5.3 Säure-Base-Reaktionen • Charakter der Oxide der Elemente der 2. und 3. Periode

Hauptgruppe

I II III IV V VI VII VIII

ns1 ns2 ns2 np1

ns2 np2 ns2 np3

ns2 np4 ns2 np5 ns2 np6

Valenzelektronen der Elemente 1 2 3 4 5 6 7 8

2. Periode Li2O BeO B2O3 CO2 N2O5 - F2O -

3. Periode Na2O CaO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 XeO4

Metallcharakter / Basizität der Oxide

Nichtmetallcharakter / Acidität der Oxide

• Stoffklasse Säuren (Svante Arrhenius, 1887) Säuren sind Wasserstoffverbindungen, die in der Regel in stabiler, wässriger Lösung vorliegen und dort hydratisierte H+-Ionen bzw. H+(aq) bilden. Wichtige sauerstoffhaltige anorganische Säuren - einprotonig und mehrprotonig

Oxid Reaktion mit Wasser Name der Säure Anionen / Salze

CO2(g) CO2 + H2O � H2CO3(aq) Kohlensäure HCO3-

CO32-

Hydrogencarbonat

Carbonat

N2O3(g) N2O3 + H2O � 2 HNO2(aq) salpetrige Säure NO2- Nitrit

N2O5(s) N2O5 + H2O � 2 HNO3(aq) Salpetersäure NO3- Nitrat

P4O10(s) 3 P4O10 + 6 H2O � 4 H3PO4(aq) Phosphorsäure H2PO4-

HPO42-

PO43-

Dihydrogenphosphat

Hydrogenphosphat

Phosphat

SO2(g) SO2 + H2O � H2SO3(aq) schweflige Säure

HSO3-

SO32-

Hydrogensulfit

Sulfit

SO3(g) SO3 + H2O � H2SO4(aq) Schwefelsäure HSO4-

SO42-

Hydrogensulfat

Sulfat

Sauerstofffreie anorganische Säuren - Lösung von polaren Wasserstoffverbin- dungen in Wasser

Verbindung Säure Anionen / Salze

H2S(g) Schwefelwasserstoffwasser H2S(aq)

HS-

S2-

Hydrogensulfid

Sulfid

HF(g) Flusssäure HF(aq) F- Fluorid

HCl(g) Salzsäure HCl(aq) Cl- Chlorid

Organische Säuren - organische Verbindungen mit Carboxylgruppe(n)

Säure Anionen / Salze

CH3COOH (l oder s) Essigsäure (Eisessig)

CH3COOH(aq) Essig(säure)

CH3COO- Acetat

Protolyse von Essigsäure H2O H2O CH3–COOH(l) � CH3–COOH(aq) H+(aq) + R–COO-(aq)

Essigsäure wässrige Essigsäurelösung

• Stoffklasse Basen � hydroxidhaltige Basen (Arrhenius) Basen sind Hydroxidverbindungen, die in wässriger Lösung hydratisierte OH- - Ionen bzw. OH-(aq) bilden. Wichtige Basen

Oxid Reaktion mit Wasser Base Wässrige Lösung

Na2O(s) Na2O + H2O � 2 NaOH Natriumhydroxid Natronlauge

K2O(s) K2O + H2O � 2 KOH Kaliumhydroxid Kalilauge

CaO(s) CaO + H2O � Ca(OH)2 Calciumhydroxid Kalkwasser

BaO(s) BaO + H2O � Ba(OH)2 Bariumhydroxid Barytwasser

Hydroxidbildende Basen !? NH3(g) + H2O NH4

+(aq) + OH-(aq)

Säurebildung mit Nichtmetalloxid Polare kovalente H–O–X-Bindung

S O O O–S–O +

H2SO3

H–O–H Basenbildung mit Metalloxid Ionische HO-M-Bindung (geladene Ionen)

Ca2+O2- HO- Ca2+ OH- + Ca(OH)2

HO– H

δ+ δ-

δ– -

δ+

δ+ +

δ–

O

H

H

-

+

Oxide führen zur Spaltung von Wasser. Die chemischen Eigenschaften des Reaktions- produktes hängen von der Art des Oxides ab.

• Stoffklasse Salze (Arrhenius)

Salze sind Ionenverbindungen, die aus Metallion (Kation der Base) und Anion (Säurerest) zusammengesetzt sind. Sie entstehen durch Neutralisation von Arrhenius-Säuren und -Basen.

