LP S/B 4aM 94 Deckblatt - fdchemie [licensed for non ...fdchemie.pbworks.com/f/LP_S_B_Anleitung.docx · Web view2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola? 2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola?

Institut für Verhaltenswissenschaft

Säuren und Basen

Ein Leitprogramm in Chemie

Verfasst vonWalter Caprez, Manon GeijsenGilbert Hangartner, Rita OberholzerKathrin Ott, Albert Scheller, Daniel SuterHerausgeber: Walter Caprez, KS Im Lee, Winterthur

ETH-Leitprogramm „Säuren und Basen“6. Version Frühling 2001, Änderungen: November 2005 (Felix Ziegler, KS Rychenberg) und August 2006 & Juli 2007 (Matías Reinoso, KS Rychenberg), August 2011 (Matthias Beck, KS Rychenberg), Dezember 2011 (V12; Fachschaft Chemie, KS Rychenberg)

Stufe, SchulbereichGymnasium

Fachliche VorkenntnisseBindungslehre, Salze, mehratomige Ionen, Lewis-Formeln von mehratomigen Ionen und Carbonsäuren, chemisches Gleichgewicht.

Bearbeitungsdauer16 Lektionen für das Fundamentum (Kapitel 1-6). Das Kapitel 7 bildet das Additum für die schnellen Schülerinnen und Schüler. Sie sollten den ersten Kapiteltest spätestens am Ende der zweiten Lektion absolviert haben (Dauer ca. 15 Minuten). Als Richtwerte für die Bearbeitung der verschiedenen Kapitel gelten folgende Anzahl Lektionen:

Kapitel 1 2 3 4 5 6

Bearbeitungsdauer 2 3 3 3 3 2

Bewertung des LeitprogrammsIhre Leistungen in den Kapiteltests werden addiert und ergeben am Schluss eine Note mit dem Gewicht einer halben Prüfungsnote. Über den Stoff des Leitprogramms werden Sie eine reguläre Prüfung ablegen.

BezugsquelleWalter CaprezBüelrainstr. 508400 WinterthurTel./Fax 052 233 40 05

Die ETH-Leitprogramme sind ein Gemeinschaftsprojekt von Karl Frey und Angela Frey-Eiling (Initiatoren), Walter Caprez (Chemie), Hanspeter Dreyer (Physik), Werner Hartmann (Informatik), Urs Kirchgraber (Mathematik), Hansmartin Ryser (Biologie), Jörg Roth (Geographie), zusammen mit den Autorinnen und Autoren.

Dieses Projekt wurde durch die ETH Zürich finanziell unterstützt.

Zeichnungen von Lil Caprez

Diese Vorlage darf innerhalb derjenigen Schule, die sie käuflich erworben hat, für den Gebrauch im Unterricht nach Belieben kopiert werden. Nicht erlaubt ist die kommerzielle Verbreitung.

ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 2 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12

Übersicht

Übersicht über das LeitprogrammWorum geht es?

Säuren und Basen sind Gruppen von Stoffen, die im Alltag und in der Chemie eine wichtige Rolle spielen. Die Essigsäure im Speiseessig und die Zitronensäure in den Zitronen sind Ihnen bestens bekannt. Die Ameisensäure wird von den Ameisen zur Verteidigung benutzt und ist auch in den Brennnesseln enthalten. Basen kommen in vielen Putzmitteln und Seifen vor.

Wässerige Lösungen können mehr oder weniger sauer sein. Diesen „Säuregrad“ kann man experimentell leicht messen. Das Mass dafür ist der pH-Wert. Sie haben bestimmt schon Angaben des pH-Werts bei Duschmitteln gesehen.

Säuren und Basen besitzen entgegengesetzte Eigenschaften. Deshalb können sie sich in ihrer Wirkung aufheben. Sie neutralisieren sich. Solche Reaktionen bezeichnet man als Säure-Base-Reaktionen.

Wenn man eine Brausetablette ins Wasser gibt, findet eine Säure-Base-Reaktion statt. Auch beim Entfernen von Kalkrückständen mit Essig passieren solche Reaktionen.

Säure-Base-Reaktionen spielen also in der Chemie und in der Natur eine wichtige Rolle. Auch an Umweltproblemen sind diese Reaktionen beteiligt. Dies ist besonders bei der Entstehung und den Auswirkungen des sauren Regens der Fall.

Säuren und Basen haben unterschiedliche Stärken. Aus der Werbung ist Ihnen vielleicht bekannt, dass es Säuren gibt, mit denen man Kalkrückstände zwanzigmal schneller auflösen kann als mit Essig. Der Stärkegrad wird durch die Säurekonstante angegeben. Man kann mit ihrer Hilfe das Verhalten von Lösungen von Säuren und Basen vorhersagen.

So wichtig Basen und Säuren sind, so gefährlich können sie sein. Sie wirken ätzend auf unsere Haut. Sie kennen das von der Ameisensäure in den Brennnesseln. Besonders gefährdet sind die Augen. Wenn man mit Säuren und Basen im Labor arbeitet, muss man deshalb immer eine Schutzbrille tragen!

ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 3 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

Inhaltsverzeichnis

Inhaltsverzeichnis

Kapitel Inhalt Seite

1 Was sind Säuren und Basen? 7

2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola? 15pH-Wert und pH-Messung

3 Wir lösen Kalkrückstände mit Essig auf: 24Säure-Base-Reaktionen

4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig? 39Gehaltsbestimmung von sauren und basischenLösungen durch Titration

5 Puffer gibt es nicht nur bei der Eisenbahn: 52Pufferlösungen

6 Warum ist der Regen sauer? 64

7 Kann man den pH-Wert von Essig auch berechnen? 76pH-Berechnung von Lösungen schwacher Säuren und Basen


Arbeitsanleitung

Arbeitsanleitung

Chemieunterricht einmal ganz anders!

Unser Chemieunterricht verläuft jetzt während einiger Wochen etwas anders. Sie bearbeiten dieses Leitprogramm selbständig. Sie fragen mich nur, wenn Sie wirklich nicht mehr weiterkommen.

Wenn Sie ein Kapitel durchgearbeitet haben, kommen Sie zu einer kurzen Prüfung zu mir. Haben Sie diese bestanden, fahren Sie mit dem nächsten Kapitel weiter. Zum Bestehen des Kapiteltests müssen Sie mindestens 75% der möglichen Punkte erzielen.

Nur Lesen wäre ja langweilig!

Wenn im Text ein Bildchen erscheint, führen Sie die entsprechenden Anweisungen aus.

Sie lösen eine Aufgabe.

Sie kontrollieren selbst, ob Sie das soeben Gelernte auch verstanden haben. Die Lösungen zu den Aufgaben finden Sie im Lösungsordner auf dem Tisch im Schulzimmer.

Auch moderne Ausbildungsmedien werden eingesetzt!

Sie sehen sich zu zweit ein kurzes Video an und besprechen anschliessend gemeinsam den Inhalt.

Manchmal steht das Wichtigste in einem Buch.

Holen Sie das Buch und lesen Sie den entsprechenden Text. Die Bücher finden Sie auf dem Tisch im Schulzimmer.


Arbeitsanleitung

Sie arbeiten zu zweit im Labor.

Finden Sie jemanden, der gleich weit ist wie Sie. Gehen Sie dann ins Labor. Führen Sie das entsprechende Experiment durch.

Chemikerinnen und Chemiker arbeiten nie ohne Labormantel und Schutzbrille!

Manchmal müssen Sie auch Handschuhe tragen.

Auch dieses Bildchen heisst: Partnerarbeit. Sie gehen zum Computer und arbeiten mit dem angegebenen Programm.

Sie sehen, für Abwechslung ist in diesem Leitprogramm gesorgt!

Doch trotz der vielen Hilfsmittel geht's nicht ohne Köpfchen!

Dieses Bildchen bezeichnet so genannte Merksätze. Dies sind Sätze, welche Sie sich unbedingt einprägen sollten. Sie entsprechen den springenden Punkten in ihrem Heft.

Alles klar?

Also los, beginnen Sie mit dem Kapitel 1!


1 Was sind Säuren und Basen?

1. Kapitel:

Was sind Säuren und Basen?

Übersicht

ThemaDas Thema dieses Leitprogramms heisst „Säuren und Basen“.

Säuren und Basen begegnen uns häufig in unserem Alltag. In diesem Kapitel erfahren Sie, was chemisch geschieht, wenn eine Säure mit einer Base reagiert. Sie lernen einige Säuren und Basen kennen.

LektionsablaufZuerst lesen Sie die Theorie. Zwischen den einzelnen Abschnitten sind kleinere Aufgaben gestellt, die Sie selbständig schriftlich lösen. Die Antworten notieren Sie auf der leeren Seite am Ende des Kapitels (S.14).

Nachher bearbeiten Sie weitere Aufgaben im Abschnitt „Lernkontrolle“. Auch diese Antworten notieren Sie.

Die Lösungen zu allen Aufgaben finden Sie im Lösungsordner. Gehen Sie aber erst hin, wenn Sie alle Aufgaben schriftlich gelöst haben.

Bearbeiten Sie dieses Kapitel so lange, bis Sie sich sicher fühlen. Dann können Sie zum Lehrer gehen, der Sie kurz prüfen wird.

Lernziele:1. Sie wissen, was eine potenzielle Säure und was eine potenzielle Base ist. Sie

können diese beiden zentralen Begriffe in einem Satz erklären.

2. Sie können in Worten und mit einer Reaktionsgleichung beschreiben, was bei der Reaktion einer potenziellen Säure oder einer potenziellem Base mit Wasser geschieht.

3. Sie kennen einige Säuren und Basen aus dem Alltag.



Was passiert, wenn man eine potenzielle Säure ins Wasser gibt?Potenzielle Säuren sind Verbindungen, die H+-Ionen abgeben können. Das bedeutet also: Ein Teilchen, welches H gebunden hat, ist eine potenzielle Säure1.

Betrachten wir beispielsweise ein Chlorwasserstoffmolekül. Es hat die Formel HCl. Ein Wasserstoff- und ein Chloratom sind miteinander verbunden:

Wir können auch schreiben: H-Cl oder HCl

Nun leiten wir Chlorwasserstoffgas (HCl) in reines Wasser ein. HCl ist gut in Wasser löslich. Es entsteht eine saure Lösung. Von Lösungen sprechen wir, wenn im Wasser andere Stoffe gelöst sind.

Eine Lösung von HCl in Wasser nennen wir Salzsäure (Abkürzung: HClaq).

Reines Wasser leitet den elektrischen Strom sehr schwach. Salzsäure hingegen leitet sehr gut. Eine Lösung leitet den Strom aber nur, wenn sie Ionen enthält. Salzsäure muss also Ionen enthalten. Ionen sind geladene Teilchen.

Da weder HCl noch H2O Ionen sind, müssen die Ionen durch eine chemische Reaktion mit dem Wasser entstanden sein.Wie ist dies geschehen?

Ein HCl- und ein H2O-Molekül stossen zusammen. Dabei wird ein H+-Ion vom HCl- Molekül auf das Wassermolekül übertragen.

Chlorid-Ion Oxonium-Ion Das Elektron des Wasserstoff-Atoms bleibt beim Chlor zurück. Deshalb hat das Chlor nachher ein Elektron mehr. Es ist nun negativ geladen. Man nennt ein solches Teilchen Chlorid-Anion (Cl-).

1 Falls Sie Schwierigkeiten mit dem Begriff „potenzielle Säure“ haben, betrachten Sie diese Analogie: Brigitte ist eine Frau (das gehört zu ihrem Wesen). Das heisst aber nicht, dass sie Schwester ist (das wäre eine Funktion). Hat Sie ein Geschwister, kann sie auch als Schwester fungieren. Eine potenzielle Säure hat ein H gebunden (gehört zum Wesen). Das heisst aber nicht, dass sie dieses als H+ unter allen Umständen abgibt (die Funktion „reagiert als Säure“). Dazu braucht es einen geeigneten Reaktionspartner!ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 8 Leitprogramm "Säuren und Basen", V12


Mit Lewis-Formeln schreiben wir die Reaktion so:

Das H+-Ion wird über eine nichtbindende Elektronenwolke des Sauerstoff-Atoms an das Wasser-Molekül gebunden.

Üblicherweise schreiben Chemikerinnen und Chemiker die Reaktion zwischen HCl und Wasser einfacher auf. Diese Schreibweise nennen wir Reaktionsgleichung:

(Bemerkung: Die Abkürzungen in Klammern nach den chemischen Formeln geben den Zustand der Substanz an. Dabei bedeuten: (aq): aquatisiert, d.h. in Wasser gelöst; (l): flüssig (engl.: liquid); (s): fest (engl.: solid); (g): gasförmig (engl.: gaseous) )

Reagiert eine potenzielle Säure als Säure mit Wasser, passiert die oben gezeigte Reaktion. Es wird ein H+-Ion von der Säure auf das Wasser übertragen. Dabei entstehen H3O+-Ionen. Je mehr von diesen Ionen im Wasser sind, desto saurer ist die Lösung.

Reagiert ein Teilchen als Säure mit Wasser, findet eineH+-Ionen-Übertragung statt.

Ein Wassermolekül nimmt das H+-Ion auf. Dabei entstehen H3O+-Ionen.

Aufgabe 1.1:

Was geschieht beim Lösen von HBr in Wasser? Schreiben Sie dies zuerst in einem Satz mit Worten auf dem leeren Blatt am Ende des Kapitels auf. Dann notieren Sie die Reaktion mit den Lewis-Formeln. Am Schluss geben Sie die Reaktion so an, wie es Chemikerinnen und Chemiker üblicherweise tun: in einer Reaktionsgleichung. HBr reagiert wie HCl als Säure.



