Säuren, Basen und Protolysegleichgewichte
Wichtige Verbindungen und Ionen
Säuren:
Salzsäure HCl | Schwefelsäure H2SO4 | Phosphorsäure H3PO4 | Salpetersäure HNO3
Kohlensäure H2CO3 | Schweflige Säure H2SO3 | Ethansäure (Essigsäure) CH3COOH | Methansäure (Ameisensäure) HCOOH
Hydroxide (wässrige Lösung)
Natrium (Natronlauge) NaOH | Kalium (Kalilauge) KOH
Calcium (Kalkwasser) Ca(OH)2 | Barium (Barytwasser) Ba(OH)2 | Aluminium Al(OH)3
Mangan(II)-Sulfat MnSO4 | Kaliumdichromat K2Cr2O7 | Kaliumchromat K2CrO4 | Kaliumpermanganat KMnO4
Ionen
Chlorid Cl- | Sulfat SO42- | Phosphat PO43- | Nitrat NO3- | Carbonat CO32-
Sulfit SO32- | Acetat CH3COO- | Formiat HCOO- | Dichromat Cr2O72-
Chromat CrO42- | Permanganat MnO4-
Definitionen
Säure: Teilchen, die in der Lage sind, Protonen abzugeben (Protonendonator)
HNO3 + H2O ⇌ H3O+ + NO3-
Base: Teilchen, die in der Lage sind, Protonen aufzunehmen (Protonenakzeptor)
OH- + H2O ⇌ H2O + OH-
Ampholyte: Teilchen, die in der Lage sind, Protonen aufzunehmen und abzugeben (Protonendonator und -akzeptor)
Eigenschaften von Säuren
- löslich in Wasser
- wässrige Lösung färbt Indikatoren (Universalindikator: grün → rot/orange; Phenolphthalein: farblos; Bromthymolblau: blau → gelb)
- wässrige Lösung elektrisch leitfähig
- reagieren mit unedleren Metallen unter Bildung von H2
- reagieren mit Carbonaten unter Bildung von CO2
- je nach Konzentration der Säure wirken sie ätzend
Eigenschaften von Hydroxiden (Metallhydroxide)
Sind Ionensubstanzen, deren wässrige Lösung positiv geladene Metallionen und negativ geladene OH--Ionen enthalten.
- fest, unterschiedlich gut löslich in H2O
- Feststoff nicht leitfähig; NaOH und KOH sind hygroskopisch
- Lösung elektrisch leitfähig; ätzend
- wässrige Lösung: basische/alkalische Lösung → Lauge
Protolysegleichgewicht und Protolysegleichgewichte in Salzlösungen
- An einer Protolyse sind immer 2 korrespondierende Säure-Base-Paare beteiligt. Meist stellt sich ein Säure-Base-Gleichgewicht (Protolysegleichgewicht) ein:
HA + B ⇌ HB+ + A-
SR: S1 ⇌ B1 + nH+; BR: B2 + nH+ ⇌ S2
S1 + B2 ⇌ B1 + S2 - Aus der Säure entsteht durch Protonenabgabe die korrespondierende Base und umgekehrt.
- Es entsteht ein korrespondierendes Säure-Base-Paar.
- Jede Protolyse besteht aus 2 korrespondierenden Säure-Base-Paaren.
Autoprotolyse des Wassers
(Säure-Base-Reaktion eines Teilchens mit sich selbst, typisch: Ampholyt)
H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-
Bei 24 °C: c(H3O+) = c(OH-) = 1 · 10-7 mol·l-1
c(H2O) >> c(OH-) und c(H3O+); außerdem ändert sich c(H2O) kaum.
Deshalb: Kc · c(H2O)2 = c(OH-) · c(H3O+)
Kw = c(H3O+) · c(OH-) → Ionenprodukt des Wassers
Wert bei 24 °C: Kw = c(H3O+) · c(OH-) = 1 · 10-14 mol2·l-2
Bedeutung von Kw
In reinem H2O: Kw = c(H3O+) · c(OH-), da c(H3O+) = c(OH-)
c(H3O+) = √Kw; c(OH-) = √Kw
In wässriger Lösung von Säuren, Basen, Salzen: Kw = c(H3O+) · c(OH-)
In saurer Lösung: c(H3O+) > c(OH-); in alkalischer Lösung: c(H3O+) < c(OH-)
Der pH-Wert (potentia Hydrogenii)
Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Stoffmengenkonzentration der H3O+-Ionen, angegeben in mol·l-1.
pH = -lg c(H3O+) pOH = -lg c(OH-)
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
rot bis gelb grün blau-grün bis blau
c(H+) > c(OH-) c(H+) = c(OH-) c(H+) < c(OH-)
sauer neutral alkalisch
Es gilt: Kw = c(H3O+) · c(OH-) pKw = pH + pOH pKw bei 24 °C = 14
Aus pH auf c(H3O+): c(H3O+) = 10-pH → c(OH-) = Kw / c(H3O+)
Bestimmung von pH-Werten
- Indikatoren: organische Farbstoffe, die bei einer bestimmten Ionenkonzentration von OH- und H3O+ ihre Farbe ändern: HIn + H2O ⇌ In- + H3O+
- Elektrochemisch durch pH-Meter und Messsonde
Die Stärke von Säuren und Basen
Säure: HA + H2O ⇌ H3O+ + A- Base: B + H2O ⇌ HB+ + OH-
Anwendung des Massenwirkungsgesetzes (MWG):
KS = KB =