H2O Na2SO4 � 2 Na+ + SO4

2-

H2O 2 NaOH + H2SO4 � Na2SO4 + 2 H2O

Name und Formel von Salzen Ersatz des Wasserstoffs in Säuren durch Metallionen Name Kation Anion Salz (Ionenverbindung) Kaliumsulfat K+ SO4

2-

Magnesiumchlorid Mg2+ Cl-

Calciumhydrogencarbonat Ca2+ HCO3

- Calciumphosphat Ca2+ PO4

3-

Kupfer(II)-carbonat Cu2+ CO3

2-

Aluminiumnitrat Al3+ NO3

-

• Das Ionenprodukt des Wassers Anwendung des Massenwirkungsgesetzes auf die Autoprotolyse des Wassers

H2O + H2O H3O+ + OH- bzw.

H2O H+ + OH- L/mol108,1)OH(c

)OH(c)H(cK 16

2c

−−+

⋅=⋅=

In reinem Wasser und in verdünnten wässrigen Lösungen (T = 25 °C) ist c(H2O) annähernd konstant:

L/mol34,55mol/g015,18

L/g04,997MVM

mVn

)OH(c 2 ==ρ=⋅

==

Kc ⋅ c(H2O) = KW = c(H+) ⋅ c(OH-)

Für reines Wasser bei 25 °C gilt: KW = 1 ⋅ 10-14 mol2/L2

� c(H+) = c(OH-) = 1 ⋅ 10-7 mol/L1)

1 L =

55,3 mol

1) Nur 1,8 µg/L H2O sind in 0,1 µg/L H+ und 1,7 µg/L OH- zerfallen!

Struktur des Oxonium-Ions

Oxonium-Ion H3O

+

Hydratisiertes Oxonium-Ion H9O4+

Protonen liegen nie "nackt" vor!

Grotthuß-Mechanismus (1806)

� Protonenwanderung durch Umorientierung von H-Brücken

� hohe elektrische Leitfähigkeit

H

HO

H HO

H

H

OH

OH H

+

+

H HO

H

+H+ + H O H

• Protonenkonzentration und pH-Wert

Konzentration c(H+) c(OH-)

reines Wasser 10-7 mol/L 10-7 mol/L

saure Lösung > 10-7 mol/L < 10-7 mol/L

basische Lösg. < 10-7 mol/L > 10-7 mol/L

Ionenprodukt c(H+) ⋅ c(OH-) = 10-14 mol2/L2

1) pH nach lat.: Pondus hydrogenii - Gewicht des Wasserstoffs

Definition des pH-Wertes1)

L/mol)H(c

lgpH+

−=

pOH-Wert

L/mol)OH(c

lgpOH−

−=

pH + pOH = pKw = 14

Reines Wasser hat einen pH-Wert von 7, ist also neutral. In der Praxis hat Wasser aber einen pH-Wert zwischen 5 und 7, da es ohne gelöste Stoffe nicht vorkommt. Lässt man Wasser an der Luft stehen, löst sich CO2 aus der Luft und erniedrigt den pH-Wert.

pH-Wert-Skala

10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 100 mol/L

100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 mol/L

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

sauer neutral alkalisch

c(OH-)

pH

c(H+)

H+-Konzentration und pH-Wert wässriger Lösungen

Lösung c(H+) / mol ⋅ L-1 pH-Wert

Salzsäure, 1 mol ⋅ L-1 1 0,0

Magensaft 4 ⋅ 10-2 1/25 1,4

Zitronensaft 8 ⋅ 10-3 1/125 2,1

Orangensaft 1,6 ⋅ 10-3 2,8

Wein 3 ⋅ 10-4 3,5

Tomatensaft 8 ⋅ 10-5 4,1

Scharzer Kaffee 1 ⋅ 10-5 5,0

Urin 1 ⋅ 10-6 6,0

Regenwasser 3 ⋅ 10-7 6,5

Milch 1,3 ⋅ 10-7 6,9

Reines Wasser (24 °C) 1 ⋅ 10-7 7,0

Blut 4 ⋅ 10-8 7,4

Backpulver 3,2⋅ 10-9 8,5

Boraxlösung 6,3 ⋅ 10-10 9,2

Kalkwasser 3,2 ⋅ 10-11 10,5

Ammoniaklösung (6 %) 1,3 ⋅ 10-12 11,9

Natronlauge, 1 mol ⋅ L-1 1 ⋅ 10-14 14,0

Welchen pH-Wert besitzt ein Wasser mit einer Konzentration c(H+) = 3,82 ⋅ 10-10 mol/L? pH = - lg c(H+) Berechnen Sie die Konzentration an H+-Ionen in einem industriellen Abwasser. Der pH-Wert beträgt 4,5. 4,5 = - lg c(H+)