Säuren sind H+-Ionen-Spender.Potenzielle Säuren können H+-Ionen aber nur abgeben, wenn sie mit einer geeigneten potenziellen Base reagieren. Es findet dabei eine H+-Ionen-Übertragung statt.Diese Art von Reaktion nennt man eine Säure-Base-Reaktion.

Lernen Sie die Namen der folgenden potenziellen Säuren mit den zugehörigen Formeln auswendig. Sie müssen Ihnen für das ganze Leitprogramm geläufig sein!Zeichnen Sie dazu die Lewisformeln der Säuren. Verwenden Sie dabei Ihr Wissen über mehratomige Ionen!

Lewisformel:

Chlorwasserstoff HCl

Salzsäure HCl in Wasser gelöst, HCl (aq)

Schwefelsäure H2SO4

Salpetersäure HNO3

Phosphorsäure H3PO4

Kohlensäure H2CO3

Essigsäure CH3COOH

Ameisensäure HCOOH

Faustregel: Nicht alle H-Atome dieser Teilchen können unter normalen Bedingungen als H+-Ionen an eine Base abgegeben werden. Sie müssen an ein O, S, F, Cl, Br oder I gebunden, d.h. möglichst stark positiv polarisiert sein.

Beispiel: Bei der Essigsäure ist dies nur beim fettgedruckten H-Atom der Fall: CH3COOH.Die andern drei H-Atome sind an ein C-Atom gebunden.

Wichtige Ausnahme von dieser Faustregel: NH4+ kann ebenfalls als Säure

wirken.



Was passiert, wenn wir eine potentielle Base ins Wasser geben?Betrachten wir Ammoniak. Diese Verbindung kommt z.B. in der Gülle vor. Ammoniak hat die Formel NH3. Es sind drei Wasserstoffatome an ein Stickstoffatom gebunden:

Leiten wir Ammoniak (NH3) in reines Wasser ein. Ammoniak ist sehr gut löslich. Wir erhalten eine basische Lösung. Diese fühlt sich „seifig“ an. Aber aufgepasst: basische Lösungen greifen die Haut sehr stark an. Besonders gefährdet sind die Augenschleimhäute!

Auch eine Lösung von Ammoniak leitet elektrischen Strom. Es sind also Ionen vorhanden. Da weder NH3 noch H2O Ionen sind, müssen diese bei der Reaktion entstanden sein.

Was ist geschehen?

Ein H2O und ein NH3-Molekül stossen zusammen. Dabei wird ein H+-Ion vom Wasser auf das Ammoniakmolekül übertragen:

Hydroxid-Ion Ammonium-Ion

Das Elektron des Wasserstoff-Atoms bleibt beim Sauerstoff zurück. Aus dem Wasser entsteht ein OH--Ion. Dieses nennt man Hydroxid-Ion.

Das Ammoniak wird zu NH4+. Dieses heisst Ammonium-Ion.

Alle Teilchen, die H+-Ionen aufnehmen können, nennen wir potenzielle Basen. Ein Teilchen ist dann potenzielle Base, wenn es mindestens ein nichtbindendes Elektronenpaar hat. NH3 hat ein solches Elektronenpaar.

Aufgabe 1.2:

Schreiben Sie die Reaktion von Wasser mit Ammoniak zuerst in einem Satz mit Worten auf. Dann schreiben Sie die Reaktion mit den Lewis-Formeln. Zum Schluss notieren Sie sie mit einer Reaktionsgleichung, wie dies Chemikerinnen und Chemiker tun.



Basen sind H+-Ionen-Empfänger.

Sie müssen nichtbindende Elektronenpaare haben.

Wenn man eine Base ins Wasser gibt, entstehen OH--Ionen.

Lernen Sie die Namen der folgenden Basen mit den zugehörigen Formeln und zeichnen Sie ihre Lewisformeln:

Lewisformel:

Ammoniak NH3

Hydroxid-Ion OH-

(z.B. in Natriumhydroxid (NaOH) oder in Kaliumhydroxid (KOH))

Eine Lösung von NaOH in Wasser nennt man Natronlauge, eine solche von KOH Kalilauge.

Achtung:Es gibt Verbindungen, die sowohl potenzielle Säure wie auch potenzielle Basen sind. Man nennt diese Ampholyte. Wasser z.B. ist ein solcher Stoff.

Ampholyte sind Substanzen, die sowohl als Säure wie auch als Base wirken können.Somit tragen sie einerseits mindestens ein H-Atom, welches an ein O, S, F, Cl, Br oder I gebunden ist, und andererseits besitzen sie mindestens ein nichtbindendes Elektronenpaar.



LernkontrolleDie folgenden Aufgaben dienen Ihrer eigenen Wissensüberprüfung. Sie sollen selbständig testen ob Sie dieses Kapitel begriffen haben. Haben Sie alle Aufgaben gelöst und fühlen Sie sich beim Neugelernten sicher, so können Sie sich beim Lehrer zum Kapiteltest melden. Haben Sie eine oder mehrere Aufgaben falsch gelöst, so lesen Sie den Theorieteil nochmals sorgfältig durch.

Aufgabe 1.3: Was geschieht bei der Reaktion von HNO3 mit Wasser?Geben Sie zuerst die Antwort in einem Satz. Dann schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf.

Aufgabe 1.4: Reine Essigsäure ist eine Flüssigkeit. Sie leitet den elektrischen Strom nicht. Fügt man reines Wasser hinzu, so leitet das Gemisch den elektrischen Strom.a) Erklären Sie diese Beobachtung in zwei Sätzen.b) Essigsäure gibt nur das fettgedruckte H+-Ion ab (CH3COOH).

Schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf.

Aufgabe 1.5: a) Wie heisst die potenzielle Säure mit der Formel HNO3?b) Schreiben Sie die Summen-Formeln von Ammoniak und von

Schwefelsäure auf.

Aufgabe 1.6: HCl-Gas löst sich in Hexan (C6H14) als Molekül, ohne H+-Ionen abzuspalten. Wieso geht das HCl-Gas keine Reaktion mit Hexan ein? Antworten Sie in zwei Sätzen.



Meine Lösungen des 1. Kapitels:


2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola?

2. Kapitel:

Ist Pepsi saurer als Coca Cola?pH-Wert und pH-MessungThemaDer pH-Wert ist ein Mass für die Konzentration der H3O+-Ionen in einer wässrigen Lösung. Den Zusammenhang zwischen der Konzentration der H3O+-Ionen und dem pH-Wert werden Sie in einem Experiment selbst herausfinden.

Reines Wasser besteht aus mehr als einer Teilchensorte. Wasser reagiert mit sich selbst. Dabei entstehen zwei weitere Teilchen, die Sie bereits kennen. Es sind dies die H3O+- und die OH--Ionen.

Zwischen allen Teilchen im Wasser besteht ein Gleichgewicht, dessen Konstante Sie in diesem Kapitel kennen lernen werden. Sie heisst Ionenprodukt des Wassers.

LektionsablaufSie finden auf der nächsten Seite eine kurze Theorie des Stoffes. Wenn Sie diese durchgearbeitet und die Experimente gemacht haben, lösen Sie die Kontrollaufgaben. Danach sind Sie bereit für den Kapiteltest.

Lernziele

1. Sie wissen, dass Wasser nicht nur aus H2O-Molekülen besteht, sondern

immer auch H3O+- und OH--Ionen enthält.

2. Sie kennen die „Säuregrad“-Skala, die pH-Skala. Sie können diese Skala in Beziehung zum sauren, beziehungsweise basischen Charakter einer Lösung setzen.

2. Sie kennen die Konstante KW, welche die Konzentrationen der H3O+- und OH--Ionen miteinander verknüpft.

3. Sie wissen, dass der pH-Wert ein Mass für die Konzentration der H3O+-Ionen einer wässrigen Lösung ist. Man spricht auch vom Säuregrad der Lösung. Sie kennen die Definition des pH. Sie verstehen, dass zwischen dem pH-Wert und der Konzentration der H3O+-Ionen eine logarithmische Abhängigkeit besteht.

4. Sie können für eine bestimmte H3O+- oder OH--Ionenkonzentration den pH-Wert berechnen oder bei einem bekannten pH die Konzentrationen dieser Ionen in der Lösung angeben.



5. Sie kennen den Einfluss einer Verdünnung auf den pH-Wert und wissen, was Sie beim Arbeiten mit Säuren und Basen beachten müssen.



TheorieWassermoleküle reagieren miteinander:

(2.1)

Diese Reaktion läuft nicht vollständig ab, alle Partner sind in einem Gleichgewichts-gemisch vorhanden. Den Beweis dafür liefert die Messung der elektrischen Leitfähigkeit von reinstem Wasser. Dieses leitet auch nach vielfacher Destillation in Platingefässen den Strom immer noch, wenn auch sehr, sehr schwach.

Es können keine Verunreinigungen für die verbleibende Leitfähigkeit verantwortlich gemacht werden. Daher müssen geladene Teilchen vorhanden sein.

Wir können für die Reaktion (2.1) folgende Gleichgewichtskonstante K formulieren:

(2.2)

Im Wasser gibt es nur sehr wenig H3O+ und OH- -Ionen. Die Anzahl Wassermoleküle und damit c(H2O) ist somit praktisch konstant.

Aufgabe 2.1:

Berechnen Sie die Konzentration der Wassermoleküle c(H2O) in reinem Wasser (d.h. Anzahl Wassermoleküle (in mol) in einem Liter Wasser).

Wir multiplizieren die Gleichung (2.2) auf beiden Seiten mit c(H2O)2 und führen eine neue Konstante ein:

K · c(H2O)2 = c(H3O+) · c(OH-) = Kw (2.3)

Wir fassen die beiden konstanten Grössen K und c(H2O)2 zusammen zur neuen Konstanten Kw. Diese kann man experimentell bestimmen. Bei 22°C erhält man:

Kw = 10–14 (mol/L)2 (2.4)

Man nennt Kw das Ionenprodukt des Wassers. Es gilt in jeder wässrigen Lösung, nicht nur in reinem Wasser. Mit Gleichung (2.3) ergibt sich:

Kw = c(H3O+) · c(OH-) = 10–14 (mol/L) 2

Dies ist das Ionenprodukt des Wassers. Es gilt in allen wässrigen Lösungen.



Aufgabe 2.2:

Berechnen Sie c(H3O+) und c(OH-) in reinem Wasser. Tipp: Bestimmen Sie zuerst das Verhältnis c(H3O+) : c(OH-) aus der Gleichung (2.1).

Um die Konzentration der H3O+-Ionen in einer wässrigen Lösung anzugeben, verwendet man meist den pH-Wert. Dieser Wert gibt uns somit den Säuregrad einer Lösung an. Der pH-Wert beträgt zwischen Null und Vierzehn, wobei folgende Skala resultiert:

Der pH-Wert ist wie folgt definiert:

pH = –log10[c(H3O+)] (2.5)

umgekehrt gilt dann auch:

c(H3O+) = 10–pH (2.6)

p steht für den negativen Zehnerlogarithmus (–log10), H für c(H3O+).

Aufgabe 2.3:

Welchen Konzentrationen von H3O+ entspricht die pH-Skala, die von 0–14 geht? Berechnen Sie diese für alle ganzen Zahlen. Sie können die Werte in obiger Skala eintragen.



Wir können nun in wässrigen Lösungen bei bekanntem pH-Wert auch die Konzentration der OH--Ionen berechnen und umgekehrt. Dazu verwenden wir das Ionenprodukt des Wassers.

Beispiel: pH = 2.0:c(H3O+) = 10–pH = 10–2 mol/Lc(H3O+) · c(OH-) = 10–14 (mol/L)2

c(OH-) = 10–12 mol/L

Achtung:Um den pH-Wert einer basischen Lösung zu berechnen braucht man ebenfalls die Konzentration an H3O+-Ionen! Diese muss man jeweils aus der Konzentration der Basen-Teilchen (c(OH-)) mit Hilfe des Ionenprodukts des Wassers berechnen:

Aufgabe 2.4:

Berechnen Sie den pH-Wert einer Natronlauge mit c(NaOHaq) = 0.01mol/L.

Experimentelle pH-Messungen

pH-MessungDie einfachste Messung erfolgt mit pH-Indikatorpapier oder pH-Indikatorstäbchen. Indikator bedeutet "Anzeiger". pH-Indikatoren sind Farbstoffe, die je nach pH-Wert eine andere Farbe haben. Durch Vergleich mit der Farbskala auf der Packung kann man den pH-Wert bestimmen.

Verwendet man pH-Indikatorpapier, so trägt man mit einem Glasstab einige Tropfen der Flüssigkeit auf das Papier auf.

Etwas aufwändiger ist die Messung mit dem elektrischen pH-Messgerät (pH-Meter), dafür erhält man genauere Werte.

Die wichtigsten Punkte beim Umgang mit dem pH-Meter:

Das Gerät bleibt immer eingeschaltet.

Die Messelektrode des pH-Meters ist ein sehr empfindliches und teures Glasgerät. Behandeln Sie diese mit grosser Sorgfalt. Achten Sie insbesondere darauf, dass sie nie aufschlägt.

Vor der ersten sowie zwischen allen Messungen muss die Elektrode immer mit entmineralisiertem Wasser abgespült und mit Haushaltpapier sorgfältig abgetupft werden. Vor dem Wechseln der Lösungen muss das pH-Meter auf "stand by" gestellt werden, zum Messen wird "meas" gedrückt.



Experiment 2.1: pH-Werte einiger Lösungen

Sicherheit: Salzsäure und Essigsäure wirken auf der Haut ätzend. Spritzer sofort mit Wasser und Seife, verschüttete Säure am Arbeitsplatz mit viel Wasser abwaschen.

