4.2 Protolysen II Brönsted, Neutralisation, Säurestärke
 

Fassen wir die Ergebnisse der von uns analysierten Protolysen zusammen, stellen wir fest, daß bei einem proteolytischen Vorgang immer Säuren und Basen zugleich auftreten. Der eine Partner gibt das Proton ab, der andere nimmt es auf. Das aus einer Säure entstehende Säurerestion ist jedoch prinzipiell fähig unter bestimmten Bedingungen wieder ein Proton aufzunehmen (zurück zu reagieren).
Space Brönsted bezeichnete bezeichnete deshalb die Säure als konjugierte Säure zu seinem Säurerestion und das Säurerestion als konjugierte Base zu seiner Säure. Es gibt also in Protolysen immer konjugierte Säure-Base Paare.

Dasselbe gilt für basische Reaktionen. Bei der Reaktion von Ammoniak mit Wasser Abb. 4.13 stellt NH3 die Brönsted-Base dar und ist die konjugierte Base zum Ammoniumion NH4+. Wasser ist die konjugierte Säure zu H3O+.
Auf diese Weise ist klar definiert, ob ein Stoff als Säure oder Base reagieren kann, gleich ob man ihn als typische Säure sonst kennt.

Man kann deshalb auch eine allgemeine Gleichung für Protolysen aufstellen. Bezeichnen wir eine Säure als HA und eine Base als B, ergibt sich folgende Gleichung:


Neutralisation
Reagiert allgemein eine Säure mit einer Base spricht man von einer
Neutralisation. Meist entsteht dabei ein Salz und Wasser und das Produkt ist neutral.

Eine Neutralisation wäre z.B.


Säurestärke - Basenstärke

Die Fähigkeit der Säuren und Basen Protonen abzugeben bzw. aufzunehmen unterscheidet sich beträchtlich. Sie hängt bei Säuren unter anderem davon ab, wie stark polarisiert die Bindung zum Wasserstoff ist. Je polarer diese Bindung ist, je stärker ist die Säure.



Mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes können wir diese Säurestärke bzw. Basenstärke genau definieren und berechnen.

Man definiert die Säurestärke als Fähigkeit einer Säure, ein Proton an ein Wassermolekül abzugeben, gemessen durch den Wert der Gleichgewichskonstanten dieser Reaktion.
Je größer der Wert dieser Gleichgewichtskonstante, desto stärker die Säure.
Betrachten wir folgende Reaktionen:

Die Gleichgewichtskonstante der Dissoziation von Chlorwasserstoff in Wasser ist weit größer als 1000, d.h. das Gleichgewicht liegt praktisch vollständig auf der Produktseite; alle HCl-Moleküle haben ihr Proton an Wassermoleküle abgegeben.
Bei der Dissoziation ist die Gleichgewichtskonstante kleiner 1 und dies bedeutet eine recht große Rückreaktion. Viele HF-Moleküle sind de facto undissoziiert.

Deshalb ist Chlorwasserstoffsäure ( = Salzsäure) eine starke Säure und Fluorwasserstoffsäure ( = Flußsäure) eine schächere Säure.

Löst man 1 Mol HCl in Wasser , erhält man 1 Mol H3O+-Ionen. Löst man 1 Mol HF in Wasser ergeben sich nur 0,03 Mol H3O+, 0,97 Mol bleiben undissoziiert. (Die Ursache ist u.a. der geringe Atomradius von F im Vergleich zu den anderen Halogenen Cl, Br und I. Die Säurestärke steigt mit dem Atomradius)
Formulieren wir das Massenwirkungsgesetz für saure und basische Reaktionen:

Die Säurekonstante oder auch Dissoziationskonstante einer Säure bzw. einer Base gibt das Maß der Dissoziation einer Säure (Base) in Wasser an und damit ihre Stärke. Starke Säuren besitzen eine hohe Säurekonstante (bis > 10), schwach dissoziierte Säuren eine niedrige Säurekonstante.

Für Ks x KB gilt: Ks x KB =[ H3O+] x [OH- ] = 10-14

Um die gleiche Notation wie beim pH-Wert verwenden zu können, rechnet man die Säuren- und Basenstärken auf dieselbe Weise um und bezeichnet den umgerechneten Wert der Säurestärke als pkS- bzw. der Basenstärke als pKB-Wert:

Diese Berechnungen gelten alle für verdünnte Lösungen!

Alle Angaben für 25°C

Allgemeine Formulierung:

 

Salze als konjugierte Basen
(oder Säuren)

Bei der Dissoziation in Wasser werden die Ionen aufgetrennt.