Berechnen Sie den pH-Wert einer gesättigten Ca(OH)2-Lösung (Kalkwasser,

L(20 °C) = 1,26 g ⋅ L-1) Ca(OH)2 � Ca2+ + 2 OH-

• Säure-Base-Theorie nach Brønstedt (1923)

Eine Säure ist eine Substanz, die Protonen abgeben kann � Protonen- donator

Eine Base ist eine Substanz, die Protonen aufnehmen kann � Protonen- akzeptor

Eine Säure-Base-Reaktion bzw. Protolyse ist die Übergabe eines Protons der Säure an die Base. Daran sind stets zwei konjugierte Säure-Base-Paare beteiligt. Ein konjugiertes (korrespondierendes) Säure-Base-Paar ist durch Aufnahme bzw. Verlust eines Protons verbunden.

Substanzen wie H2O, die sowohl als Säure wie auch als Base auftreten können, sind amphoter.

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-

Säure 1 Base 2 Säure 2 Base 1

H2O + CH3COO- CH3COOH + OH-

Säure 1 Base 2 Säure 2 Base 1

Interpretation der Autoprotolyse nach Brønstedt

H2O + H2O H3O+ + OH-

Säure 1 Base 2 Säure 2 Base 1

Stärke von Brønstedt-Säuren und -Basen

Säurestärke: Tendenz Protonen abzugeben

Basestärke: Tendenz Protonen aufzunehmen

HCl + H2O � H3O+ + Cl-

Säure 1 Base 2 Säure 2 Base 1

HCl ist eine stärkere Säure als H3O+ und besitzt eine größere Tendenz als

H3O+, Protonen abzugeben. Das Gleichgewicht liegt vollständig auf der

rechten Seite.

Je stärker eine Säure, um so schwächer ist ihre konjugierte Base (und umgekehrt).

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-

Säure 1 Base 2 Säure 2 Base 1

H3O+ ist eine stärkere Säure als CH3COOH. Das Gleichgewicht liegt weit auf

der linken Seite. Ebenfalls ist CH3COO- stärker basisch als H2O.

Es werden stets die schwächere Säure und Base bevorzugt gebildet.

Stärke Säure Base Stärke

HCl Cl-

H3O+ H2O

CH3COOH CH3COO-

H2O OH-

Stärke von Säuren H–X abhängig von � der Größe von X: HCl < HBr < HI

Je größer Bindungspartner X , um so leichter H+ abtrennbar � der Polarität der HCl > H2S > PH3 H–X-Bindung:

Je polarer die H–X-Bindung, um so leichter H+ ab- trennbar Das gilt prinzipiell ebenso für sauerstoffhaltige Säuren H–O–Y.

Säurebildung (I) und Protolyse (II)

Polare kovalente H–O–X-Bindung

S O O O–S–O + I

H–O–H Bindungsspaltung H –O–S–O unter Protolyse II +

H–O–H Säure ∆ (H–O) = 1,4 > ∆ (O–S) = 1,0

HSO3 H–O–H

δ– -

δ+

δ+ +

δ–

O

χ

δ+ δ–

χ

δ-

+

-

+

H

+

δ–

H

H

- +

+

O

H

-

Säuredissoziationskonstante KS HA(aq) + H2O H3O

+(aq) + A-(aq)

K = )OH(c)HA(c

)A(c)OH(c

2

3

⋅⋅ −+

Mit c(H2O) = konstant und c(H3O

+) = c(H+) folgt

KS = K ⋅ c(H2O) = )HA(c

)A(c)H(c −+ ⋅

pKS = - lg KS

Berechnung des pH-Wertes von Säuren in wässriger Lösung HA(aq) + H2O H3O

+(aq) + A-(aq) c0 0 0 c(HA) = c0 - c(H

+) c(H+) c(H+)

)H(cc

)H(c)HA(c

)A(c)H(cK

0

2

S +

+−+

−=⋅= � 0 = c2(H+) + KS c(H

+) - KS c0

Eq

A

0S

2SS cK4

K

2

K)H(c ++=+ -

pH = - lg c(H+)

I pH-Wert schwacher Säuren � gute Näherung für pKS > 4 HA(aq) + H2O H3O

+(aq) + A-(aq) c0 0 0 c(HA) ≈ c0 c(H+) c(H+) � Es gilt c0 >> c(H+) bzw. c(HA) = c0 - c(H

