(2-),PO(4)(3+)
Saure Lösungen
Eine saure Lösung schmeckt sauer und leitet den elektrischen Strom. Die saure Reaktion lässt sich mit Indikatoren nachweisen
Oxonium-Ionen
Die charakteristischen Eigenschaften einer sauren Lösung werden durch die Oxonium-Ionen (H3O+) verursacht. Diese entstehen durch den Übergang eines Protons vom Säure- auf das Wasser-Molekül: HA + H2O ——-> H3O+ + A-
Saure Reaktionen
In sauren Lösungen ist die Konzentration der H3O+-Ionen grösser als die der OH(-)-Ionen und damit grösser als 10(-7)mol/L. Der pH-Wert ist kleiner als 7 und umso tiefer, je saurer die Lösung, d.h. je höher die H3O+-Konzentration ist.
Alkalische Reaktion
Alkalische Lösungen enthalten mehr Hydroxid- als Hydronium-Ionen, die Konzentration der Hydroxid-Ionen ist umso grösser als 10(-7) mol/L
Nachweis alkalische Lösungen
Die alkalische Reaktion einer Lösung lässt sich mit einem Indikator nachweisen. Alkalische Lösungen haben pH-Werte über 7.
Neutralisation alkalische Lösungen
Die alkalische Wirkung einer Lösung lässt sich durch Zugabe einer Säure bzw. einer sauren Lösung vermindern oder aufheben.
Neutrale Lösung
Neutrale Lösungen sind weder sauer noch alkalisch, ihr pH-Wert ist 7. Die Konzentrationen der H3O+- und der OH(-)-Ionen sind gleich gross und betragen bei 25°C 10(-7)/mol/L.
Protolyse
Bei Säure-Base-Reaktionen werden Protonen von der Säure (Protonenspender) auf die Base (Protonenempfänger) übertragen. Man spricht von Protonenübertragung oder Protolyse
Dissoziation
Bei der Protolyse einer Säure HA mit Wasser geben die Säure-Moleküle je ein Proton H(+) an ein Wasser-Molekül ab. Dabei entstehen hydratisierte Säurerest-Ionen A(-) und Oxonium-Ionen (H30+). Die Trennung der Säure-Moleküle in ein Proton und ein Säurerest-Ion wird Dissoziation genannt.
Säurestärke
Protolyse sind Gleichgewichtsvorgänge. Die Säurestärke beschreibt die Neigung einer Säure zur Protonenabgabe. Sie ist im Unterschied zur Konzentration eine Stoffeigenschaft. Als Mass dient die Lage des Gleichgewichts der Protolyse im Wasser, die durch die Säurekonstante Ks beschrieben wird:
HA + H2O H30+ + A-
Bei starken Säuren liegt das Gleichgewicht rechts: Der Anteil von A- ist hoch, der Wert der Säurekonstanten ist hoch.
Säure-Base-Reihe
In der Säure-Base-Reihe sind die Säuren nach ihrer Stärke geordnet. Die stärkste Säure steht oben links.
Molekülbau
Die Säurestärke steigt mit der Länge und mit der Polarität der H-A-Bindung.
Korrespondierende Säure-Base-Paare
Die Säure wird durch Abgabe eines Proton zur korrespondierenden Base, aus derlei der Rückreaktion wieder die Säure entsteht. Aus der Base wird durch die Protonenaufnahme die korrespondierende Säure, die bei der Rückreaktion wieder ein Proton abgibt.
Die Säure und ihre korrespondierende Base unterscheiden sich durch ein H+. An einer Protolyse sind immer zwei korrespondierende Säure-Base-Paare beteiligt.
Säure-/Basenstärke
Die korrespondierende Base einer Säure ist umso schwächer, je stärker ihre Säure ist.
Die Gleichgewichtslage bei Protolysen
Das Gleichgewicht einer Protolyse liegt auf der Seite der schwächeren Säure und der schwächeren Base
Mehrprotonie Säuren
Die Moleküle mehrprotoniger Säuren können mehrere Protonen abgeben. Die Abgabe erfolgt stufenweise. Die Säurestärke nimmt mit jedem abgegebenen Proton ab.
Ampholyte
Ampholyte können als Säure oder als Base reagieren. Sie stehen sowohl in der Säure - als auch in der Base-Reihe.
