6 Redox-Reaktionen 

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7  Säuren und Basen

Historisches: Säuren und Basen sind seit alters her bekannt durch

 

7.1 Säurebegriffe

7.1.1  Säure- und Basebegriff von Arrhenius (ab 1884)

Säuren sind Stoffe, die in wässriger Lösung Hydroniumionen H3OÅ bilden.

Basen sind Stoffe, die in wässriger Lösung Hydroxid-Ionen OH- bilden.

Die Stärke von wässrigen Säuren ist durch ihre Wasserstoffionenkonzentration c(HÅ ) bestimmt, wobei hypothetisch

2 H2O H3OÅ + OH- ist.

Säuren reagieren...

H3OÅ + Cl- (aq) + NaÅ (aq) + OH- NaÅ (aq) + Cl- (aq) + 2 H2O

Zn (s) + 2 H3OÅ Zn2Å (aq) + H2 (g) + 2 H2O

2 H3OÅ + 2 NaÅ (aq) + CO32- (aq) 2 NaÅ (aq) + CO2 (g) + 3 H2O

Säuren entstehen...

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Basen entstehen...

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7.1.2  Dissoziationsgrad

Lösungen, insbes. wässrige Lösungen von Ionen bezeichnet man als Elektrolyte. Sie sind elektrisch leitfähig (s.o. und Kap.8).

Äquivalentleitfähigkeit L c einiger Elektrolyte bei 25oC in S*cm2*mol-1:

Elektrolyt

Äquivalentkonzentration c/z in mol/L

 

[0,000 (L0)]

0,001

0,010

0,100

NaCl

126,5

123,7

118,5

106,7

KCl

149,9

147,0

141,3

129,0

BaCl2

140,0

134,3

123,9

105,2

CuSO4

133,0

115,2

83,3

50,5

Wie die Tabelle zeigt, nimmt die Äquivalentleitfähigkeit der Elektrolyte mit der Verdünnung zu und strebt einem
L 0-Wert bei unendlicher Verdünnung zu. Die polaren Anziehungskräfte der Ionen nehmen mit der Verdünnung ab und die Ionenbeweglichkeit zu:

Eine hohe Ionenbeweglichkeit kennzeichnet eine Ionentrennung oder   Dissoziation

Der Dissoziationsgrad a kann über die Äquivalentleitfähigkeit bei unendlicher Verdünnung bestimmt werden.

            Zahl der dissoziierten Ionen                L c
a = ¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾¾    =   ¾¾
                Gesamtzahl der Ionen                    L 0

L 0 gewinnt man durch Extrapolation gemessener Äquivalentleitfähigkeit bei verschiedenen Konzentrationen. Da die Äquivalentleitfähigkeit ein Maß für die Ionenbeweglichkeit ist und kleine Ionen wie LiÅ und NaÅ geringere L 0-Werte zeigen als KÅ und Cl-, ist die Beweglichkeit kleiner Ionen durch starke Hydratation behindert.
L o von H3OÅ ist mit 349,8 S*cm2*mol-1 sehr groß und mit der Protonenweitergabe über Wasserstoffbrückenbindungen zu erklären.

Äquivalentleitfähigkeiten bei unendlicher Verdünnung L 0 sind in guter Näherung von den Einzelionen abhängig:

L 0 = L 0Å + L 0-.

Ionenpaare, die bei endlicher Verdünnung geringe Leitfähigkeit zeigen und somit gering dissoziiert sind, bezeichnet man als schwache Elektrolyte, stark dissoziierte als starke Elektrolyte.

 

7.1.3  Dissoziation des Wassers

Wasser ist ein polares Molekül mit kovalenten Wasserstoff-Sauerstoff Bindungen. Der starke Dipolcharakter lässt die Moleküle in flüssigem Zustand zu Aggregaten mit Wasserstoffbrückenbindungen zusammentreten. Destilliertes Wasser (durch Verdampfung und nachfolgende Kondensation gereinigt) zeigt eine messbare elektrische Leitfähigkeit, die auch in hochreinem Wasser nicht vollständig verschwindet. Wasser liegt also stets, wenn auch zu geringen Mengen in dem Ionengleichgewicht

H2O + H2O H3OÅ + OH- ,

also schwach dissoziiert vor.