Vorsicht beim Umgang mit Natronlauge. Sie wirkt ätzend. Besonders empfindlich sind die Augenschleimhäute! Spritzer von Natronlauge sofort mit viel Wasser abwaschen.

Schutzbrille tragen!

Geräte: pH-Meter mit Elektrode, Glasstab.

Stoffe/Chemikalien: pH-Universalindikatorpapier, verschiedene saure und basische (alkalische) Lösungen.

Vorgehen:Die Lösungen stehen abgefüllt in Bechergläser (25 mL) bereit.

Nehmen Sie eine Lösung und messen den pH-Wert zuerst mit dem pH-Papier und dann zum Vergleich mit dem pH-Meter (lassen Sie sich das pH-Meter erklären). Notieren Sie die Werte in die untenstehende Tabelle. Messen Sie so die pH-Werte der anderen Lösungen.

Spülen Sie die Elektrode zwischen den einzelnen Messungen immer sorgfältig mit entmineralisiertem Wasser (Spritzflasche). Tupfen Sie sie dann mit Hauhaltpapier sorgfältig ab.

Lösung pH-Wert(Indikatorpapier)

pH-Wert(pH-Meter)

c(H3O+) Art der Lösung(sauer, neutral,

alkalisch)



Im folgenden Versuch verdünnen Sie eine saure oder eine basische Lösung mehr und mehr und beobachten dabei das Verhalten des pH-Wertes.

Experiment 2.2: Verdünnung und pH-WertSicherheit: Salzsäure wirkt auf der Haut ätzend. Spritzer sofort mit Wasser und Seife, verschüttete Säure am Arbeitsplatz mit viel Wasser abwaschen.

Besondere Vorsicht beim Umgang mit Natronlauge. Sie wirkt ätzend. Besonders empfindlich sind die Augenschleimhäute! Spritzer am Arbeitsplatz sofort mit viel Wasser abwaschen. Schutzbrille tragen.

Geräte: pH-Meter mit Elektrode, 3 kleine Bechergläser (25 mL), 2 Messkolben (100 mL), 2 Vollpipetten (10 mL), Saugball, wasserunlöslicher Filzschreiber.

Stoffe/Chemikalien: Salzsäure (c(HCl aq) = 0.1 mol/L) oder Natronlauge (c(NaOH aq) = 0.1 mol/L).

Vorgehen:Messen Sie die pH-Werte folgender drei Lösungen (Herstellung siehe unten), d.h. entweder jene drei Werte für die Verdünnung von Salzsäure oder jene drei Werte für die Verdünnung von Natronlauge!

c(HCl aq)(mol/L)

pH-Wert(–)

c(NaOH aq)(mol/L)

pH-Wert(–)

0.1 0.1

0.01 0.01

0.001 0.001

Vorgehen:Pipettieren Sie 10.0 mL Salzsäure (c(HCl aq) = 0.1 mol/L) bzw. 10.0 mL Natronlauge (c(NaOH aq) = 0.1 mol/L) in einen 100 mL-Messkolben. Füllen Sie diesen mit entmineralisiertem Wasser bis zur Marke auf. Drehen Sie den mit einem Stopfen geschlossenen Kolben zur Durchmischung zweimal auf den Kopf. Schreiben Sie die neue Konzentration der Lösung auf den Kolben. Von dieser Lösung pipettieren Sie 10.0 mL in einen zweiten 100 mL-Messkolben und verfahren analog wie bei der ersten Verdünnung.

Wenn Sie alle Lösungen hergestellt haben, messen Sie die pH-Werte. Dazu füllen Sie ein 25 mL-Becherglas etwa zu 2/3 mit der Lösung und messen den pH-Wert.

Spülen Sie die Elektrode zwischen den einzelnen Messungen immer gut mit entmineralisiertem Wasser (Spritzflasche) und tupfen Sie sie mit Hauhaltpapier sorgfältig ab.

Entsorgung:Verdünnte Salzsäure und Natronlauge können in den Ausguss gegeben werden.



Lernkontrolle

Testen Sie sich selbst!

Aufgabe 2.5: Der Umgang mit Säuren und Basen ist gefährlich. Nennen Sie zwei Vorsichtsmassnahmen, die Sie unbedingt beachten müssen.

Aufgabe 2.6: Skizzieren Sie die pH-Skala. Zeichnen Sie den sauren, neutralen und basischen Bereich ein.

Aufgabe 2.7: Welchen pH-Wert hat eine Salzsäure, wenn c(HClaq) = 0.1 mol/L beträgt?(Chlorwasserstoff reagiert vollständig mit Wasser.)

Aufgabe 2.8: Welchen pH-Wert hat eine Natronlauge, wenn c(NaOH aq) = 0.05 mol/L ist?

Aufgabe 2.9: Berechnen Sie die theoretischen pH-Werte aller Lösungen von Experiment 2.2.





3 Säure-Base-Reaktionen

3. Kapitel:

Wir lösen Kalkrückstände mit Essig auf:Säure / Base-ReaktionenThemaEs gibt unterschiedlich starke Säuren und Basen. Man kann diese untereinander vergleichen und ihrer Stärke nach ordnen. Auf diese Weise erhält man die Säure / Base-Reihe. Diese hilft uns bei der Entscheidung, welche Säure mit welcher Base reagieren kann. Wir können ablesen, welche Stoffe wir bei einer Säure / Base-Reaktion erhalten.

LektionsablaufZuerst bearbeiten Sie die Theorie. Dann führen Sie drei Experimente durch. Sie lösen Kalk auf und stellen ein Brausepulver her.Nachdem Sie die Aufgaben im Abschnitt „Lernkontrolle“ gelöst haben können Sie sich zum Kapiteltest melden.Eine Säure / Base-Reihe steht Ihnen für den Kapiteltest zur Verfügung (allerdings ohne die Namen der Säuren bzw. Basen!).

Lernziele1. Sie wissen, was man unter dem Begriff "Säure / Base-Paar" versteht.

2. Sie können herausfinden, wer von mehreren möglichen Reaktionspartnern tatsächlich reagiert und welche Endstoffe wir erhalten.

3. Sie wissen, wie man Kalkrückstände auflösen kann. Sie können erklären, warum eine Brausetablette "braust".

4. Sie können für eine beliebige Säure / Base-Reaktion abschätzen, ob diese Reaktion zu über 90% abläuft oder nicht. Sie geben die Lage des Gleichgewichtes an.



Theorie

Säure / Base-PaareAus einer potenziellen Säure HA entsteht durch Abgabe eines H+-Ions stets eine potenzielle Base. Man bezeichnet sie als die korrespondierende Base von HA.

(3.1)Säure Base

Dieselbe Überlegung lässt sich auch für eine Base machen:

Aus einer potenziellen Base B entsteht durch Aufnahme eines H+-Ions eine potenzielle Säure. HB+ nennt man die korrespondierende Säure von B.

(3.2)Base Säure

Eine potenzielle Säure und ihre korrespondierende Base bilden zusammen ein "Säure / Base-Paar".

Aufgabe 3.1

Welches ist die Base zu HClO4? Von H3O+?

Welches ist die Säure von OH-?

Nennen Sie die entsprechenden Säure / Base-Paare.

Jede Säure / Base-Reaktion zweier Säure / Base-Paare (z. B. Paar 1 und 2) kann man somit folgendermassen aufschreiben:

(3.3)

Säure 1 Base 2 Base 1 Säure 2

HA und A- bilden Säure / Base-Paar 1, HB+ und B Paar 2.

Aufgabe 3.2:Wir betrachten folgende Reaktion:

Welches ist auf der Eduktseite die Säure bzw. die Base, welches ist auf der Produktseite die Säure bzw. die Base?



Schreiben Sie die beiden Säure / Base-Paare auf und bezeichnen Sie alle Teilchen wie in Gleichung (3.3).



Die Säure / Base-ReiheEine starke potenzielle Säure gibt ein H+-Ion sehr leicht ab. Schwache potenzielle Säuren hingegen lassen ihre H+-Ionen nicht so leicht gehen. Je leichter eine potenzielle Säure ein H+-Ion abgibt umso schwerer nimmt demzufolge ihre Base das H+-Ion wieder auf. Mit andern Worten: Je stärker eine potenzielle Säure ist, umso schwächer ist ihre Base.

Oder "menschlich" formuliert: Wenn eine starke potenzielle Säure ihr "ungeliebtes" H+-Ion mit Erfolg abgegeben hat, so ist das entstandene Teilchen natürlich gar nicht darauf erpicht, das H+-Ion wieder zu kriegen.

Je stärker eine potenzielle Säure, desto schwächer ist ihre Base.

Dasselbe lässt sich auch für eine Base formulieren:

Je leichter eine potenzielle Base ein H+-Ion aufnimmt (je "stärker" die potenzielle Base ist), umso schwerer gibt ihre Säure das H+-Ion wieder ab.

Je stärker eine potenzielle Base, desto schwächer ist ihre Säure.

Man kann die potenziellen Säuren nach ihrer Stärke ordnen. Die entsprechende Tabelle heisst "Säure / Base-Reihe". Sie finden Sie auf der nächsten Seite.

Chlorwasserstoff (HCl) ist eine starke potenzielle Säure. Sie finden diese Säure oben in der Säure / Base-Reihe.

Wasser (H2O) dagegen ist eine sehr schwache potenzielle Säure. H2O steht fast zu unterst in der Säure / Base Reihe.

Den pKS-Wert in der letzten Spalte brauchen wir in diesem Kapitel noch nicht.



Eine kleine Säure / Base-Reihe:

potenzielle Säure potenzielle Base pKS

zune

hmen

de S

äure

stär

ke

Perchlorsäure HClO4 ClO4- Perchlorat-Ion –9

zunehmende B

asenstärke

Chlorwasserstoff HCl Cl- Chlorid-Ion –6

Schwefelsäure H2SO4 HSO4- Hydrogensulfat-Ion –3

Oxonium-Ion H3O+ H2O Wasser –1.74

Salpetersäure HNO3 NO3- Nitrat-Ion –1.32

Hydrogensulfat-Ion HSO4- SO4

2- Sulfat-Ion 1.92

Phosphorsäure H3PO4 H2PO4- Dihydrogenphosphat-Ion 1.96

Ameisensäure HCOOH HCOO- Formiat-Ion 3.70

Essigsäure CH3COOH CH3COO- Acetat-Ion 4.76

Kohlensäure H2CO3 HCO3- Hydrogencarbonat-Ion 6.46

Schwefelwasserstoff H2S HS- Hydrogensulfid-Ion 7.06

Dihydrogenphosphat-Ion H2PO4- HPO4

2- Hydrogenphosphat-Ion 7.21

Ammonium-Ion NH4+ NH3 Ammoniak 9.21

Hydrogencarbonat-Ion HCO3- CO3

2- Carbonat-Ion 10.40

Hydrogenphosphat-Ion HPO42- PO4

3- Phosphat-Ion 12.32

Hydrogensulfid-Ion HS- S2- Sulfid-Ion 12.90

Wasser H2O OH- Hydroxid-Ion 15.74

Hydroxid-Ion OH- O2- Oxid-Ion 24

Abgabe von H+-Ion

Aufnahme von H+-Ion

Aufgabe 3.3:

Welches ist die schwächste potenzielle Base in dieser Säure / Base-Reihe, welches die stärkste?

Wie wenden wir die Säure / Base Reihe an?Eine Säure und eine Base reagieren nur dann zu über 90% miteinander, wenn die Säure in der Säure / Base Reihe weiter oben liegt als die Base auf der rechten Seite.

Dies bedeutet, dass das Gleichgewicht der Reaktion auf der rechten Seite liegt. Mit

den Reaktionspfeilen können wir dies mit folgendem Pfeilpaar darstellen:



Betrachten wir die schon mehrmals behandelte Reaktion von HCl mit H2O. Suchen wir die beiden Stoffe in der Säure / Base-Reihe:

HCl liegt weiter oben als H2O. Die Reaktion erfolgt also fast vollständig (bzw. zu über 90%), das Gleichgewicht liegt rechts.

Welche Stoffe werden bei der Reaktion gebildet? Wir wissen es aus dem 1. Kapitel: Cl- und H3O+. Dies können wir aber direkt aus der Säure / Base-Reihe ablesen:

Aus HCl wird Cl-, aus H2O erhalten wir H3O+.

Die Reaktionsgleichung lautet also:

Eine Säure und eine Base reagieren zu über 90 % miteinander, wenn sie in der Säure / Base-Reihe in einer„S-Stellung“ angeordnet sind. Das Gleichgewicht der Reaktion liegt in diesem Fall auf der rechten Seite.



Das Vorgehen bei der Verwendung der Säure / Base-Reihe:

Sie suchen die potenzielle Säure in der linken Spalte, die potenzielle Base in der rechten Spalte der Säure / Base-Reihe.

Wenn die Säure links weiter oben steht als die Base auf der rechten Seite, so läuft die Reaktion zu über 90% ab. Das generelle Gleichgewicht liegt auf der

rechten Seite. Wir bezeichnen dies mit folgendem Pfeilpaar:

Steht die potenzielle Säure unterhalb der potenziellen Base, läuft die Reaktion nur in geringem Umfang ab. Das generelle Gleichgewicht liegt auf der linken

Seite. Wir schreiben:

Die bei der Reaktion gebildeten Stoffe stehen rechts neben der potenziellen Säure und links neben der potenziellen Base. Jetzt können Sie die Reaktionsgleichung aufschreiben.

