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Zusammenfassung

Das ganze Kapitel auf einen Blick — vom Protonenübergang bis zur Pufferkapazität, mit allen Formeln für die Klausur.

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Säuren und Basen nach Brønsted

Säure-Base-Reaktionen sind Protonenübergänge; Säure und Base sind Rollen, keine Stoffklassen (3.1.1–3.1.4).

Brønsted-Konzept (3.1.1)

Säure = Protonendonator, Base = Protonenakzeptor mit freiem Elektronenpaar; das Bindungselektronenpaar bleibt beim Donator.

\(\ce{HA + B}\) \(\ce{-> A- + HB+}\)

Korrespondierende Paare (3.1.2)

Zwei Teilchen, die sich um genau ein Proton unterscheiden; jede Protolyse koppelt zwei Paare. Ampholyte: H₂O, HCO₃⁻, HSO₄⁻.

\(\ce{S1 + B2 <=> B1 + S2}\)

Oxonium und Hydroxid (3.1.3)

In Wasser gibt es kein freies H⁺: H₃O⁺ trägt die sauren, OH⁻ die alkalischen Eigenschaften; Formalladung O: +1 bzw. −1.

\(\ce{H3O+ + OH-}\) \(\ce{-> 2 H2O}\)

Mehrprotonige Säuren (3.1.4)

Protonen gehen stufenweise über; jede Stufe ist schwächer, weil das Proton von einem negativeren Teilchen gelöst werden muss.

\(\mathrm{p}K_{\mathrm{S}1} < \mathrm{p}K_{\mathrm{S}2} < \mathrm{p}K_{\mathrm{S}3}\)
Protolyse
\(\ce{HA + H2O}\) \(\ce{<=> A- + H3O+}\)
Paare: HA/A⁻ und H₃O⁺/H₂O — ein Paar steht nie auf derselben Seite des Pfeils.

Dissoziation ist keine Protolyse

NaOH liefert OH⁻ durch Lösen des Ionengitters; bei NH₃ entsteht OH⁻ erst durch Protonenübergang von H₂O auf NH₃.

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pH-Wert und Säurestärke

Aus der Autoprotolyse folgt die pH-Skala; KS und KB messen die Stärke, α und Näherungsformeln liefern den pH-Wert (3.2.1–3.2.6).

Autoprotolyse (3.2.1)

Wasser protolysiert sich selbst, sehr wenig und endotherm; KW gilt in jeder wässrigen Lösung und steigt mit T.

\(K_\mathrm{W} = c(\ce{H3O+}) \cdot c(\ce{OH-}) = 10^{-14}\,\text{mol}^2/\text{L}^2\)

pH-Wert (3.2.2)

Negativer dekadischer Logarithmus des Zahlenwerts; eine Stufe = Faktor 10. Neutral bei 25 °C: pH 7.

\(\mathrm{pH} = -\lg c(\ce{H3O+})\), \(\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14\)

KS und KB (3.2.3)

MWG der Protolyse, c(H₂O) in die Konstante gezogen. Je kleiner pKs, desto stärker die Säure und desto schwächer ihre Base.

\(\mathrm{p}K_\mathrm{S} + \mathrm{p}K_\mathrm{B} = 14\)

Stark und schwach (3.2.4)

Starke Säuren (pKs < 0) protolysieren vollständig; bei schwachen steigt α beim Verdünnen (Ostwald).

\(K_\mathrm{S} = \dfrac{\alpha^2 c_0}{1 - \alpha}\)

pH berechnen (3.2.5)

Stark: pH = −lg c₀. Schwach: Näherung, wenn α < 5 %, sonst quadratische Gleichung. Basen über pOH.

\(\mathrm{pH} = \tfrac12(\mathrm{p}K_\mathrm{S} - \lg c_0)\)

Salzlösungen (3.2.6)

Anionen schwacher Säuren → alkalisch; NH₄⁺, Metall-Aqua-Ionen → sauer; Ampholyte: KS gegen KB.

\(\mathrm{pH} \approx \tfrac12(\mathrm{p}K_{\mathrm{S}1} + \mathrm{p}K_{\mathrm{S}2})\)
Säurekonstante (3.2.3)
\(K_\mathrm{S} = \dfrac{c(\ce{H3O+}) \cdot c(\ce{A-})}{c(\ce{HA})}\)
\(\mathrm{p}K_\mathrm{S} = -\lg K_\mathrm{S}\); KS hängt nur von Säure und Temperatur ab, nicht von c₀.