Das Dissoziationsgleichgewicht liegt bei reinem Wasser nahezu vollständig auf der linken, undissoziierten Seite.

Dissoziationsgleichgewichte lassen sich als Quotienten der Molekül- und Ionenkonzentration beschreiben.

Schreibweise von Konzentrationen: c(X) oder [X], auch (X).

       [H3OÅ] * [OH-]
k = ¾¾¾¾¾¾¾              (k = Dissoziationskonstante),
                [H2O]2

wobei [H2O] mit 1000 g*L-1/18,015 g*mol-1   = 55,5 mol/L in verdünnten Lösungen konstant ist und in die Gleichgewichtskonstante k mit einbezogen werden kann:

KW = [H3OÅ] * [OH-]

Kw = Ionenprodukt des Wassers

Bei 25 oC ist KW = 1,0*10-14 mol2/L2, ermittelt aus der elektrolytischen Leitfähigkeit.

In reinem Wasser ist bei 25 oC:    [H3OÅ] = [OH-] = = 1,0*10-7 mol/L.

 

7.1.4  Der pH - Wert

Da das Ionenprodukt des Wassers [H3OÅ] * [OH-] mit 1*10-14 bei 25 oC konstant ist, liegt es nahe, den negativen dekadischen Logarithmus des Zahlenwertes der Ionenkonzentration als Maß für die Säurekonzentration H3OÅ (vereinfacht HÅ) einzuführen. Dieser Zahlenwert wird pH-Wert genannt:

pH = -lg[H3OÅ]    =   +lg(1/[H3OÅ])

In einer neutralen Lösung ist [H3OÅ] = 1*10-7 mol/L und somit  pH = -lg(1*10-7) = -(-7) = +7

Eine vollständig dissoziierte 0,01 mol/L HCl-Lösung hat eine pH-Wert von pH = -lg(0,01) = -(-2) = +2

Eine vollständig dissoziierte 0,1 mol/L NaOH-Lösung hat eine Wasserstoffionenkonzentration von
[H3OÅ] = 1*10-14/[OH-]. Da  [OH-] = [NaOH] = 0,1 mol/L,
ist [H3OÅ] = 1*10-14/0,1 = 1*10-13 mol/L und  somit pH = 13

pH - Wert - Tabelle:

H3OÅ-Ionenkonzentration
in mol/L

sauer neutral basisch
1 10-2 10-4 10-6 10-8 10-10 10-12 10-14
pH - Wert: 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pOH - Wert: 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

OH--Ionenkonzentration
in mol/L

10-14 10-12 10-10 10-8 10-6 10-4 10-2 1
sauer neutral basisch
Umschlag von pH- Indikatoren:
pH des Farbumschlags und Farben
Methylorange rot 3,1-4,1 gelb
Lackmus rot 5,0 - 8,0 blau
Phenolphthalein farblos 8,3-10,0 rot
sauer basisch
 

  Beispielaufgaben  

      

    Übungen   

 

7.1.5  pH - Wert - Messung:

Indikatorreaktion Lackmus:

HInd (rot) + H2O H3OÅ + Ind- (blau)

Mit dem Farbumschlag bei pH 5,0 bis 8,0 beträgt die Dissoziationskonstante des Lackmus etwa 1*10-7:

KInd = 10-7 = [H3OÅ]*[Ind-]/[HInd] oder: [Ind-]/[HInd] = 10-7/[H3OÅ].

Da Ind- blau und HInd rot ist, wird durch Einsetzen von [H3OÅ]-Werten der Farbumschlag deutlich:

Für pH = 3 ist [H3OÅ]=10-3; [Ind-]/[HInd] = 10-7/10-3 = 1/10000 Þ rot.

Für pH = 9 ist [H3OÅ]=10-9; [Ind-]/[HInd] = 10-7/10-9 = 100/1 Þ blau.

Weitere Meßmethoden für den pH-Wert: Indikator-Farbpapier oder potentiometrische pH-Wert-Messung.

  Beispielaufgaben  

             

   7.2 Brönstedt-Säuren 

© Prof. Dr. M. Häberlein in FH Frankfurt a. M., Fachbereich 2: Informatik und Ingenieurwissenschaften