Aufgabe 3.4:

Chlorwasserstoff (HCl) und Ammoniak (NH3) sind bei Raumtemperatur gasförmig. Erwarten Sie, dass diese beiden Stoffe in nennenswertem Umfang, d.h. zu über 90% miteinander reagieren? Ist dies der Fall, so schreiben Sie die Reaktions-gleichung auf.

Aufgabe 3.5:

In einem Becherglas wird Natriumhydroxid (NaOH) in Wasser gelöst. Zu dieser Lösung gibt man Salpetersäure (HNO3). Welche Säure / Base-Reaktion findet statt? Wo liegt das generelle Gleichgewicht der Reaktion und was ergibt sich somit als Produkt?

Ganz so einfach ist die Sache aber nicht immer! Gewisse potenzielle Säuren können mehrere H+-Ionen abgeben. Dazu gehört z.B. die Schwefelsäure (H2SO4). Allerdings muss die Base stark genug sein, wenn Sie beide H+-Ionen aufnehmen soll. Sie können dies mit Hilfe der Säure / Base-Reihe herausfinden.

Beispiel: Betrachten wir die Reaktion von Schwefelsäure (H2SO4) mit Ammoniak (NH3). In einem ersten Schritt gibt die Schwefelsäure ein H+-Ion ab:

Nun müssen Sie untersuchen, ob das gebildete Hydrogensulfat-Ion (HSO4-)

mit einem weiteren, zweiten NH3-Molekül erneut ausgiebig reagieren kann (S-Stellung!).Das Hydrogensulfat-Ion (HSO4

-) ist eine potenzielle Base. Sie finden es in der Säure / Base-Reihe auf der rechten Seite bei den potenziellen Basen. Es kann aber auch als Säure wirken. Deshalb findet man das Hydrogensulfat-Ion auch auf der



linken Seite bei den potenziellen Säuren (HSO4- ist also ein weiteres Beispiel für

einen Ampholyten!).

Da HSO4- als Säure in der Säure / Base-Reihe weiter oben steht als NH4

+ (also die stärkere potenzielle Säure ist als NH4

+, bzw. mit NH3 in „S-Stellung“ steht), kann es mit NH3 erneut reagieren:

Insgesamt findet also folgende Reaktion statt:

Somit braucht es zur vollständigen Reaktion aller potentiellen Säuren die doppelte Anzahl an Ammoniak-Molekülen!

Aufgabe 3.6:Schreiben Sie die Gleichung der vollständigen Reaktion von Phosphorsäure (H3PO4) mit Natronlauge auf.

Es gibt auch Basen, die mehrere H+-Ionen aufnehmen können.Als Beispiel nehmen wir das Carbonat-Ion (CO3

2-). Dieses ist im Kalk (CaCO3) enthalten. Betrachten wir die Reaktion von Kalk mit Salzsäure. Dies ist eine Lösung von HCl in Wasser. Sie enthält praktisch nur H3O+- und Cl--Ionen, da HCl fast vollständig mit Wasser reagiert (Überprüfen Sie diesen Umstand anhand der Säure / Base-Reihe!). Kalk enthält Ca2+ und CO3

2--Ionen.

In einem ersten Schritt gibt das Oxonium-Ion ein H+-Ion ab (Ca2+ und Cl- sind „Zuschauer“):

(alles aq)HCO3

- als potenzielle Base kann gemäss Säure / Base-Reihe mit einem weiteren H3O+ (wobei Cl- wiederum als Begleit-Ion agiert) reagieren:

Insgesamt findet also folgende Reaktion statt:

(alles aq)

Die dabei entstehende Kohlensäure (H2CO3) ist instabil und zerfällt zu H2O und CO2. Man stellt bei dieser Reaktion ein "Brausen" fest. Dabei handelt es sich um das freiwerdende Kohlendioxid (CO2):

(CO2-Gas entweicht zischend)



Zur Rolle der „Zuschauer“ in chemischen ReaktionenIn Reaktionsgemischen finden sich oft Teilchen, die nicht an der Reaktion teilnehmen („Zuschauer“, siehe z.B. Cl- beim Auflösen von Kalk mit Salzsäure).Diese Teilchen können z.B. unreaktive Gegenionen (Cl-) reagierender Ionen (H3O+) sein. Da sie nicht an der Reaktion teilnehmen, müssen sie in der Reaktionsgleichung nicht aufgeführt werden, man darf sie aber aufführen für ein besseres Verständnis oder der Vollständigkeit halber (Salzformel!).

Experimenteller Teil

Experiment 3.1:

Auflösen von Kalk mit Säuren

Sicherheit:Tragen Sie eine Schutzbrille! Salzsäure und Essigsäure wirken auf der Haut ätzend. Spritzer sofort mit Wasser und Seife, verschüttete Säure am Arbeitsplatz mit viel Wasser abwaschen.

Geräte: 3 Bechergläser (150 mL), 1 Spatel, 3 Messzylinder (10 mL)

Chemikalien: Salzsäure (c(HCl(aq)) = 1.0 mol/L), Essigsäure (c(CH3COOH) = 1.0 mol/L), Calciumcarbonat ("Kalk“)

Vorgehen: Geben Sie in drei Bechergläser je eine Spatelspitze Calciumcarbonat.Ins erste geben Sie 10 mL Salzsäure (c(HCl(aq)) = 1.0 mol/L), ins zweite 10 mL Essigsäure (c(CH3COOH) = 1.0 mol/L), ins dritte 10 mL entmineralisiertes Wasser.

Auswertung: Notieren Sie Ihre Beobachtungen. Geben Sie zu jeder Reaktion eine Erklärung in einem bis zwei Sätzen.

Entsorgung:Die Lösungen können in den Ausguss gegeben werden.

Aufgabe 3.7:

Schreiben Sie mit Hilfe der Säure / Base-Reihe die Reaktionsgleichung der Reaktion von Essigsäure mit Kalk auf. Kalk ist Calciumcarbonat.



Experiment 3.2: Herstellung von Brausepulver (im Schulzimmer)

Sicherheit:In diesem Versuch dürfen keine "Chemiegeräte" und nur besonders für diesen Versuch gekennzeichnete Chemikalien verwendet werden! Der Versuch darf nur an einem Ort durchgeführt werden, wo gleichzeitig keine andern Experimente ablaufen.

Geräte: Trinkglas (oder Polystyrolbecher), Kaffeelöffel.

Chemikalien: Saccharose ("Zucker"), Ascorbinsäure ("Vitamin C"), Natriumhydrogencarbonat, Citronen- oder Weinsäure.

Vorgehen:In einem Trinkglas mischt man:1 Teelöffel (TL) Saccharose1/2 TL Ascorbinsäure1/2 TL Natriumhydrogencarbonat ("Bicarbonat") (besteht aus Na+- und HCO3

--Ionen)1 TL Citronen- oder WeinsäureDann füllt man das Glas mit Leitungswasser.Selbstverständlich darf und soll die Lösung degustiert werden!

Aufgabe 3.8:

Vervollständigen Sie die untenstehende Reaktionsgleichung! Wir betrachten Citronen- oder Weinsäure als RCOOH mit der zugehörigen Base RCOO- („R“ steht für „Rest“). Sie stehen in der Säure / Base-Reihe etwas oberhalb von HCOOH. Erklären Sie das "Brausen“.

...........

Experiment 3.3: Auflösen von Kalk (zu Hause)Geräte: Verkalktes Gefäss (oder Gegenstand wie z.B. Brause einer Dusche)

Stoffe: Essig, ev. Essig zu Reinigungszwecken (dieser hat eine höhere Konzentration an Essigsäure)

Vorgehen:Bedecken Sie die Kalkschicht ca. 1 cm hoch mit Essig. Lassen Sie diesen etwa eine halbe Stunde einwirken. Dann waschen Sie das Gefäss. Eventuell muss der Vorgang wiederholt werden. Stark verkalkte Gefässe erfordern mehr Essig. Es ist dann auch zu empfehlen, diesen über Nacht einwirken zu lassen.

Auswertung:Welche Reaktion läuft ab? Formulieren Sie die Reaktionsgleichung.

Entsorgung:Giessen Sie den Inhalt des Gefässes nach dem Auflösen des Kalkes in den Ausguss.



Aufgabe 3.9:

Eine potenzielle Säure vermag Kalk aufzulösen, wenn die Reaktion mit dem Carbonat-Ion (CO3

2-) fast vollständig verläuft.

a) Nennen Sie vier potenzielle Säuren, die in der Lage sind, Kalk aufzulösen.

b) Schreiben Sie für einen Fall die Reaktionsgleichung auf. Es darf nicht Salzsäure oder Essigsäure sein.

Säure / Base-GleichgewichteSäure / Base-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen. Diesen Sachverhalt haben wir bisher vernachlässigt. Wir betrachten nochmals eine Säure / Base-Reaktion in allgemeiner Form:


In diesem Gleichgewicht konkurrieren die beiden Basen B und A- um das H+-Ion.

Ist B die stärkere potenzielle Base als A-, so werden die H+-Ionen vor allem von der Base B gebunden, wodurch bevorzugt A- und HB+ gebildet werden. Das generelle Gleichgewicht liegt dann rechts:

Ist A- die stärkere potenzielle Base als B, so werden die H+-Ionen vor allem von A-

gebunden, wodurch bevorzugt HA und B gebildet werden. Das generelle Gleichgewicht liegt dann links:

Um für eine beliebige Säure / Base-Reaktion abschätzen zu können, wo das generelle Gleichgewicht liegt, gilt es also herauszufinden, welche potenzielle Base die stärkere ist!



Beispiel:

Wir lassen Salpetersäure (HNO3) mit Ammoniak (NH3) reagieren:


Frage: Ist NH3 oder NO3- die stärkere potenzielle Base?

Man schaut auf der rechten Seite (der "Basenseite") der Säure / Base-Reihe nach. NH3 liegt weiter unten als NO3

-. Somit ist NH3 die stärkere potenzielle Base. NH3 wird die H+-Ionen binden, wodurch bevorzugt NO3

- und NH4+ entstehen.

Das generelle Gleichgewicht liegt also rechts:

Aufgabe 3.10:

Wo liegt das generelle Gleichgewicht der folgenden Reaktion?

+Säure 1 Base 2 Base 1 Säure 2

Statt der potenziellen Basen kann man auch die potenziellen Säuren miteinander vergleichen.

Beispiel:


Frage: Ist CH3COOH oder NH4+ die stärkere potenzielle Säure?

Man schaut auf der linken Seite (der "Säureseite") der Säure / Base-Reihe nach. CH3COOH liegt weiter oben als NH4

+ und ist somit die stärkere Säure.

Also wird vor allem die Essigsäure (CH3COOH) H+-Ionen abgeben, wodurch bevorzugt CH3COO- und NH4

+ entstehen.

Das generelle Gleichgewicht somit liegt rechts, auf der Seite der Produkte:

Aufgabe 3.11:

Wo liegt das generelle Gleichgewicht der folgenden Reaktion?

Base 1 Säure 2



Vergleichen Sie dazu die Stärken der potenziellen Säuren, um Ihre Entscheidung zu treffen.

Allgemein gilt: Das generelle Gleichgewicht einer Säure-Base-Reaktion liegt so, dass aus der stärkeren potenziellen Säure und der stärkeren potenziellen Base die schwächere Säure und die schwächere Base entstehen.

Verbinden Sie die Ausgangsstoffe (Säure mit der Base) der Reaktion in der Säure / Base-Reihe mit einem Pfeil. Nun können Sie die Lage des genrellen Gleichgewichts aus der Neigung des Pfeils ablesen:

Pfeil- Gleichgewichts- Gleichgewichts- Pfeile in derneigung konstante lage Reaktionsgleichung

K > 1 rechts

K ≈ 1 Mitte

K < 1 links

Aufgabe 3.12:

Vervollständigen Sie die Reaktionsgleichungen! Was wirkt als Säure, was als Base? Wo liegt das generelle Gleichgewicht? Geben Sie an, ob K grösser oder kleiner als 1 ist.

a)

b)

c)



LernkontrolleVersuchen Sie, diese Aufgaben selbständig zu lösen! So können Sie festzustellen, wie viel Sie schon gelernt haben. Falls es nicht so gut geklappt hat, wissen Sie, was Sie nochmals anschauen sollten!

Geben Sie bei allen Reaktionen die Lage des generelle Gleichgewichtes mit den entsprechenden Pfeilen an!

Wenn Sie die Aufgaben selbständig lösen können, haben Sie die Grundlage für das nächste Kapitel gelegt. Melden Sie sich zum Kapiteltest! Wenn Sie etwas nicht verstehen, nehmen Sie sich unbedingt Zeit, um den betreffenden Stoff zu repetieren!

Aufgabe 3.13: a) Eine wässrige Ammoniumnitrat-Lösung und eine wässrige Kaliumhydroxid-Lösung werden zusammengegossen. Welche Reaktion findet statt? Wie ist die generelle Gleichgewichtslage?

b) Eine wässrige Kaliumhydrogenphosphat-Lösung und eine wässrige Magnesiumhydrogencarbonat-Lösung werden zusammengegossen. Welche Reaktion findet statt? Wie ist die generelle Gleichgewichtslage?

Aufgabe 3.14: Was müsste man zugeben, um aus Ammoniumchlorid Ammoniak zu gewinnen?Wie lautet die Reaktionsgleichung? Wo liegt das generelle Gleichgewicht? Schätzen Sie K!

Aufgabe 3.15: Vervollständigen Sie folgenden Reaktionsgleichungen! Beschriften Sie diese mit den Begriffen Säure 1, Säure 2, Base 1 und Base 2! Wo liegt das generelle Gleichgewicht? Schätzen Sie K!

a)

b)





4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig?