NaCl(s) <=>Na + (aq) + Cl (aq)
Mg(NO2 )2 (s) <=>
Mg 2+ (aq) + 2 NO 2 – (aq)

Viele dieser Lösungen zeigen basisches oder saures Verhalten. Sie wirken als konjugierte Brönsted-Basen oder -Säuren.
Bei der Dissoziation von NaCl sind 3 Gleichgewichte aktiv:

H2O +H2O <=> H3O+ + OH-
Na+ + 2H2O <=> H3O+ + NaOH
Cl- + H2O <=> HCl + OH-

z.B. Na + , ist die konjugierte Säure der starken Base Natriumhydroxid. Das Na+-Ion hat deshalb ein K a < 1 10 –14 Mol/l und ist eine schwächere Säure als Wasser. Deshalb zeigt es kein saures Verhalten in Wasser.

Abb. 4.13
konjugierte
Säure-Base-Paare

Abb.4.14
Allg. Protolysengleichung


 

 

 

 

 

Abb. 4.15
Neutralisation

 

 

 

 

 

 

Abb. 4.16
Säuren mit unterschiedlicher Säurestärke
Berechnung
Die Magensäure hat einen pH von ca. 1,5. Wie hoch ist die molare Konzentration an H3O+ und OH- bei 25°C?

Lösung

[H3O] = 10 -1.5 = 3.2 x 10-2 Mol/l
Bei 25°C ist Kw = 10-14.

[OH-]= Kw/[H3O+]
= 10-14/3.2 x 10-2
=3,1 x 10-13 Mol/l

Abb.4.17
Chemische Aktivität

Unter der chemischen Aktivität einer Substanz versteht man die Menge die gerade reagiert. Sie hat die Einheit Mol/Liter

 

Abb.4.18
Dissoziation von HCl und HF in Wasser

 

Abb.4.19
Säurekonstante



Kohlensäure und Schwefelsäure sind zweiprotonige Säuren, Phosphorsäure eine dreiprotonige Säure.

Die Dissoziation der mehrprotonigen Säuren läuft in mehren Schritten ab. Bei der Kohlensäure dissoziiert zunächst ein Proton so daß ein Hydrogencarbonation als Säurerestion entsteht

Berechnungen

Berechnen Sie den pH-Wert einer 0.0115 M HCl Lösung?

Lösung:

Da die Chlorwasserstoffsäure eine starke Säure ist, dissoziiert sie vollständig, also alle 0,0115 M. Dadurch entstehen auch 0,0115 M H3O+. Deshalb ist der pH =

-log [0,0115] = 1,939.


Berechnungen

Berechnen Sie den pH-Wert einer 0.0815 M NaOH Lösung?

Lösung:

Da die Natronlauge eine starke Base ist, dissoziiert sie vollständig, also alle 0,085 M. Dadurch entstehen auch 0,0085 M H20. Da pH + pOH =14 ist der pH =

pOH = -log [0,085] = 1,0705
pH = 14 - 1,0705 = 12,929


Berechnungen

Berechnen Sie den pH-Wert einer 0.255 M NH4OH Lösung?

Lösung:
Der kB von NH4OH ist 1.78 E-5.

Massenwirkungsgesetz:

KB= [NH4+]x[OH-]/[NH4OH]

Das Hydroxidion ist im Überschuß vorhanden und das Ammoniumion existiert in gleicher Konzentration wie das OH--Ion. Deshalb kann man vereinfacht schreiben:

KB = [OH-]2 / [NH4OH]


[ OH- ] = 2.13 x 10- 3 M
pH = 11,328

 

 

 

Abb.4.20
verschiedene Säurestärken

 

Berechnungen

Berechnen Sie den pH-Wert einer 0.12 M Essigsäure-Lösung?

Lösung:

Ks = 1.74 E-5

Essigsäure ist eine schwache Säure. Deren Dissoziation im Gleichgewicht (Essigsäure -x) kann vernachlässigt werden


 

Weiterführende Quellen:

Allgemeine Stoff-Bibliothek:http://antoine.fsu.umd.edu/chem/senese/101/compounds/library.shtml
Datenbank mit pK-Werten: http://www.acdlabs.com/ oder http://chemfinder.cambridgesoft.com/

Säuren und Basen: http://alp.dillingen.de/projekte/cii/chempge/anorg/arb-bl/sre_bse.htm und http://www.shodor.org/unchem/basic/ab/ und http://www.uni-bayreuth.de/departments/ddchemie/umat/chlorsaeuren/chlorsaeuren.htm

Säurekonstante/Titration: http://www.fbv.fh-frankfurt.de/mhwww/ach-vorlesung/72Saeuren2.htm

chemische Experimente: http://www.dartmouth.edu/~chemlab/info/logistics/info.html und

Brönsted-Theorie: http://www.atomicarchive.com/main.shtml und http://ac16.uni-paderborn.de/lehrveranstaltungen/_aac/vorles/skript/kap_10/kap10_1/index.html

Titration: http://www.seilnacht.tuttlingen.com/Analyse/titrier.htm

Virtuelle Titration: http://www.cc.edu/~jtowell/Titration/titrate.html

3D-Molekülarchiv: http://www.nyu.edu/pages/mathmol/library/library.html

Maße: http://home.att.net/~numericana/answer/units.htm