+) ≈ c0

0

2

S c)H(c

)HA(c)A(c)H(c

K+−+

=⋅=

1)Ch. E. Mortimer, U. Müller, Chemie – Das Basiswissen der Chemie, 8. Aufl., Thieme Verlag, Stuttgart

0S cK)H(c ⋅=+

)clgpK(21

pH 0s −=

Eq

A

II pH-Wert starker Säuren � gute Näherung für pKS < - 1 HA(aq) � H+(aq) + A-(aq) c0 0 0 c(HA) = 0 c0 c0 � Kein chemisches Gleichgewicht, es gilt c(H+) = c0(HA)

pH = - lg c0

A

Eq

Berechnen Sie den pH-Wert von Salzsäure mit der Konzentration von c(HCl) = 0,1 mol/L. Gegeben: pKS(HCl) < - 1,74 HCl (aq) � H+(aq) + Cl-(aq) Welchen pH-Wert hat eine CH3COOH-Lösung der Konzentration 0,1 mol/L? Gegeben: pKS(CH3COOH) = 4,75 CH3COOH(aq) H+ (aq) + CH3COO-(aq)

Protolysegrad α von Säuren � s. 1.2 Neben dem pKS-Wert dient der Protolysegrad α zur Charakterisierung des Umfangs einer protolytischen Reaktion. HA H+ + A-

Die wässrige Lösung der schwachen Säure CH3COOH der Konzentration 0,1 mol ⋅ L -1 hat den pH-Wert von 2,88. Wie viel % der gelösten Säuremoleküle sind ionisiert? CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO-(aq)

c0 = 0,1 mol ⋅ L-1 c(H+) = 10-pH = 0,0013 mol ⋅ L-1

α = MolekülenannnzentratioAusgangsko

MolekülertenprotolysiederionKonzentrat α =

00 c)A(c

c)H(c −+

=

Basenkonstante KB A-(aq) + H2O HA(aq) + OH-(aq)

K = )OH(c)A(c

)OH(c)HA(c

2⋅⋅

−

−

Mit c(H2O) = konstant folgt

)A(c

)OH(c)HA(c)OH(cKK 2B −

−⋅=⋅=

pKB = - lg KB

Berechnung des pH-Wert von Basen in wässriger Lösung

A-(aq) + H2O HA(aq) + OH-(aq) c0 0 0 c(A-) = c0 - c(OH-) c(OH-) c(OH-)

)OH(cc

)OH(c

)A(c

)OH(c)HA(cK

0

2

B −

−

−

−

−=⋅= � 0 = c2(OH-) + KB c(OH-) - KB c0

Eq

A

0B

2BB cK4

K2

K)OH(c ++=− -

pOH = - lg c(OH)

pH = 14 - pOH

I pH-Wert schwacher Basen � gute Näherung für pKB > 4 A-(aq) + H2O HA(aq) + OH-(aq) c0 0 0 c(A-) ≈ c0 c(OH-) c(OH-) � Es gilt c0 >> c(OH-) bzw. c(A-) = c0 - c(OH-) ≈ c0

0

2

B c)OH(c

)A(c

)OH(c)HA(cK

−

−

−=⋅=

c(OH-) = 0B cK ⋅

)clgpK(21

pOH 0B −=

pH = 14 - pOH

Eq

A

II pH-Wert starker Basen (Metallhydroxide) � gute Näherung für pKB < - 1 MOH(aq) � M+(aq) + OH-(aq) c0 0 0 c(MOH) = 0 c0 c0

� Kein chemisches Gleichgewicht, es gilt c(OH-)= c0(MOH)

pOH = - lg c0

pH = 14 - pOH

Eq

A

Berechnen Sie den pH-Wert einer Natronlauge der Konzentration c(NaOH) = 0,5 mol/L! Gegeben: pKB(OH-) = - 1,74 NaOH(aq) � Na+(aq) + OH-(aq)

Welchen pH-Wert hat eine NH3-Lösung der Konzentration 0,5 mol/L?