4. Kapitel:

Wie viel Essigsäure hat es im Essig?Gehaltsbestimmung von sauren und basischen Lösungen durch Titration

ThemaIn diesem Kapitel lernen Sie, wie man die Konzentration einer Säure oder einer Base bestimmt, die in einer Lösung vorhanden ist. Dies kann z.B. die Essigsäure im Speiseessig sein oder der gelöste Kalk im Leitungswasser.

Die Methode funktioniert bei einer Säure so: Man nimmt eine bestimmten Menge der Lösung mit der unbekannten Konzentration. Nun gibt man genau soviel einer bekannten Baselösung zu, bis alle Säure verbraucht ist. Dieses Vorgehen nennt man "Titration". Das Wort stammt aus dem Griechischen. "Titer" bedeutet "Gehalt".

LektionsablaufZuerst bearbeiten Sie die Theorie des Stoffes und lösen dabei einige Aufgaben.

Nach einem einführenden Experiment gehen Sie zum Computer und führen Simulationen von Titrations-Experimenten durch.

Wenn Sie diese beherrschen, bestimmen Sie im Labor selber die unbekannten Konzentrationen einiger Säuren und Basen.

Am Schluss bearbeiten Sie den Abschnitt Lernkontrolle, wo Sie Ihr Wissen testen können. Die Lösungen von allen Aufgaben finden Sie im Lösungsordner im Schulzimmer.

Lernziele1. Sie haben die Methode der Titration so gut verstanden, dass Sie

Kolleginnen oder Kollegen, die nichts darüber wissen, das Prinzip erklären können.

2. Sie haben die alt bekannten Zusammenhänge zwischen gelösten Mengen einer Substanz und der Konzentration der Lösung wieder präsent und können diese problemlos mit der molaren Masse umrechnen.

3. Sie können die Menge einer Säure oder einer Base in einer Lösung bestimmen und Ihre Ergebnisse korrekt auswerten.



Theorie zur Methode der TitrationLässt man verdünnte Salzsäure mit verdünnter Natronlauge reagieren, so findet eine Neutralisation statt. Verdünnte Salzsäure enthält H3O+- und Cl--Ionen, verdünnte Natronlauge Na+- und OH--Ionen. Bei der Reaktion reagieren H3O+- und OH--Ionen miteinander zu Wasser. Na+ und Cl- -Ionen sind „Zuschauer“:

Salzsäure+ Natronlauge Kochsalzlösung

Lässt man Salzsäure und Natronlauge im richtigen Verhältnis miteinander reagieren, so erhält man eine neutrale Kochsalzlösung.

Neutralisieren wir z.B. 1 mol H3O+-Ionen, so benötigen wir dafür 1 mol OH--Ionen.

Normalerweise arbeiten wir mit wässrigen Lösungen. Man gibt die Konzentration der darin gelösten Stoffe an.

Enthält ein Liter Lösung 1 mol NaOH, so schreiben wir c(NaOH) = 1 mol/L.

Eine Lösung von 1 mol NaOH enthält 1 mol Na+-Ionen und 1 mol OH--Ionen.

Aufgabe 4.1:

Wie viele Gramm des gelösten Stoffes enthält ein Liter Lösung, wenn die Flaschen folgende Aufschriften tragen:

a) c(NaOH aq) = 1.0 mol/L

b) c(HCl aq) = 1.0 mol/L

c) c(H2SO4 aq) = 1.0 mol/L

Nimmt man ein bestimmtes Volumen einer solchen Lösung, so kann man die darin enthaltene Stoffmenge (in mol) berechnen, indem man Volumen und Konzentration miteinander multipliziert:

Stoffmenge (mol) = Volumen (L) . Konzentration (mol/l) oder

Aufgabe 4.2:

Wieviel mol NaOH enthalten 100 mL verdünnte Natronlauge? c(NaOH) beträgt 0.1 mol/L.



Damit eine Reaktion vollständig abläuft, muss folgende Beziehung erfüllt sein:

Menge der H+-Ionen, die die Säure abgeben kann = Menge der von der Base

aufgenommenen H+-Ionen

Diesen Punkt nennt man Äquivalenzpunkt. Die Säure hat gerade alle H+-Ionen abgegeben, die sie an die betreffende Base abgeben kann.

Es ist nun wichtig, den Äquivalenzpunkt im Experiment zu erkennen. Dazu wird der Probe ein so genannter Indikator zugegeben. Dies ist ein Farbstoff, der beim pH-Wert dieses Punktes seine Farbe wechselt. Man muss ihn aus einer Vielzahl von unterschiedlichen Indikatoren entsprechend auswählen. Nur bei der Reaktion von starken Säuren mit Natronlauge liegt der Äquivalenzpunkt bei pH = 7. Bei schwachen Säuren liegt der Äquivalenzpunkt im alkalischen Bereich (vgl. S. 43).

Sie haben Säuren kennen gelernt, die mehrere H+-Ionen abgeben können. Dies ist z.B. die Schwefelsäure (H2SO4) oder die Phosphorsäure (H3PO4). Ebenso gibt es Basen, die mehrere H+-Ionen aufnehmen können, z.B. CO3

2-. Dies müssen wir in der Rechnung berücksichtigen. Wir können für den Äquivalenzpunkt folgenden Zusammenhang aufstellen:

(4.1)

VS: Volumen der Säure VB: Volumen der Base

cS: Konzentration der Säure (mol/l) cB: Konzentration der Base (mol/l)

zS: Zahl der H+-Ionen, die ein Säureteilchen abgeben kann zB: Zahl der H+-Ionen, die ein Baseteilchen aufnehmen kann

Somit lassen sich mit einer Titration anhand der Gleichung (4.1) fehlende Grössen wie z.B. die Konzentration einer Säure (cS) bestimmen.

Beispiel: Man titriert 10.0 mL einer verdünnten Salzsäure unbekannter Konzentration mit Natronlauge (c(NaOH) = 1.0 mol/L). Der Verbrauch an Natronlauge beträgt 11.2 mL. Dabei handelt es sich um den Durchschnitt aus drei Messungen. Also:

VS= 10.0 mL, zS = 1VB= 11.2 mL, zB = 1, cB=1.0 mol/LcS : gesucht

Eingesetzt in Gleichung (4.1) erhalten wir cS = 1,12 mol/L

Aufgabe 4.3:Man titriert 10.0 mL verdünnte Schwefelsäure mit Natronlauge (c(NaOH) = 1.0 mol/L). Deren Verbrauch beträgt 8.0 mL (Durch-schnitt aus drei Messungen).

Stellen Sie zuerst die Reaktionsgleichung für die vollständige Reaktion auf (Säure / Base-Reihe!) auf. Berechnen Sie dann die Konzentration der Schwefelsäure.



Experimentelle Durchführung der TitrationUm die Menge einer Säure in einer Lösung zu bestimmen, gibt man zu einem genau abgemessenen Volumen schrittweise kleine Mengen einer Base. Wenn man die zum Erreichen des Äquivalenzpunktes notwendige Menge zugegeben hat, ändert sich der pH-Wert sprunghaft.

Dies kann man mit einem pH-Meter feststellen. Man kann auch eine Substanz zugeben, die die Farbe bei einem bestimmten Wert ändert. Diese Substanz heisst pH-Indikator. Dies bedeutet "Anzeiger". In unserem Fall zeigt er die pH-Änderung an.

Ein Indikator ist auch eine potenzielle Säure. Die saure Form (HIn) hat eine andere Farbe als die korrespondierende Base (In-). Bei der Titration wird nur eine sehr kleine Menge des Indikators HIn zugegeben. Deshalb ist der Mehrverbrauch an Base für dessen Reaktion mit der Base (HIn (aq)+ OH- (aq) In- (aq)+ H2O (l)) vernach-lässigbar.

Beispiele verschiedener Indikatoren und deren Farben finden Sie im Buch: von G. Baars und H.R. Christen: "Allgemeine Chemie: Theorie und Praxis" S. 166. Interessierte finden anschliessend an das erste Titrations-Experiment und die Computersimulationen einen Hinweis zur Wahl eines geeigneten Indikators.

Geräte:

a) Bürette: Ein Glasrohr mit einer Masseinteilung

b) Hahn

c) Becherglas mit der Lösung unbekannter Konzentration

d) Magnetstäbchen

e) Rührmotor



Experiment 4.1: Titration von Salzsäure mit NatronlaugeHinweise zur Sicherheit:Salzsäure und Natronlauge sind beides ätzende Flüssigkeiten. Schutzbrille und Labormantel sind immer zu tragen. Natronlauge darf unter keinen Umständen in die Augen gelangen!Sie darf deshalb auf keinen Fall über Augenhöhe in die Bürette eingefüllt werden.

Geräte: Bürette mit Stativ, Rührwerk, Magnetstäbchen, Becherglas (150 mL), pH-Messgerät, Vollpipette (10 mL), Saugball.

Chemikalien: Natronlauge c(NaOH aq) = 0.1 mol/L, Salzsäure c(HCl aq) = 0.1 mol/L.

Vorgehen:

Die Bürette ist bereits gefüllt mit Natronlauge (c(NaOH aq) = 0.1 mol/L). Der Flüssigkeitsspiegel in der Bürette muss nicht bei null, aber innerhalb der Skala der Bürette liegen.

Wenn sich unterhalb des Hahnes noch Luftblasen befinden, stellen Sie ein Becherglas unter die Bürette, öffnen den Hahn vollständig (senkrechte Position) und lassen etwas Flüssigkeit ablaufen. Mit einem Finger klopfen Sie dabei leicht gegen den Hahn. Ist alle Luft draussen, schliessen Sie den Hahn und notieren den Stand der Flüssigkeit in der Bürette.

Dann pipettieren Sie 10.0 mL Salzsäure (c(HCl aq) = 0.1 mol/L) in ein 150 mL-Becherglas. In das gleiche Becherglas geben Sie 50 mL entmineralisiertes Wasser (mit Messzylinder abmessen), 5 Tropfen der bereitgestellten Indikatorlösung (Bromthymolblau) und ein Magnetstäbchen. Nun schalten Sie den Rührmotor ein.

Tauchen Sie die mit entmineralisiertem Wasser gespülte pH-Elektrode ein und messen den ersten Wert.

Danach geben Sie in 1.0 mL-Schritten Natronlauge aus der Bürette dazu. Die Elektrode kann während den Messungen in der Lösung bleiben, soll aber vom Magnetstäbchen nicht berührt werden. In der Tabelle auf der nächsten Seite notieren Sie die zugegebene Menge Natronlauge und den pH-Wert sowie die Farbe der Lösung.

Werden die Änderungen des pH-Wertes grösser, verkleinern Sie die Menge Natronlauge pro Zugabe auf 0.5 mL. Erfolgt eine Farbänderung, lesen Sie das total zugegebene Volumen ab und vermerken diesen Wert. Fahren Sie mit der Zugabe der Natronlauge noch etwas fort (weitere 3 - 4 mL) und notieren Sie immer den pH-Wert.



mL Natronlauge pH-Wert Farbe der Lösung

Auswertung:

Stellen Sie Ihre Messung grafisch dar: x-Achse: „mL Natronlauge“, y-Achse: „pH-Wert“. Erklären Sie den Kurvenverlauf in vier bis fünf Sätzen.

Wann hätte man theoretisch den Farbwechsel beobachten sollen? Wie verhält sich Ihr Messergebnis zur Theorie?

Entsorgung:

Alle Flüssigkeiten können in den Ausguss gegeben werden (ohne Magnetstäbchen!).



Bevor Sie den Gehalt von Essigsäure im Speiseessig messen, können Sie die Bestimmung des Äquivalenzpunktes mit Hilfe eines Indikators am Computer üben.

Simulation von Titrationen mit dem Computer

Titrations Trocken Training:Eine Anleitung zur Software liegt neben dem Computer auf.

ACHTUNG: Anstelle von H+-Ionen wird im Programm von Protonen gesprochen! An den Hochschulen ist dies so üblich, da es sich beim H+-Ion ja um den nackten Kern des H-Atoms handelt, der bekanntlich einzig aus einem Proton besteht.

Sie haben bis jetzt Bromthymolblau als Indikator verwendet. Dieser Indikator ist jedoch nicht immer geeignet. Die Auswahl erfolgt so, dass der Farbwechsel des Indikators im Gebiet erfolgt, wo der pH-Wert sprunghaft ansteigt.

Die nachfolgende Abbildung zeigt die Titrationskurven von Salzsäure (einer starken Säure) und von Essigsäure (einer schwachen Säure) mit Natronlauge sowie die Umschlagsbereiche zweier Indikatoren. Wird Salzsäure neutralisiert, so ändern beide Indikatoren ihre Farbe innerhalb des Sprunggebietes. Bei der Titration von Essigsäure trifft dies nur für Phenolphthalein zu. Würde Methylorange verwendet, so würde der Farbwechsel vor Erreichen des Äquivalenzpunktes eintreten.

Sie können das bereits bekannte Bromthymolblau anhand Ihrer Daten aus dem Experiment 4.1 in obige Skizze einzeichnen und die Anwendbarkeit für die beiden Titrationsbeispiele überprüfen.



Experiment 4.2: Konzentrationsbestimmung von Essigsäure im Speiseessig

Sicherheit:

Natronlauge wirkt stark ätzend. Besonders gefährdet sind Ihre Augen. Äusserste Vorsicht beim Füllen der Bürette: Nie mit der Lauge über Augenhöhe hantieren (Bürette zum Füllen auf einen Stuhl stellen) und stets Schutzbrille tragen!

Geräte: Bürette, Rührwerk, Magnetstäbchen, 200 mL-Erlenmeyerkolben, 10 mL-Vollpipette, Saugball.