A(2) Basenstärke:
HSO4(-) + H2O SO4(2-) + H3O(+)
Säure + Wasser (Protolysen)
Säure-Molekül (HA) dissoziieren im Wasser in Protonen (H+) und Säurerest-Ionen (A-). Die Protonen werden von Wasser-Molekülen gebunden, und die gebildeten Oxonium-Ionen (H3O+) werden hydratisiert:
HA + H20 H3O+(aq) + A(-)
Säure + Salz
Eine Säure reagiert mit Salzen schwächerer Säuren und „verdrängt“ diese aus dem Salz:
HA + MeX ———-> HX + MeA
st. S. Salz schw. S. Salz
Neutralisation
Neutralisation heisst die Reaktion einer sauren mit einer alkalischen Lösung zu Wasser und Salz. Dabei reagieren Oxonium- und Hydroxid-Ionen zu Wasser.
H3O+ OH(-) ———>2 H2O
Säure + Hydroxid
Metallhydroxide (MeOH) reagieren mit Säuren (HA) zum Salz der Säure (MeA) und Wasser:
HA + MeOH ——-> MeA + H2O (Stoffgleichung)
In wässrigen Lösungen findet dabei die Neutralisationsreaktion statt: Oxonium- und Hydroxid-Ionen reagieren zu Wasser:
H30(+) + A(-) + Me(+) + OH(-) ——-> Me(+) + A(-) + 2 H2O (Teilchengleichung)
Bei der Reaktion einer mehrprotoniger Säure mit einem Hydroxid entstehen je nach dem Stoffmengenverhälnis verschiedene Salze, z. B.:
H2SO4 + NaOH ——> H2O + NaHSO4
H2SO4 + 2 NaOH —-> 2 H2O + Na2SO4
Sind die Stoffmengen der Säure und das Hydroxid äquivalent, gibt die Säure alle Protonen ab, man spricht von einer vollständigen Neutralisation.
Säure + Metalloxid (Protolyse)
Mit einem Metalloxid reagiert eine Säure zum Salz der Säure und Wasser. Das Oxid-Ion (O(2-)) ist eine sehr starke Base.
2 HA + Me2O ——> 2 Me(+) + H2O
Metalloxid + Wasser (Protolyse)
Lösliche Metalloxide reagieren mit Wasser zu Hydroxiden. Ihre Lösungen sind alkalisch. Gut löslich sind die Alkalimetalloxidde, etwas löslich BaO, SrO und CaO.
H2O + 2 Me(+) + O(2-) —-> 2 Me(+) + 2 OH(-)
Schwefelsäure
Schwefelsäure (H2SO4) ist eine klare, farb- und geruchlose, ölige Flüssigkeit mit hoher Dichte (1.85g/mL). Sie entstehen durch die Reaktion von Schwefeltrioxid mit Wasser, Konzentrierte Schwefelsäure (98%) ist so stark wasseranziehend (hygroskopisch), dass sie Wasser auch als Molekülen organischer Stoffe wie Zucker abspaltet, wodurch diese verkohlen. Auch Textilien, Haut und Haare werden zerstört. Konzentrierte Schwefelsäure dient als Trocknungsmittel. Auto Batterien enthalten 30-bis 40%ige Schwefelsäure.
Salzsäure
Salzsäure ist eine wässrige Lösung von Wasserstoffchlorid (HCl) mit einer maximalen Konzentration von 38%. Konzentrierte Salzsäure riecht stark nach Wasserstoffchlorid, weil HCl entweicht. Verdünnte Salzsäure ist Bestandteil des Magensafts
Salpetersäure
HNO3 ist eine farblose Flüssigkeit. DA sie durch Lichteinwirkung zerfällt, ist sie häufig durch das beim Zerfall entstehende braune Gas Stickstoffdioxid gelb gefärbt. Salpetersäure ist eine “oxidierende Säure”, sie oxidiert sogar das Edelmetall Silber und kann organische Stoffe entflammen. Salpetersäure entsteht durch die Reaktion von Stickoxiden (NO, NO(2)) mit Wasser (auch in der Luft -> saurer Regen).
Kohlensäure
Die Bildung von Kohlensäure (H2CO3) aus Kohlenstoffdioxid und Wasser ist ein Gleichgewichtsvorgang. Bei NB liegt das Gleichgewicht auf der Seite des CO2. Das Carbonat-Ion ist eine starke Base. Carbonate lösen sich in sauren Lösungen auf unter Bildung von Kohlensäure, die in CO2 und H2O zerfällt.
Carbonsäure
Bekannte Vertreter der organischen Carbonsäure sind Ameisen-, Essig-, Milch- und Citronensäure. Sie sind bei NB flüssig oder fest. Die Moleküle enthalten mindestens eine -COOH-Gruppe. Aus dieser kann ein H+ abgespalten werden.