Gegeben: pKB(NH3) = 4,75 NH3(aq) + H2O NH4

+(aq) + OH-(aq)

Basenbildung (I) und Dissoziation/Hydratation (II) Ionische HO-M-Bindung (geladene Ionen)

Ca2+O2- Ca(OH)2

I + HO- Ca2+ OH-

HO– H Bindungsspaltung HO- Ca2+ OH-

(Dissoziation) II H–O–H ∆ (H–O) = 1,4 < ∆ (OCa) = 2,5 Base Ca2+

H–O H–O–H H–O–H O–H

δ+

χ

χ

+

δ+

-

δ-

-

Einteilung der Säure-/Basenstärke anhand des pKS-/pKB-Wertes

pKS Säure korresp. Base pKB

HClO4 ClO4-

HI I-

HCl Cl-

vollständige Protonen-abgabe

H2SO4 HSO4-

keine Protonen- aufnahme

- 1,74 H3O+ H2O

15,74 - 1,32 HNO3 NO3

- 15,32 1,81 H2SO3

HSO3- 12,19

1,92 HSO4- SO4

2- 12,08 2,13 H3PO4 H2PO4

- 11,87 2,22 [Fe(H2O)6]

3+ [Fe(OH)(H2O)5]2+ 11,78

3,14 HF F- 10,86 3,35 HNO2 NO2

- 10,65 3,75 HCOOH HCOO- 10,25 4,75 CH3COOH CH3COO- 9,25 4,85 [Al(H2O)6]

3+ [Al(OH)(H2O)5]2+ 9,15

6,52 H2CO3 HCO3- 7,48

6,92 H2S HS- 7,08 7,00 HSO3

- SO32- 7,00

7,20 H2PO4- HPO4

2- 6,80 9,25 NH4

+ NH3 4,75 9,40 HCN CN- 4,60 10,40 HCO3

- CO32- 3,60

12,36 HPO42- PO4

3- 1,64 13,00 HS- S2- 1,00 15,74 H2O OH- - 1,74

C2H5OH C2H5O-

NH3 NH2-

OH- O2-

keine Protonen- abgabe

H2 H-

vollständige Protonen- aufnahme

Säuren/Basen kleinem pKS-/pKB-Wert sind stark.

Säur

estä

rke

nim

mt

zu B

asenstärke nim

mt zu

Nivellierender Effekt In wässrigen Lösungen dissoziieren starke Säuren und starke Basen vollständig zu H3O

+- bzw. OH-- Ionen. So lassen sich z. B. die unter- schiedlichen Säurestärken von Chlorwasserstoff- und Perchlorsäure in Wasser nicht mehr anhand des pH-Wertes unterscheiden. Man spricht vom nivellierenden Effekt des Wassers.

Um auch sehr starke Säuren bezüglich der Säurestärke unterscheiden zu können, bestimmt man Gleichgewichtskonstanten in nichtwässrigen Lösungen und überträgt diese annäherungsweise auf das Lösungsmittel Wasser.

pKS-/pKB-Wert als Maß für die Säure-/Basenstärke

Mehrprotonige Säuren

Näherung für Berechnungen starke Säuren/Basen: pKS/pKB < - 1

mittelstarke Säuren/Basen: pKS/pKB < 4 schwache Säuren/Basen: pKS/pKB > 4

In der Regel ist pKS2 - pKS1 ≥ 4 �

Für c(H+) bzw. pH-Wert der wässrigen Lösung braucht mit guter Näherung nur die erste Protolysestufe berücksichtigt werden (Ausnahme H2SO4)!

KS und KB eines konjugierten Säure-Base-Paares

KS ⋅ KB = Kw = 1 ⋅ 10-14 mol2/L2

pKS + pKB = pKw = 14

Beispiel pKS

H3PO4 H+ + H2PO4- 2,13

H2PO4- H+ + HPO4

2- 7,20

HPO4- H+ + PO4

3- 12,36

pH-Werte von Salzen Na+Cl- Salze reagieren in wässriger Lösung neutral, wenn Kation und Anion nicht unter Protolyse reagieren. NH4

+Cl- NH4+ wirkt gegenüber Wasser als Protonendonator (Säure)

NH4+ + H2O NH3 + H3O

+

Cl- ist so schwach basisch, dass es nicht mit Wasser reagiert. Na+CH3COO- CH3COO- wirkt gegenüber Wasser als Protonenakzeptor (Base)

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

Na+ (Li+, K+, Ca2+, Ba2+) reagiert nicht mit Wasser.