Chemikalien: Speiseessig (eine verdünnte Lösung von Essigsäure, CH3COOH), Natronlauge (c(NaOH aq) = 1.0 mol/L), Phenolphthaleinlösung.

Vorgehen:

Die Bürette ist bereits gefüllt mit Natronlauge (c(NaOH aq) = 1.0 mol/L).

Verwenden Sie zur guten Durchmischung bei der Titration ein Rührwerk. Pipettieren Sie 10.0 mL Speiseessig in einen 200 mL-Erlenmeyerkolben und verdünnen Sie mit ca. 50 mL entmineralisiertem Wasser. Als Indikator geben Sie 3 Tropfen Phenolphthaleinlösung zu.

Notieren Sie den Flüssigkeitsstand in der Bürette. Lassen Sie unter Rühren langsam Natronlauge zufliessen. Sobald an der Eintropfstelle eine kurzzeitige Verfärbung auftritt, geben Sie Natronlauge nur noch tropfenweise zu. Sobald die Verfärbung dauerhaft ist, schliessen Sie den Hahn und lesen den Verbrauch der Natronlauge ab.

Bei Titrationen werden immer mindestens 3 Messungen durchgeführt und daraus der Mittelwert berechnet. Wenn man gut arbeitet, beträgt die Abweichung der Messungen vom Mittelwert nur 0.1 mL.

Auswertung:

Stellen Sie die Reaktionsgleichung auf. Berechnen Sie die Konzentration der Säure aus dem durchschnittlichen Natronlaugeverbrauch. Falls Sie Lust dazu haben, berechnen Sie noch die Massenprozente und vergleichen Sie das Resultat mit der Aufschrift auf der Essigflasche. (Sie können für die Dichte 1 einsetzen, d.h. 1 Liter mit 1 kg gleichsetzen.)

Entsorgung:

Alle Lösungen können in den Ausguss gegeben werden (ohne Magnetstäbchen!).



WasserhärteDen im Wasser gelösten Kalk (CaCO3) bezeichnet man als "Wasserhärte".

Die Angabe der Wasserhärte erfolgt in der Schweiz meistens in französischen Härtegraden (ofH). 1ofH entspricht 10 mg CaCO3/Liter. Soviel Kalk würde sich in einer Pfanne ablagern, wenn man einen Liter Wasser mit 1ofH vollständig eindampfen würde.

25–40 ofH (hart) 15–25 ofH (mittelhart) 0–15 ofH (weich)

Wie kommt der Kalk ins Wasser?Kohlendioxid und Wasser bilden Kohlensäure:

(4.2)

Kohlensäure vermag Kalk aufzulösen:

(4.3)

Kalk im Leitungswasser gelöster Kalk

(als Calciumhydrogencarbonat)

Beim Erhitzen von Leitungswasser verschiebt sich das Gleichgewicht (4.3) nach links, wodurch sich mehr Kalk (CaCO3) bildet. Zudem zersetzt sich die Kohlensäure H2CO3 gemäss Gleichung (4.2). Dadurch wird gemäss dem Prinzip von Le Châtelier



die Rückreaktion weiter begünstigt und noch mehr Kalk wird abgelagert. Aus diesen Gründen finden sich in Wasserkochern meist deutliche Kalkablagerungen.



Für das folgende Experiment nehmen Sie einen Liter Leitungswasser von Zuhause mit.

Experiment 4.3: Wie viel Kalk enthält Ihr Leitungswasser?Sicherheit:

Salzsäure wirkt ätzend. Schutzbrille tragen!

Geräte: 200 mL-Erlenmeyerkolben, Bürette, Rührwerk, Magnetstäbchen, 100 mL-Messzylinder

Chemikalien: Salzsäure c(HCl aq) = 0,1 mol/L, Methylorangelösung.

Vorgehen:

Die Bürette ist bereits gefüllt mit Salzsäure c(HCl aq) = 0,1 mol/L

Verwenden Sie zur guten Durchmischung bei der Titration ein Rührwerk. Geben Sie mit Hilfe eines Messzylinders 100 mL Leitungswasser in einen 200 mL-Erlenmeyerkolben und geben Sie 5 Tropfen Methylorangelösung dazu.

Notieren Sie den Flüssigkeitsstand in der Bürette. Das Leitungswasser wird mit Salzsäure (c(HCl aq) = 0.1 mol/L) bis nach orange titriert. Zum Farbvergleich steht eine fertig titrierte Lösung bereit.

Führen Sie den Versuch dreimal durch. Berechnen Sie den durchschnittlichen Salzsäureverbrauch.

Entsorgung: Alle Lösungen können in den Ausguss gegeben werden (ohne Magnetstäbchen!).

Die Berechnung der Härte von Leitungswasser:

Gemäss der Definition französischer Härtegrade muss die sich aus einem Liter Wasser ablagernde Masse an Kalk (CaCO3) ermittelt werden (S. 42). In Wasser gelöster Kalk liegt gemäss Gleichung (4.3) als gelöstes Calciumhydrogencarbonat (Ca(HCO3)2 aq) vor. Aus den Titrations-Experimenten kann somit nach folgender Reaktionsgleichung die Anzahl Mol an enthaltenem Kalk bestimmt werden:

(4.4) im Wasser gelöster Kalk Salzsäure

Pro 1 Mol gelöstem Kalk (Ca(HCO3)2 aq) werden also 2 Mol Salzsäure (HCl aq) verbraucht. Somit ist die Anzahl Mol Kalk aus den Anzahl Mol Säure zugänglich.Die Berechnung der Wasserhärte soll anhand eines Beispiels einmal durchgerechnet werden:

Beispiel: Bei einer Titration von 100 mL Leitungswasser betrage der durchschnittliche Salzsäureverbrauch 5.4 mL (c(HCl aq) = 0.1 mol/L).ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 49 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12


Der Rechnungsweg besteht somit aus vier Schritten:

1. Berechnung der Anzahl Mol verbrauchter Salzsäure pro 1 Liter Wasser:n(HCl aq) = (V(HCl aq) pro 1 Liter) · c(HCl aq) (S. 38, vor Aufgabe 4.2!)

Also: 5.4 mL pro100 mL entsprechen 54 mL bzw. 0.054 L Säure pro 1 Liter Wasser:n(HCl aq) = 0.054 L · 0.1 mol/L = 0.0054 mol

2. Berechnung der Anzahl Mol titriertem Kalk:Pro 1 Mol gelöstem Kalk braucht es 2 Mol Salzsäure. (Gleichung (4.4))

Also: 0.0054 mol Salzsäure / 2 = 0.0027 mol gelöster Kalk = n(Ca(HCO3)2 aq)Dabei entspricht natürlich die Anzahl Mol gelösten Kalks (n(Ca(HCO3)2 aq)) der Anzahl Mol aufgelöstem Kalk (n(CaCO3))! (Gleichung (4.3))

3. Berechnung der Masse an aufgelöstem Kalk aus der Anzahl Mol:m(CaCO3) = n(CaCO3) · M(CaCO3)Die molare Masse von Kalk beträgt: M(CaCO3) = 100.09 g/mol (nachrechnen!)Also: m(CaCO3) = 0.0027 mol · 100.09 g/mol = 0.27 g bzw. 270 mg

4. Berechnung der Grade französischer Härte:1°fH entspricht 10 mg CaCO3 pro 1 Liter Wasser

Also: 270 mg CaCO3 / 1 Liter Wasser bedeutet, dass 270 mg Kalk (CaCO3) zurück blieben, würde man diesen einen Liter Wasser verdampfen. Dies entspricht somit 27°fH.

Berechnen Sie nun die Wasserhärte Ihrer Probe und vergleichen Sie den erhaltenen Wert mit jenen der Schweizerkarte auf S. 45.

Lernkontrolle

Testen Sie sich selbst!

Aufgabe 4.4: Schildern Sie kurz das Prinzip der Titration einer Säure mit einer Base. Ich erwarte fünf bis sechs Sätze.

Aufgabe 4.5: Wie würden Sie den Gehalt an OH--Ionen in einer basischen Lösung bestimmen? Ich erwarte eine genaue Beschreibung des praktischen Vorgehens in acht bis zehn Sätzen.

Aufgabe 4.6: Sie haben 10.0 mL Natronlauge mit Salzsäure c(HClaq) = 1.0 mol/L titriert. Sie verbrauchten 12.5 mL. Schreiben Sie die Reaktions-gleichung auf. Berechnen Sie die Konzentration der Natronlauge.

Aufgabe 4.7: Sie vermuten, dass eine Schwefelsäurelösung eine Konzentration von 1.0 mol/L hat. Sie wollen dies durch Titration mit Natronlauge überprüfen. Ihre Natronlauge hat eine Konzentration von 1.0 mol/L. Wie viel Natronlauge würde die Titration von 10.0 mL der Schwefelsäure erfordern, wenn die Konzentrationsangabe stimmt? Schreiben Sie zuerst die Reaktionsgleichung auf.





5 Pufferlösungen

5. Kapitel:

Puffer gibt es nicht nur bei der Eisenbahn:

Pufferlösungen

Übersicht

ThemaIn der Natur müssen die meisten chemischen Reaktionen in einem sehr engen pH-Bereich ablaufen. Ist dies nicht der Fall, so läuft die Reaktion anders oder nicht mehr ab. Der Organismus z.B. würde funktionsunfähig.

Das System muss die Schwankungen auffangen, die durch Basen- oder Säurenzugabe entstehen. Hat ein System diese Fähigkeit, wird von einem Puffersystem gesprochen.

Auch in der Chemie benötigen viele Reaktionen einen bestimmten pH-Wert. Nur so laufen sie optimal ab.Der Name Puffer kommt aus der Mechanik. Der Puffer bei einem Eisenbahnwagen dient dazu, die Stösse auf den Wagen abzufangen.

LektionsablaufSie lernen in diesem Kapitel, was ein chemischer Puffer ist und wie er funktioniert.

Im 1. Teil führen Sie zuerst ein Experiment durch. Dieses soll Ihnen die Wirkung eines Puffers vor Augen führen. Dann studieren Sie die Theorie und lösen einige Aufgaben.

Im 2. Teil lernen Sie, wie man die pH-Änderung bei Zugabe von Säure oder Base zu einer Pufferlösung auch leicht mit einer Formel berechnen kann.

Lernziele:1. Sie wissen, was ein chemischer Puffer ist und wie er funktioniert.

2. Sie können einen Puffer vorschlagen, der bei einem bestimmten pH-Wert wirkt. Sie können die Zusammensetzung des Puffers berechnen und die Reaktionen angeben, die sich bei Säure- bzw. Base-Zugabe abspielen.

3. Sie kennen die typischen pH-Kurven für gepufferte Systeme. Sie können diese skizzieren, interpretieren und relevante Grössen einzeichnen.


5 Pufferlösungen

1. Teil: Wie funktioniert ein pH-Puffer?

Experiment 5.1

pH-Änderungen bei Zugabe von Säure bzw. Base zu entmineralisiertem Wasser und zu einer Pufferlösung.

Sicherheit: Vorsicht beim Umgang mit Natronlauge. Sie wirkt ätzend. Besonders empfindlich sind die Augenschleimhäute! Auch verdünnte Salzsäure und Essigsäure wirken ätzend. Schutzbrille tragen!

Geräte: 4 Bechergläser 150 mL, 2 Messzylinder 25 mL, 1 Messzylinder 50 mL, 2 Büretten, pH-Meter

Stoffe / Chemikalien: Salzsäure (c(HCl aq) = 0,1 mol/L), Natronlauge (c(NaOH aq) = 0,1 mol/L), Essigsäure-Lösung (c(CH3COOH aq) = 0,1 mol/L), Natriumacetat-Lösung (c(CH3COONa aq) = 0,1 mol/L).

Vorgehen: Je eine Büretten ist mit Salzsäure (c(HCl aq) = 0,1 mol/L), und eine mit Natronlauge (c(NaOH aq) = 0,1 mol/L) gefüllt. Achten Sie darauf, dass keine Luftblasen in den Büretten sind.

Geben Sie in zwei 150 mL Bechergläser je 50 mL entmineralisiertes Wasser. Da das pH-Meter Mühe hat entmineralisiertes Wasser zu messen, können Sie einen Wert von 7.00 annehmen.

Fügen Sie in ein Becherglas aus der Bürette 5 mL Salzsäure (c(HCl aq) = 0,1 mol/L) zu und messen Sie den pH-Wert.

In das zweite Becherglas fügen Sie 5 mL Natronlauge (c(NaOH aq) = 0,1 mol/L) zu. Messen Sie den pH-Wert. Tragen Sie auch diesen Wert in die Tabelle ein.

Wiederholen Sie den Versuch, indem Sie statt 50 mL entmineralisiertes Wasser ein wässriges Gemisch von 25 mL Essigsäure-Lösung und 25 mL Natriumacetat-Lösung vorlegen. Dieses Gemisch ist die Pufferlösung. Messen Sie den pH-Wert Ihrer Pufferlösung. Geben Sie wiederum in das eine Becherglas Salzsäure, in das zweite Natronlauge und messen die pH-Werte.

Entsorgung: Alle Lösungen können in den Ausguss gegeben werden.