Autoprotolyse
Bei der Autoprotolyse des Wassers entstehen Oxonium- undHydroxid-Ionen. Das Gleichgewicht liegt stark links:
H2O + H2O ->
Ionenprodukt
Wässrige Lösungen enthalten Oxonium- und Hydroxid-Ionen. Für das Produkt ihrer Konzentrationen Kw (auch Ionenprodukt des Wassers) gilt in verdünnten Lösungen bei 25°C.
Kw = c(H3O+) x c(OH-) = 10(-14) mol2/L2
pH-Skala
Der pH-Wert ist ein Mass für die H3O+-Konzentration, er nimmt bei einer Verzehnfachung der H3O+-Konzentration um 1 ab. Die konventionelle pH-Skala reicht von 0 bis 14. Lösungen mit pH = 7 sind neutral.
Definition pH
Der pH-Wert ist der negative Zehner-Logarithmus (kurz:lg) des Zahlenwerts der H3O+-Konzentration (in mol/L): pH = -[c(H3O+)]
Definition pOH
Der pOH ist der negative Zehner-Logarithmus des Zahlenwerts der OH(-)-Konzentration ( in mol/L): pOH = -lg [c(H3O+)]
Säurelösungen
Für verdünnte Lösungen starker Säuren gilt: pH = -lg [c(HA)]
Hydroxidlösungen
Für verdünnte Lösungen von Metallhydroxiden der [Me(OH)] gilt: pOH = -lg {n x c[Me(OH)n]}
Säurekonstante als Mass für die Säurestärke
Die Säurestärke beschreibt die Neigung zur Protonenabgabe. Sie ist im Unterschied zur Konzentration eine Stoffeigenschaft und darf nicht mit der Reaktivität der Säure gleichgesetzt werden.
Säurekonstante Ks
Als Mass der Säurestärke dient die Säurekonstante. Sie wird berechnet aus dem Anteil der Säure-Moleküle, die ein Proton (H+-Ion) an Wasser-Moleküle abgeben:
HA + H2O H3O+ + A-
Zur Berechnung der Säurekonstanten multipliziert man die Gleichgewichtskonstane der Protolyse mit der Wasserkonzentration (die praktisch konstant bleibt):
K = c(H3O+) x c(A-) / c(HA) x c(H2O) Ks= K x c(H2O) = c(H3O+) x c(A-) / c(HA) c = Konzentration in mol/L im Gleichgewichtszustand
Bei starken Säuren liegt das Gleichgewicht rechts: c(A-), der Wert der Säurekonstanten Ks ist gross.
pKs
Der pKs-Wert ist der negative Logarithmus des Zahlenwerts der Säurekonstanten (=lg{KS}), er ist umso kleiner, je stärker die Säure ist.
Wirkungsweise Idikatoren
Ein Säure-Base-Indikator ist eine schwache Säure (HIn), deren korrespondierende Base (In-) eine andere Farbe hat. Die Farbe der Indikatorlösung ist bestimmt durch das Mengenverhältnis von HIn und In-. Diese ändert sich mit dem pH-Wert.
Umschlagbereich Indikatoren
Der Umschlagpunkt ist der pH-Wert, bei dem HIn und In- in gleicher Konzentration vorliegen, die Indikatorlösung besitzt dann die Mischfarbe, ihr pH-Wert entspricht dem pKs-Wert der Indikatorsäure. Der Anteil der Indikatorsäure HIn steigt mit sinkendem pH-Wert. Der Umschlagbereich, d.h. der pH-Bereich, in dem sich die Farbe sichtbar ändert, erstreckt sich über etwas zwei pH-Einheiten: pH = pKs +- 1
Wirkung und Zusammensetzung Puffer
Puffern-sungen ändern ihren pH-Wert bei Zugabe kleiner Mengen von Säuren und Basen praktisch nicht. Sie enthalten eine schwache Säure und ihre korrespondierende Base, die zugesetzte OH(-)-bzw. H3O+-Ionen neutralisieren.
Puffer-pH
Der pH-Wert des Puffers ist abhängig von pKs-Wert des Säure-Base-Paars und vom Mengenverhältnis von Puffer-Säure (HA) und Puffer-Base (A-). Sind die Konzentrationen der Säure und ihrer korrespondierenden Base gleich gross, ist der pH-Wert der Lösung gleich dem pKs-Wert der Säure: Ist c(A-) = c(HA), gilt: pKs = pH
Pufferbereich
Der pH-Bereich, in dem ein korrespondierendes Säure-Base-Paar optimal puffert, liegt nahe beim pKs-Wert der Säure (pH= pKs +-1).
Die Pufferkapazität ist abhängig von der Konzentration des Puffers.
Ist der pH-Wert einer Lösung gleich dem pKs-Wert der Säure, sind die Konzentrationen der Säure und der korrespondierenden Base gleich gross.
