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Säurestärke - Basenstärke - Referat
Gliederung:
Säurestärke
Allgemeines
KS – und pKS – Wert
Basenstärke
Allgemeines
KB - und pKB – Wert
Zusammenhang zwischen pKS- und pKB-Wert
Versuch
V1: Gleiche Konzentrationen – unterschiedliche pH-Werte
V2: Verschiebung eines Säure-Base Gleichgewichts
Berechnen der Säure- und Basenstärke
Beispiel
Schüler – Aufgabe
Quellen
Säurestärke
Allgemeines
Eine Säure besitzt die Fähigkeit ein Proton ( H+) an einen Reaktionspartner zu übertragen. Daher werden sie nach Broensted auch Protonendonator (Protonenspender) genannt, sie geben also Protonen ab. Diese Reaktion, bei der ein H+-Ion zwischen zwei Reaktionspartner übertragen wird, wird auch Protolyse genannt. Unter der Säurestärke versteht man die Fähigkeit einer Säure ein Protonen abzugeben. Ist die Säure sehr stark, so kann sie viele Protonen schnell abgeben. Ist es eine schwache Säure ist die Fähigkeit Protonen abzugeben sehr gering. Da dies jedoch auch von der Fähigkeit des Reaktionspartners, die Protonen aufzunehmen abhängt, ist es sinnvoll zum Vergleich von der Stärke verschiedener Säuren einen Standardreaktionspartner zu wählen. Hierfür hat man den Ampholyten Wasser gewählt.
Ks - und pKs- Wert
Ks ist die Säurekonstante und gibt an, in welchem Ausmaß eine Säure in einer Gleichgewichtsreaktion mit Wasser reagiert. Dazu wird folgende allgemeine Gleichung aufgestellt:
HA ist eine beliebige Säure die mit Wasser reagiert und dabei ein H+ an das Wasser abgibt. So entsteht das Oxonium – Ion und ein Anion , was bei der Reaktion zurückbleibt. Die Gleichgewichtskonstante K lässt sich aus der Gleichung mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes (MWG) wie folgt berechnen:
Um Ks zu erhalten, sieht man wie bei dem Ionenprodukt des Wasser die Konzentration des Wassers als konstant an und fasst sie mit der Gleichgewichtskonstante K zusammen:
Wenn die Säurekonstante Ks sehr groß ist, überwiegt die rechte Seite des Gleichgewichts. Die Säure protolysiert sehr stark mit Wasser und der Zähler ist daher größer also der Nenner. Ks ist also > 1. Bei Säuren, die nahezu vollständig in Wasser protolysieren kann man eigentlich keinen Ks-Wert angeben, da dieser gegen unendlich geht. Bei sehr schwachen Säuren ist der Ks – Wert sehr klein. Dafür führt man den pKs-Wert ein. Man erhält ihn durch den negativen Zehnerlogarithmus von Ks. Es gilt:
Allgemein gilt, das starke Säuren einen pKs- Wert haben, welcher < 0 ist und schwache Säuren einen pKs-Wert, welcher > 0 ist. Oder je kleiner der pKs- Wert, desto stärker ist die Säure bzw. je größer desto stärker ist eine Säure. Der pKs- Wert dient zur Einteilung von Säuren nach ihrer Stärke, dies ist mit dem pH-Wert nicht möglich, da dieser von der Ausgangskonzentration der jeweiligen Säure abhängt. Die stärkste Säure, bei welcher man den pKs- Wert angeben kann ist das Oxoniumion. Bei Säuren die noch stärker als das Oxoniumion sind, lässt sich kein pKs- Wert angeben, da eine vollständige Protonabgabe erfolgt hat. Beispiele hierfür sind: Perchlorsäure (HClO₄), Jodwasserstoff (HI), Chlorwasserstoff (HCl) und Schwefelsäure( H₂SO₄). Dasselbe gilt bei Säuren die schwächer als Wasser sind, auch bei diesen lässt sich kein pKs- Wert angeben, hierfür ist der Grund, dass gar keine Protonabgabe stattfindet. Sehr schwache Säuren sind: Ethanol (), Ammoniak (), das Hydroxidion () und Wasserstoff ()
Basenstärke
Allgemeines
Eine Base besitz die Fähigkeit, Hydroxid-Ionen (OH-) zu bilden. Diese können die abgegebenen Protonen einer Säure aufnehmen. Basen werden daher Protonenakzeptator genannt, sie „akzeptieren“ Protonen und nehmen sie daher auf. Eine Base ist sozusagen das Gegenstück zu einer Säure. Unter der Basenstärke versteht man das Ausmaß der Fähigkeit OH—- Ionen zu bilden und somit die Fähigkeit Protonen aufzunehmen. Ist die Base sehr stark, so kann sie viele Protonen aufnehmen. Ist es eine schwache Base ist die Fähigkeit Protonen aufzunehmen sehr gering.