5 Pufferlösungen

Lösung pH-Wert vor Zugabe

pH-Wert nach Zugabe

pH-Änderung(∆pH)

entmin. Wasser + Salzsäure

7.00

entmin. Wasser + Natronlauge

7.00

Pufferlösung+ Salzsäure

Pufferlösung+ Natronlauge

TheorieEin Puffer hat die Fähigkeit, den pH-Wert einer Lösung zu stabilisieren.Pufferlösungen enthalten eine potenzielle Säure und deren korrespondierende Base. Gibt man eine starke potenzielle Säure zu, so reagiert diese mit der Base der Pufferlösung.Fügt man eine starke potenzielle Base zu, so reagiert diese mit der Säure der Pufferlösung.Betrachten wir als Beispiel den Puffer, den Sie im Experiment 5.1 verwendet haben. Die Lösung enthielt Essigsäure (CH3COOH) und ihre korrespondierende Base, Natriumacetat (NaCH3COO).Nun geben wir verdünnte Salzsäure zu diesem Puffer. Salzsäure enthält bekanntlich H3O+-Ionen, da ja das gelöste Gas Chlorwasserstoff (HCl) fast vollständig mit Wasser reagiert hat (das Gleichgewicht liegt weit rechts):

(5.1)Salzsäure

Diese H3O+-Ionen reagieren nun mit den Acetat-Ionen der Pufferlösung:

(Na+ (aq) und Cl- (aq) agieren als Zuschauer)

Das Gleichgewicht dieser Reaktion liegt auf der rechten Seite, d.h. die starke potenzielle Säure H3O+ hat fast vollständig reagiert und die schwächere Essigsäure wurde gebildet (siehe Säure / Base-Reihe!). Der Umstand dass Essigsäure eine schwächere potenzielle Säure als Salzsäure ist bedeutet nichts anderes, als dass Essigsäure mit Wasser weniger ausgiebig reagiert:

(5.2)


5 Pufferlösungen

Vergleichen wir die beiden Reaktionen (5.1) und (5.2) so sehen wir, dass bei einer wässrigen Lösung von Chlorwasserstoff (= Salzsäure) weit mehr H3O+-Ionen vorliegen (K>1) als in einer wässrigen Lösung von Essigsäure (K<1).Ein Puffer hat nun genau die Funktion, eine starke Säure (H3O+) wegreagieren zu lassen und stattdessen eine schwächere Säure (CH3COOH) zu bilden. Im Gegensatz zur starken Säure reagiert die schwächere Säure in weit geringerem Masse mit Wasser (d.h. wenige zusätzliche H3O+-Ionen werden gebildet), was in der Folge nur ein geringfügiges Absinken des pH-Wertes bewirkt.Im entmineralisierten Wasser erfolgt keine „Überführung“ der starken Säure-Teilchen (H3O+) in schwächere. Die starke Säure reagiert aber in grossem Masse mit Wasser und somit sinkt der pH-Wert stark ab.

Wenn wir also eine Säure zur Pufferlösung geben, reagiert nur die Base des Puffers. Nun stellt sich die Frage was bei einer Base-Zugabe geschieht:

Aufgabe 5.1: Man gibt verdünnte Natronlauge zur gleichen Pufferlösung. Schreiben Sie die Reaktionsgleichung des Vorgangs auf.

Erfolgt die Säure- bzw. Basenzugabe zur Pufferlösung (Essigsäure- + Acetat-Lösung) schrittweise, so resultiert die folgende Pufferkurve2:

Tragen Sie Ihre gemessenen pH-Werte der verschiedenen Pufferlösungen (Ausgangswert, nach Salzsäurezugabe, nach Natronlaugezugabe) in obige Grafik ein. Diskutieren Sie allfällige Abweichungen mit der Lehrperson.

Die Kurve hat einen Bereich, in welchem sich der pH-Wert bei Zugabe von Säure oder Base nur sehr wenig ändert (in Grafik grau markiert). Diesen Bereich nennt

2 Zu diesem „Puffervorgang“ gibt es eine Simulation, die Sie auf educanet2 (Dateiablage) finden ( „Titration mit Puffer06.exe“ für Windows, „Titration mit Puffer Jan.05“ für Mac).ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 55 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

Puffergebiet

5 Pufferlösungen

man Puffergebiet.Bei fortgesetzter Zugabe von Säure oder Base verliert der Puffer seine Wirkung. Man sagt, die Pufferkapazität sei erschöpft bzw. der Puffer nicht mehr wirksam und somit erfolgt eine sprunghafte pH-Änderung.

Als Pufferkapazität bezeichnet man jene Menge an Säure bzw. Base die ein Puffersystem aufnehmen kann, ohne dass eine sprunghafte pH-Änderung erfolgt. Ein Puffer ist aber nur solange wirksam (d.h. die Pufferkapazität noch nicht erschöpft), als Puffersäure und Pufferbase in grösseren Mengen vorhanden sind als die Menge der zugefügten Säure bzw. Base.

Aufgabe 5.2: Wann ist die Pufferkapazität im Beispiel der Grafik auf S. 52 erschöpft? a) Wie äussert sich dies grafisch? b) Wie viele mL Natronlauge kann man zugeben? c) Wie viel Salzsäure?

Experiment 5.2:

Vergleich von Leitungswasser mit entmineralisiertem WasserSicherheit: Verdünnte Salzsäure wirkt ätzend. Schutzbrille tragen!

Geräte: pH-Meter, Bürette, Rührwerk, Magnetstäbchen, 2 Bechergläser (150 mL), Messzylinder (50 mL)

Stoffe/Chemikalien: Salzsäure (c(HCl aq) = 0,1 mol/L).

Vorgehen: Geben Sie 50 mL Leitungswasser in ein 150 mL Becherglas, geben Sie ein Magnetstäbchen dazu und stellen es auf das Rührwerk. Messen Sie den pH-Wert. Die Bürette ist mit Salzsäure (c(HCl aq) = 0,1 mol/L) gefüllt. Geben Sie aus dieser Bürette Salzsäure in 0,2 ml-Schritten zu und messen Sie jedes Mal den pH-Wert. Notieren Sie die Werte in der Tabelle auf der nächsten Seite.Führen Sie die gleichen Messungen mit entmineralisiertem Wasser anstelle von Leitungswasser durch, nehmen Sie einen pH-Wert von 7.00 an.

Entsorgung: Alle Lösungen können in den Ausguss gegeben werden (ohne Magnetstäbchen!)


5 Pufferlösungen

Auswertung: Stellen Sie Ihre Messergebnisse sowohl für Leitungswasser als auch für entmineralisiertes Wasser graphisch dar:x-Achse: Zugabe der Salzsäure, y-Achse: pH-Wert.

Messwerte:

Salzsäure (mL) pH-Wert Leitungswasser pH-Wert entmin. Wasser

0,0 7.00

0,2

0,4

0,6

0,8

1,0

1,2

1,4

1,6

1,8

2,0

2,2

2,4

2,6

2,8

3,0

Aufgabe 5.3: Leitungswasser enthält gelösten Kalk. Formulieren Sie die Reaktion, die sich bei der Zugabe von verdünnter Salzsäure abspielt. Was bewirkt der gelöste Kalk bei Zugabe von Säure?

Jetzt können Sie den 1. Teil der Lernkontrolle bearbeiten.ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 57 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

5 Pufferlösungen

2. Teil: Zur Wahl eines geeigneten Puffers und die PuffergleichungDas Puffergebiet ist für jedes Puffersystem charakteristisch. So ist es möglich, für jeden gewünschten pH-Wert ein geeignetes Puffersystem zu wählen. Dazu benötigen wir die Säurekonstante.

Die SäurekonstanteFür die Reaktion einer potenziellen Säure HA mit Wasser kann folgende Reaktionsgleichung aufgestellt werden:

(5.1)

Die Gleichgewichtskonstante lautet: (5.2)

Unsere ganze Theorie bezieht sich nur auf verdünnte Lösungen, d.h. typische Anfangs-Konzentrationen von Säuren und Basen sind < 1,0 mol/L. Die Konzentration des Wassers bleibt deshalb praktisch konstant. Wie Sie im Kapitel 2 berechnet haben, beträgt die Konzentration der Wassermoleküle in reinem Wasser 55,5 mol/L.

Reagiert nun also 1 mol einer Säure, die ein H+-Ion abgeben kann (in 1 L Wasser) vollständig, so wird die Wasserkonzentration nicht kleiner als 54,5 mol/L.

Deshalb betrachtet man die Wasserkonzentration als praktisch konstant und fasst die Wasserkonzentration mit der Konstante K zu einer neuen Konstanten KS, der so genannten Säurekonstanten zusammen. Mathematisch betrachtet, multipliziert man die Gleichung (5.2) auf beiden Seiten mit c(H2O):

Definition der Säurekonstanten: (5.3)

Für verschiedene potenzielle Säuren kann die Säurekonstante Werte aus einem sehr grossen Bereich annehmen. So liegen typische KS-Werte zwischen 106 mol/L und 10- 12 mol/L.Da die Werte so weit auseinander liegen, nehmen wir wie beim pH den Zehnerlogarithmus von KS. Da für KS die meisten Werte kleiner als 1 sind, verwenden wir den negativen Zehnerlogarithmus. In den Tabellen findet man deshalb nicht KS-, sondern pKS-Werte. Das p steht wiederum für „negativer Zehnerlogarithmus von…“. Man bezeichnet den pKS-Wert als die Säurestärke der potenziellen Säure HA.

pKS = -log10[KS] (5.4)

Zur Erinnerung: pH = -log10[c(H3O+)] (2.5)


5 Pufferlösungen

In den meisten Chemiebüchern sind die pKS-Werte für verschiedene potenzielle Säuren angegeben. Um die Säurekonstante zu erhalten, benützt man folgende Formel:

(5.5)

Dies ist ganz analog zu: (2.6)

Aufgabe 5.4: Berechnen Sie KS für Chlorwasserstoff und Essigsäure. Schauen Sie die pKS-Werte in der Säure / Base-Reihe auf S. 26 nach.

Die PuffergleichungLogarithmieren wir die Gleichung für die Säurekonstante (5.3), so erhalten wir:

(5.6)

Dieser Ausdruck kann gemäss den Logarithmen-Gesetzen umgeformt werden zu:

log(KS) = log[c(H3O+)] + log[c(A-)] - log[c(HA)] (5.7)

Setzen wir die Definitionen der Säurestärke (-log(KS) = pKS) (siehe (5.4)) und des pH-Wertes (pH = -log[c(H3O+)] (siehe (2.5)) in die Gleichung (5.7) ein, so erhalten wir:

-pKS = -pH + log[c(A-)] - log[c(HA)] (5.8)

Wenn wir die Gleichung (5.8) nach dem pH auflösen und gleichzeitig etwas umformen, so erhalten wir die so genannte Puffergleichung:

(5.9)

Diese Gleichung ist nur eine andere Schreibweise von (5.3). Sie ist aber in dieser Form bei der Berechnung von Puffern besonders nützlich und heisst deshalb Puffergleichung. Sie sollten sich diese Gleichung gut einprägen!


5 Pufferlösungen

Sie haben ein Experiment mit einem Puffergemisch aus Essigsäure [c(CH3COOH) = 0,1 mol/L] und Natriumacetat [c(CH3COO-) = 0,1 mol/L] durchgeführt. Der pKS-Wert von Essigsäure beträgt 4,76 (siehe Säure / Base-Reihe S.26).

Wir wollen nun die Gleichung (5.9) verwenden, um den pH der Pufferlösung vor der Zugabe von Salzsäure oder Natronlauge zu berechnen.

Weil in diesem Fall c(CH3COO-) = c(CH3COOH) ist, wird c(A-)/c(HA) = 1. Der Logarithmus von Eins ist jedoch Null und somit ist pH = pKS = 4,76.

Eine Pufferlösung mit gleichen Konzentrationen an Säure und korrespondierender Base weist stets einen pH-Wert auf, der dem pKs-Wert der Puffersäure entspricht!

Ein Säure-Base-Paar puffert eine Lösung in einem pH-Bereich um seinen pKS-Wert herum (siehe Grafik auf S.52!). Als Faustregel gilt:

Ungefährer Pufferbereich eines Säure-Base-Paares:

pH = pKS ± 1

Aufgabe 5.5: Suchen Sie in der Säure-Base-Reihe ein Säure-Base Paar, das im Bereich um pH = 10 puffert.

Haben Sie ein Puffersystem gewählt, so können Sie mit Hilfe der Puffergleichung das Verhältnis von Pufferbase zu Puffersäure berechnen.

Beispiel:

Für den gewünschten pH = 10 wählen Sie das System CO32- / HCO3

-.

Eingesetzt in die Puffergleichung (5.9) ergibt sich:

Und daraus folgt:

Es resultiert für das Verhältnis c(CO32-) / c(HCO3

-) = 10-0.4 = 0,398 ≈ 2/5


5 Pufferlösungen

Das Verhältnis von Pufferbase zu Puffersäure muss also 2:5 betragen. In einem Liter Pufferlösung mit der Gesamtkonzentration (= Säurekonzentration + Basenkonzentration) von 0.7 mol/L werden somit 0.2 mol Carbonat (z.B. Na2CO3) und 0.5 mol Hydrogencarbonat (z.B. NaHCO3) gelöst.

Aufgabe 5.6: Berechnen Sie die Zusammensetzung eines Essigsäure/Acetat-Puffers mit einer Gesamtkonzentration von 2,1 mol/L. Der pH-Wert soll 5,0 betragen. Für den pKS-Wert von Essigsäure können Sie 4,7 einsetzen.

Im Pufferbereich können Sie einzelne Punkte einer Pufferkurve berechnen, indem Sie für verschiedene Verhältnisse von Base : Säure den pH-Wert mit Hilfe der Puffergleichung berechnen:

Aufgabe 5.7: Wählen Sie eines der folgenden Puffersysteme:

CH3COOH / CH3COO- oder NH4+ / NH3.

Berechnen Sie die pH-Werte für die folgenden Verhältnisse von Base : Säure = 1:100, 1:10, 1:1, 10:1, 100:1.