Stärke ist nicht gleich pH-Wert

Der pH-Wert hängt von pKs und c₀ ab — eine verdünnte starke Säure kann einen höheren pH-Wert haben als eine konzentrierte schwache.

3

Titrationen und Indikatoren

Die Maßanalyse bestimmt Konzentrationen; die Titrationskurve zeigt Äquivalenz- und Halbäquivalenzpunkt, Indikatoren machen den Sprung sichtbar (3.3.1–3.3.5).

Titration (3.3.1)

Maßlösung aus der Bürette bis zum Farbumschlag; an der Meniskus-Unterkante ablesen, mehrfach titrieren. Stöchiometrie beachten.

\(c_\mathrm{Probe} = \dfrac{c_\mathrm{Maß} \cdot V_\mathrm{Maß}}{V_\mathrm{Probe}}\)

Titrationskurven (3.3.2)

pH gegen V: starke Säure mit großem Sprung um pH 7; schwache Säure höherer Start, Pufferbereich, kleinerer Sprung im Alkalischen.

ÄP = Wendepunkt im Sprung (Tangentenverfahren)

ÄP und HÄP (3.3.3)

Am ÄP liegt nur die korrespondierende Base vor (Verdünnung beachten); am HÄP ist c(HA) = c(A⁻).

\(\mathrm{pH}(\text{HÄP}) = \mathrm{p}K_\mathrm{S}\)

Indikatorwahl (3.3.4)

Umschlagsbereich im Sprung, möglichst um pH(ÄP): schwache Säure → Phenolphthalein, schwache Base → Methylrot.

Methylrot 4,4–6,2 · BTB 6,0–7,6 · PP 8,2–10,0

Indikatoren als Säuren (3.3.5)

HInd und Ind⁻ haben verschiedene Farben; das Verhältnis ändert sich je pH-Stufe um den Faktor 10.

\(\mathrm{pH} \approx \mathrm{p}K_\mathrm{S}(\ce{HInd}) \pm 1\)
Äquivalenzpunkt
\(n(\ce{OH-}) = n_0(\ce{HA})\)
pH(ÄP) aus der Salzlösung: \(c(\ce{A-}) = n_0 : (V_\text{Probe} + V_\text{ÄP})\), \(\mathrm{p}K_\mathrm{B} = 14 - \mathrm{p}K_\mathrm{S}\).

Titriert wird die gesamte Säure

Schwache und starke Säure gleicher Stoffmenge verbrauchen gleich viel Lauge — die schwache Säure protolysiert während der Titration nach.

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Pufferlösungen

Eine schwache Säure und ihre korrespondierende Base fangen H₃O⁺ und OH⁻ ab; die Henderson-Hasselbalch-Gleichung liefert pH, Bereich und Kapazität (3.4.1–3.4.3).

Pufferreaktionen (3.4.1)

A⁻ fängt H₃O⁺ ab, HA fängt OH⁻ ab; nur das Verhältnis ändert sich. Beispiele: Acetat-, Ammonium-, Phosphat-, Blutpuffer.

\(\ce{CH3COO- + H3O+}\) \(\ce{-> CH3COOH + H2O}\)

Henderson-Hasselbalch (3.4.2)

Erst Reaktion (Stoffmengen), dann Gleichung; Verdünnen ändert das Verhältnis und damit den pH-Wert nicht.

\(\dfrac{n(\ce{A-})}{n(\ce{HA})} = 10^{\,\mathrm{pH} - \mathrm{p}K_\mathrm{S}}\)

Pufferbereich (3.4.3)

Zwischen den Verhältnissen 1 : 10 und 10 : 1; System mit pKs nahe am Ziel-pH wählen.

\(\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_\mathrm{S} \pm 1\)

Pufferkapazität (3.4.3)

Stoffmenge H₃O⁺ bzw. OH⁻ bis zum Rand des Pufferbereichs; wächst mit der Konzentration, sinkt beim Verdünnen.

\(x_\text{max} = \dfrac{10\,n_0(\ce{HA}) - n_0(\ce{A-})}{11}\)
Henderson-Hasselbalch-Gleichung
\(\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_\mathrm{S} + \lg \dfrac{c(\ce{A-})}{c(\ce{HA})}\)
Bei c(A⁻) = c(HA) gilt pH = pKs — wie am Halbäquivalenzpunkt.

Bereich und Kapazität trennen

Der Pufferbereich hängt nur vom pKs ab, die Kapazität von den Stoffmengen: Ein konzentrierterer Puffer hat denselben Bereich, hält aber länger.