KB und pKB – Wert
Auch bei Basen wird eine Konstante eingeführt, mit welcher man die Stärke bestimmen kann, die sogenannte Basenkonstante KB. Sie gibt an, in welchem Ausmaß eine Base mit Wasser reagiert. Dazu wird folgende allgemein Gleichung aufgestellt:
ist eine beliebige Base, die mit Wasser reagiert und dabei OH- - Ionen bildet. Als weiteres Produkt entsteht bei der Reaktion eine Säure HA. Die Gleichgewichtskonstante K lässt sich aus der Gleichung mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes (MWG) wie folgt berechnen:
Auch hier wird die Konzentration des Wasser als konstant angesehen und mit der Gleichgewichtskonstante K multipliziert um die Basenkonstante KB zu erhalten:
Es gilt dasselbe wie bei der Säurenkonstante. Reagiert eine sehr starke Base mit Wasser, so befindet sich das Gleichgewicht weit auf der rechten Seite, der Zähler ist also wieder größer als der Nenner. Somit haben starke Basen einen KB – Wert, der > 1 ist. Bei schwachen Basen ist der KB – Wert sehr klein, deshalb wird auch hier der sogenannte pKB – Wert eingeführt, welcher analog zum pKs – Wert durch den negativen Zehnerlogarithmus des KB – Werts entsteht. Hier gilt:
Allgemein gilt, das starke Basen einen pKB – Wert haben, welcher < 0 ist und schwache Basen einen pKB – Wert haben, welcher >0. Oder je kleiner der pKB – Wert, desto stärker ist die Base. Auch hier lassen sich bei Basen, die schwächer als Wasser bzw. die stärker als das Hydroxidion sind keine pKB – Werte angeben, da keine Protonaufnahme bzw. eine vollständige Protonenaufnahme stattfindet. Schwächere Basen als Wasser sind die korrespondierenden Basen zu den obengenannten sehr starken Säuren, also (korrespondierende Base zur Perchlorsäure), (korrespondierende Base zu Jodwasserstoff), (korrespondierende Base zu Chlorwasserstoff) und (korrespondierende Base zu Schwefelsäure). Zu sehr starken Basen gehören , , und . Hierbei handelt es sich ebenfalls um die korrespondierenden Basen der sehr schwachen Säuren.
Zusammenhang zwischen pKs – und pKB – Wert
Um den Zusammenhang darzustellen multipliziert man den KS – Wert der Säure HA mit dem KB – Wert der Base A- :
Diese Gleichung lässt sich durch Kürzen noch weiter vereinfachen, denn sowohl also auch lässt sich raus kürzen. So erhält man letztendlich als Konstante KW folgende Gleichung:
Bei einer Standardtemperatur von 25°C gilt . Auch hier führt man zur Vereinfachung den negativen Zehnerlogarithmus ein und erhält dadurch den pKW – Wert. Damit lässt sich eine allgemein Gleichung aufstellen, mit welcher der Zusammenhang des pKs – Werts einer Säure HA und des pKB – Werts einer Base A- deutlich wird:
Ist entweder die Stärke der Säure oder die Stärke der Base bekannt, so lässt sich der andere Wert leicht berechnen. Die Gleichung zeigt, dass ein kleiner pKs – Wert einer starken Säure auf einen großen pKB – Wert einer schwachen Base führt. Oder umgekehrt, sodass ein großer pKs – Wert einer schwachen Säure auf einen kleinen pKB – Wert einer starken Säure führt. Es gilt also:
Je stärker eine Säure desto schwächer ihre korrespondierte Base, bzw. je schwächer eine Säure desto stärker ihre korrespondierte Base. Oder auch: Je stärker eine Base desto schwächer ihre korrespondierte Säure, bzw. je schwächer eine Base desto stärker ihre korrespondierte Säure.
Versuch
4.1 V1: Gleiche Konzentrationen – unterschiedliche pH-Werte
Material:
2 kleine Bechergläser
Salzsäure mit Konzentration von 0,1 mol/l
Essigsäure mit Konzentration von 0,1 mol/l (5 ml Essigsäure (2 mol/l) auf 100 ml mit destilliertem Wasser aufgefüllt)
pH-Messgerät
Durchführung:
Salzsäure in eines der Bechergläser geben (ca. 2 cm hoch)
Essigsäure in das andere Becherglas geben (ca. 2cm hoch)
Messfühler des pH-Messgeräts in das Becherglas mit Salzsäure heben und die Zahl auf der Anzeige ablesen
Messfühler mit destilliertem Wasser abspritzen
Messfühler in das Becherglas mit Essigsäure heben und die Zahl auf der Anzeige ablesen
Messfühler erneut reinigen
Beobachtungen:
pH-Wert der Salzsäure 1
pH-Wert der Essigsäure 2,9
Auswertung:
Trotz selber Konzentration sind die pH-Werte der beiden Säuren unterschiedlich. Die Oxoniumionenkonzentration ist gleich der Ausgangskonzentration, dass heißt dass fast keine Chlorwasserstoffmoleküle vorliegen. Sie haben fast alle ihre Protonen abgeben, sie haben also nahezu vollständig mit Wasser protolysiert. Somit ist bei einer Konzentration von 0,1 mol/l ein pH-Wert von 1. Bei der Essigsäure sind die Oxoniumionenkonzentration viel kleiner als die Ausgangskonzentration. Das heißt, dass nur etwa jedes hundertste Essigsäuremolekül sein Proton abgegeben hat. Sie haben daher nur zu etwa 1,5 % mit Wasser protolysiert. Das Gleichgewicht befindet sich daher weit links, also auf Seite der Edukte. Essigsäure hat somit bei derselben Konzentration einen höheren pH-Wert. Salzsäure ist daher eine viel stärkere Säure als Essigsäure.