Allgemein Kation und Anion pH-Wert

pKS = pKB neutral (pH = 7)

pKS < pKB sauer (pH < 7)

pKS > pKB basisch (pH > 7)

Wie reagiert eine NH4Cl-Lösung? Berechnen Sie den pH-Wert einer NH4Cl- Lösung der Konzentration c(NH4Cl) = 0,3 mol/L! NH4

+(aq) + H2O NH3(aq) + H3O+(aq)

pKS(NH4

+) = 9,25, pKB(Cl-) = > 15,74 � Lösung reagiert sauer Wie reagiert eine NaCH3COO-Lösung? Berechnen Sie den pH-Wert einer NaCH3COO-Lösung der Konzentration c(NaCH3COO) = 0,3 mol/L! CH3COO-(aq) + H2O CH3COOH(aq) + OH-(aq) pKB(CH3COO-) = 9,25, pKS[Na(H2O)6]

+ > 15,74 � Lösung reagiert basisch

Amphotere Anionen (Ampholyte)

pKS Säure korresp. Base pKB

HClO4 ClO4-

HI I-

HCl Cl-

vollständige Protonen-abgabe

H2SO4 HSO4-

keine Protonen- aufnahme

- 1,74 H3O+ H2O

15,74 - 1,32 HNO3 NO3

- 15,32 1,81 H2SO3

HSO3- 12,19

1,92 HSO4- SO4

2- 12,08 2,13 H3PO4 H2PO4

- 11,87 2,22 [Fe(H2O)6]

3+ [Fe(OH)(H2O)5]2+ 11,78

3,14 HF F- 10,86 3,35 HNO2 NO2

- 10,65 3,75 HCOOH HCOO- 10,25 4,75 CH3COOH CH3COO- 9,25 4,85 [Al(H2O)6]

3+ [Al(OH)(H2O)5]2+ 9,15

6,52 H2CO3 HCO3- 7,48

6,92 H2S HS- 7,08 7,00 HSO3

- SO32- 7,00

7,20 H2PO4- HPO4

2- 6,80 9,25 NH4

+ NH3 4,75 9,40 HCN CN- 4,60 10,40 HCO3

- CO32- 3,60

12,36 HPO42- PO4

3- 1,64 13,00 HS- S2- 1,00 15,74 H2O OH- - 1,74

C2H5OH C2H5O-

NH3 NH2-

OH- O2-

keine Protonen- abgabe

H2 H-

vollständige Protonen- aufnahme

Säur

estä

rke

nim

mt

zu B

asenstärke nim

mt zu

Bestimmte Anionen der Hydrogensalze können sowohl als Säuren als auch als Basen reagieren (Ampholyte).

pH-Wert von Hydrogencarbonat Amphotere Anionen (Ampholyte) wie HCO3

- sind stärkere Säuren und stärkere Basen als neutrale Wassermoleküle!

I HCO3

- H+ + CO32- pKS = 10,4

II HCO3

- + H2O [H2CO3] + OH- pKB = 7,48

III H+ + OH- H2O

IV 2 HCO3- CO3

2- + CO2 + H2O Autoprotolyse von HCO3-

pKB < pKS � Lösung reagiert basisch

• Pufferlösungen

Henderson-Hasselbalch-Gleichung (1916) HA H+ + A-

)HA(c

)A(c)H(cKS

−+ ⋅= bzw. )A(c

)HA(cK)H(c S −

+ ⋅=

Wirksame Pufferlösungen mit Stoffmengenverhältnis

110

bis101

)A(c

)HA(c =− pH = pKS ± 1

)A(c

)HA(clgpKpH S −−=

Eine Pufferlösung besteht aus einer schwachen Säure und ihrer konjugierten Base.

Pufferlösungen halten den pH-Wert bei Zugabe von begrenzten Mengen Säure oder Base weitgehend konstant.

Für c(HA) = c(A-) gilt:

pH = pKS

Eine Pufferlösung enthält 1,00 mol ⋅ L-1 CH3COOH und 1,00 mol ⋅ L-1 NaCH3COO. Der pKS-Wert von CH3COOH beträgt 4,75 (Gleichgewichtskonzen- trationen!).

1) Welchen pH-Wert hat die Pufferlösung?

75,400,100,1

lg75,4pH =−=

2a) Welchen pH-Wert hat die Pufferlösung nach Zugabe von 0,1 mol/L HCl (pH = 1)?

CH3COO- + H+ � CH3COOH

66,4)1,000,1()1,000,1(

lg75,4pH =−+−=

2a) Welchen pH-Wert hat die Pufferlösung nach Zugabe von 0,1 mol/L NaOH (pH = 13)?

CH3COOH + OH- � CH3COO- + H2O

84,4)1,000,1()1,000,1(

lg75,4pH =+−−=

)Säure(c)A(c

)Säure(c)HA(clgpKpH S −

+−= −

)Base(c)A(c

)Base(c)HA(clgpKpH S +

−−= −