4.2 V2: Verschiebung eines Säure-Base-Gleichgewichts – Schüler-Versuch
Material:
4 Reagenzgläser
Reagenzglasständer
Salzsäure (0,1 mol/l)
Essigsäure (0,1 mol/l)
Universalindikator
Kochsalz ()
Natriumacetat ()
Spatel
Durchführung:
Zwei der Reagenzgläser ca. 2 cm hoch mit Salzsäure füllen.
Die anderen zwei Reagenzgläser ca. 2 cm hoch mit Essigsäure füllen.
In jedes Reagenzglas ca. 4 Tropfen Universalindikator dazugeben.
In eines der mit Salzsäure gefülltem Reagenzgläser etwas Kochsalz dazugeben(Kippen) und gut umrühren.
In eines der mit Essigsäure gefülltem Reagenzgläser etwas Natriumacetat dazugeben(Spatel) und gut umrühren.
Aufgabe:
Notiert eure Beobachtungen. Woran könnte dies liegen?
Stellt die dazugehörigen Reaktionsgleichungen dazu auf.
Beobachtungen:
Der Universalindikator in den Reagenzgläsern mit Salzsäure ändert sich nicht. Sowohl in dem Reagenzglas mit Salzsäure als auch in dem Reagenzglas mit Salzsäure und Kochsalz ist der Universalindikator ist rot gefärbt. (starke Säure)
Bei dem Reagenzglas mit Essigsäure und Natriumacetat färbt sich der Universalindikator gelb. (schwache Säure) Bei dem Reagenzglas mit Essigsäure ist der Universalindikator orange gefärbt.
Auswertung:
Wird Kochsalz also zu Salzsäure hinzugefügt, so wird theoretisch die Rückreaktion begünstigt, da -Ionen vermehrt werden. So müsste man erwarten, dass der pH-Wert noch kleiner werden müsste. Da HCl jedoch eine stärkere Säure als ist, passiert das Obige im praktisch nicht. Denn aufgrund der Stärke kann und nicht zu HCl zurück reagieren. Somit ändert sich der pH-Wert auch nach Zugabe von Kochsalz nicht. Gibt man zu der Essigsäure Natriumacetat also dazu so ändert sich der pH-Wert. Denn bei Zugabe von wird auch hier die Rückreaktion begünstigt und das Gleichgewicht verschiebt sich noch weiter nach links und somit wird der pH-Wert höher.
Reaktionsgleichungen:
4.3 Berechnen von Säuren – und Basenstärken
Beispiel 1:
Geg.:
pH-Wert = 2,9
Ges.:
Lösung:
Essigsäure reagiert nur in geringem Ausmaß mit Wasser, daher kann man sagen, dass die Gleichgewichtskonzentration gleich der Ausgangkonzentration ist: Da die Oxoniumionenkonzentration sehr klein, kann diese vernachlässigt werden. Somit gilt:
Schüler - Aufgabe
Aufgabenstellung: Propansäure der Konzentration hat den pH-Wert 2,94. Berechnet den
Geg.:
pH-Wert = 2,94
Ges.:
Lösung:
Auch Propansäure reagiert nur in einem geringen Ausmaß mit Wasser. Somit kann man auch hier sagen, dass die Gleichgewichtskonzentration gleich der Ausgangskonzentration ist: . Da auch hier die Oxoniumionenkonzentration sehr klein ist, kann diese ebenfalls vernachlässigt werden. Somit gilt wieder:
Quellen
Internet
http://www.w-hoelzel.de/chemie/1-und-2-jahrgangsstufe/saeure-base-reaktionen
http://www.zum.de/Faecher/Materialien/beck/chemkurs/cs11-25.htm
http://www.u-helmich.de/che/Q1/01-sb/0103/aufgaben.html
http://de.wikipedia.org/wiki/S%C3%A4urekonstante
http://ak-powell.chemie.uni-karlsruhe.de/teaching/Chap07.pdf
http://www.chemgapedia.de/vsengine/glossary/de/s_00228urest_00228rke.glos.html
http://groups.uni-paderborn.de/cc/lehrveranstaltungen/_aac/vorles/skript/kap_10/kap10_3/kap10_31.html
http://m.schuelerlexikon.de/che_abi2011/Staerke_von_Saeuren_und_Basen.htm
http://www.isb-gym8-lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php?StoryID=27359&PHPSESSID=24f1f173813ec8b34cfc62b82bb0c8c9
Bücher
Chemie heute SII; S.148, 149
Duden Chemie; S.91-93
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