Zeichnen Sie die entsprechende Grafik. x-Achse: Verhältnis von Base zu Säure, d.h. % Base im Gemisch; y Achse: pH-Wert.

pH-Änderung bei der Zugabe von Säure oder Base zu einer Pufferlösung

Wie bereits in der Theorie erklärt wurde, reagiert eine zugegebene, starke Säure mit der Pufferbase, wobei eine zusätzliche Menge Puffersäure entsteht.

Beispiel: Zu einem Acetatpuffer mit je 0,5 mol/L Essigsäure sowie 0,5 mol/L Natriumacetat werden 0,01 mol/L Salzsäurelösung gegeben.

Die zusätzlich entstehende Menge Puffersäure (CH3COOH) entspricht genau der zugegebenen Menge an starker Säure. Gleichzeitig nimmt die Menge an Pufferbase (CH3COO-) um denselben Betrag ab.Wird diese Änderung in der Puffergleichung berücksichtigt, können der neue pH-Wert und die pH-Änderung berechnet werden (der pKS von Essigsäure beträgt 4,76):

Der pH-Wert vor der Zugabe entspricht ja bei gleichen Konzentrationen an Puffersäure und korrespondierender Base dem pKS-Wert (also 4.76, siehe S.57). Die Änderung im pH-Wert (∆pH) beträgt durch obige Salzsäure-Zugabe also lediglich 0.02 Einheiten, d.h. der pH-Wert verändert sich also praktisch nicht.ETH Institut für Verhaltenswissenschaft 61 Leitprogramm " Säuren und Basen", V12

5 Pufferlösungen

Aufgabe 5.8: Gegeben ist 1 Liter Pufferlösung mit 0,3 mol H2PO4-

und 0,15 mol HPO42-. Berechnen Sie die pH-Werte vor und nach

Zugabe von 20 mL einer Kalilauge mit der Konzentration c(KOH) = 1,0 mol/L. (Die Volumen-Änderung können Sie vernachlässigen.)

Formulieren Sie zuerst die Reaktionsgleichung.

Tipp: Berechnen Sie zuerst die Stoffmenge der zugegebenen Base in mol.

Lernkontrolle 1. Teil

Aufgabe 5.9: Wann ist es sinnvoll, eine Lösung zu puffern? Antworten Sie in ganzen Sätzen.

Aufgabe 5.10: Woran erkennen Sie das Puffergebiet in einer Titrationskurve? Ich erwarte ganze Sätze als Antwort.

Lernkontrolle 2. Teil

Aufgabe 5.11: Berechnen Sie den pH-Wert einer Lösung, die pro Liter 0,4 mol HCO3

- und 0,3 mol CO32- enthält. (pKS von HCO3

- = 10,40).

Aufgabe 5.12: Berechnen Sie die Zusammensetzung eines Ammoniak/ Ammoniumpuffers für pH = 9. Die Gesamtkonzentration von Puffersäure + Pufferbase soll 0,81 mol/L betragen.(pKS von NH4

+ = 9,21).


5 Pufferlösungen



6 Warum ist der Regen sauer?

6. Kapitel:

Warum ist der Regen sauer?ThemaDer Regen in unserem Land ist teilweise bedenklich sauer. Der Strassenverkehr und die Heizungen sind die Hauptverursacher. Der Wald und andere Pflanzen leiden darunter. Auch Bauwerke werden geschädigt. Durch Gesetze und Verordnungen kann etwas gegen die Luftverschmutzung unternommen werden. Aber auch mit unserem persönlichen Einsatz können wir einen Beitrag leisten.

LektionsablaufWie entsteht der saure Regen? Wer verursacht ihn? Welches sind die Auswirkungen? Darum geht es in diesem Kapitel. Sie erfahren, was der Staat dagegen unternimmt. Sie überlegen sich, was Sie dazu beitragen können.

Zwischen den einzelnen Theorieabschnitten sind kleinere Aufgaben eingebaut. Diese lösen Sie zur Lernkontrolle. Die Lösungen dazu finden Sie im Lösungsordner. Bearbeiten Sie diesen Stoff so lange, bis Sie sich sicher fühlen.

Wenn Sie alles verstanden haben, gehen Sie zur Lehrperson. Diese gibt Ihnen einen kurzen Test zu diesem Kapitel.

Lernziele1. Sie können anderen erklären, wie der saure Regen zustande kommt. Sie

kennen die zwei wichtigsten Schadstoffe und wissen, woher sie stammen. Sie können die entsprechenden vollständigen Reaktionsgleichungen aufschreiben und den Weg der Schadstoffe mit Hilfe der entsprechenden Fachausdrücke beschreiben.

2. Sie kennen Auswirkungen von saurem Regen auf den Wald und auf Bauwerke.

3. Sie kennen drei Massnahmen, die der Staat gegen den sauren Regen ergriffen hat. Sie haben sich drei Massnahmen überlegt, die Sie selber durchführen könn(t)en.



Warum ist der Regen sauer?Regenwasser ist auch ohne menschliche Einflüsse sauer. Das Kohlendioxid in der Atmosphäre bildet mit Regenwasser Kohlensäure:

Dies ergibt einen pH-Wert von 5.6. Dies ist etwa gleich sauer wie der Säureschutzmantel unserer Haut.

Natürlicher Regen ist leicht sauer.

Messungen haben jedoch ergeben, dass in den industrialisierten Gebieten Europas der Regen durchschnittlich rund 20 mal saurer ist als natürlicher Regen. Dies entspricht einem Säuregrad von pH = 4.3. Nebel kann noch wesentlich saurer sein, da dieselbe Schadstoffmengen in geringeren Wassermengen gelöst sind. Dies führt zu höheren Konzentrationen an Säuren. Es ist schon ein Säuregrad um pH = 2 gemessen worden, was saurer als Zitronensaft ist. Dies wird durch vom Menschen verursachte Abgase bewirkt.

Vom Menschen verursachte Abgase bewirken, dass in der Schweiz der Regen durchschnittlich rund 20 mal saurer ist als in Reinluftgebieten. Nebel kann sogar um mehr als das tausendfache saurer sein.

Wie kommt es nun dazu, dass der Regen so viel saurer wird?Betrachten wir zunächst einmal den Kreislauf der von uns verursachten Abgase. Diese Graphik zeigt den Ausstoss der Abgase, die Übertragung in die Atmosphäre und die Rückführung wieder zur Erdoberfläche.

(Abbildung aus

Umweltbericht

Schweiz 2002,

S. 100)



Die drei neuen Begriffe haben folgende Bedeutung:

Emission: Dies ist der Ausstoss von Schadstoffen in die Atmosphäre. Die meisten Schadstoffe werden durch Auspuffrohre und Kamine abgegeben. Sie stammen also von Heizungen oder vom Verkehr.

Transmission: Nach dem Ausstoss vermischen sich die Luftschadstoffe mit der Luft. Sie werden verdünnt und je nach Windverhältnissen mehr oder weniger weit befördert. Auf dem Weg können sie auch chemisch umgewandelt werden. Der Begriff Transmission umfasst also Verdünnung, Transport und chemische Umwandlung.

Immission: Dies ist die Ablagerung von Luftschadstoffen aus der Atmosphäre. Die Luftschadstoffe wirken dabei auf Menschen, Tiere, Pflanzen, den Boden und auch auf Gebäude ein.Die Immissionen können entweder als trockene oder als nasse Ablagerung erfolgen. Trocken bedeutet in Form von Gasen und Stäuben, nass in Form von Regen.

Aufgabe 6.1: a) Warum war der Regen auch schon vor 300 Jahren leicht sauer? Antworten Sie mit einem Satz und einer Reaktionsgleichung.

b) Legen Sie nun dieses Leitprogramm zur Seite und zeichnen Sie auf einem separaten Blatt den Weg der Abgase auf. Benützen Sie dazu die Fachausdrücke Emission, Immission, Transmission.

c) Warum werden heute auch in wenig bewohnten ländlichen Gegenden höhere Schadstoffwerte gemessen als früher? Ich erwarte 2–3 Sätze.

Für die Bildung von saurem Niederschlag sind heute zur Hauptsache folgende Stoffe verantwortlich: Schwefeldioxid (SO2) und die Stickoxide, Stickstoffmonoxid (NO) und Stickstoffdioxid (NO2). Diese beiden Stickoxide werden meistens nicht

unterschieden und als NOx bezeichnet (x = 1 oder 2)..

Bei Anwesenheit von Sauerstoff und Licht reagiert in der Atmosphäre das Schwefeldioxid mit Wasser zu Schwefelsäure. Aus den Stickoxiden entsteht mit Wasser und Sauerstoff Salpetersäure. Hier die vereinfachten Reaktionsgleichungen dazu:

1. SO2 H2SO4

2. NOx HNO3

Aufgabe 6.2:Notieren Sie zu den obigen Vorgängen die Reaktionsgleichungen. Setzen Sie dabei für Sauerstoff und für Wasser die chemischen Formeln ein. Für die Reaktion mit NOx nehmen Sie NO2.

Bei den von Ihnen erstellten Reaktionsgleichungen handelt es sich aber um starke Vereinfachungen. Die Reaktionen laufen real über sehr viele Zwischenschritte ab.



Die Umwandlung von NO2 zu Salpetersäure (HNO3) geschieht in etwa einem Tag. Die Reaktion von SO2 zu Schwefelsäure (H2SO4) benötigt etwa 10 Tage. Deshalb verursacht die Emission von Stickoxiden (NOx) nur in der umliegenden Region sauren Regen. Die Emission von Schwefeldioxid (SO2) ergibt jedoch weiträumig saure Niederschläge, zum Teil über mehrere hundert Kilometer weit.

Wer verursacht den sauren Regen?Die folgenden zwei Abbildungen sollen Ihnen zeigen, welche Emissionsgruppen für den Ausstoss der Stickoxide und des Schwefeldioxids verantwortlich sind.

Stickoxid-Emissionen1900–2010(Bundesamt für Umwelt, 2005)

Schwefeldioxid-Emissionen1900–2010(Bundesamt für Umwelt, 2005)

Die Trendwende nach 1980 ist auf die mehrmalige Reduktion des Schwefelgehaltes im Heizöl, auf den Ersatz der stark schwefelhaltigen Kohle durch schwefelärmere Brennstoffe wie Heizöl „extra leicht“ und auf das praktisch schwefelfreie Erdgas zurückzuführen.


1900 1905 1910 1915 1920 1925 1930 1935 1940 1945 1950 1955 1960 1965 1970 1975 1980 1985 1990 1995 2000 2005 2010

0

20,000

40,000

60,000

80,000

100,000

120,000

140,000

160,000

180,000

200,000

Verkehr Industrie & GewerbeLand- & Forstwirtschaft Haushalte

NOX

(Ton

nen/

Jahr

)

1900

1905

1910

1915

1920

1925

1930

1935

1940

1945

1950

1955

1960

1965

1970

1975

1980

1985

1990

1995

2000

2005

2010

0

20,000

40,000

60,000

80,000

100,000

120,000

140,000

Verkehr Industrie & Gewerbe Land- & Forstwirtschaft Haushalte

SO2

(Ton

nen/

Jahr

)


Die Stickoxid-Emissionen stammen grösstenteils vom Verkehr.Die Schwefeldioxid-Emissionen kommen vorwiegend aus Haus- und Industriefeuerungen.

Im Jahr 2010 wurden in der Schweiz insgesamt 115’000 Tonnen Stickoxide und 29’700 Tonnen Schwefeldioxid in die Atmosphäre ausgestossen.

Die Schwefeldioxid-Emissionen konnten im letzten Jahrzehnt massgeblich reduziert werden und haben wieder das Niveau um 1900 erreicht. Sie stellen heute kein dringendes Umwelt-Problem mehr dar. Die Stickoxid-Emissionen wurden zwar auch reduziert, die emittierte NOx-Menge ist aber nach wie vor zu hoch und steigt in den letzten Jahren wieder. NOx verursacht Probleme bei Mensch und Umwelt. Die Stickoxide führen insbesondere in den Sommermonaten zu hohen Ozonbelastungen der Atemluft und zur Übersäuerung und Überdüngung von empfindlichen Ökosystemen wie Moore und Wälder.

Aufgabe 6.3:Welches war etwa der Anteil des Verkehrs an den Stickoxid-Emissionen im Jahr 1980 und wie gross war er im Jahr 2010? Geben Sie die ungefähren Prozentzahlen an.

Welche Auswirkungen hat der saure Regen?Der saure Regen bewirkt Schäden an Pflanzen, in der Tierwelt und an Gebäuden.

Für die Pflanzenwelt gehören Schwefeldioxid und die Stickoxide zu den wichtigsten Schadstoffen, und zwar direkt als Gase wie auch indirekt in Form von sauren Niederschlägen.

Auswirkungen auf den Wald (Quelle: Luftpost 1996)

Seit längerer Zeit werden in Europa neuartige Waldschäden festgestellt. Im Schweizer Wald haben die Kronenverlichtungen von 1985 bis 1994 um das Dreifache zugenommen. Sie sind nicht allein auf die traditionellen Schadensverursacher wie zum Beispiel Pilze, Käfer und Trockenheit zurückzuführen. Die Schadensforschung hat gezeigt, dass die Stressfaktoren wie Ozonbelastung, Stickstoff- und Säureeintrag negativ auf die Bäume einwirken.

Säure- und Stickstoffeinträge wirken bodenversauernd und führen zu einem unausgewogenen Nährstoffangebot. diese Veränderungen im Boden beeinträchtigen die Wurzelbildung und ihre Funktion, sowie den Nährstoffhaushalt des Baumes.

Andauernd erhöhte Einträge von gebundenem Stickstoff durch Ammoniak, Stickoxide und deren Folgeprodukte führen zu einer Stickstoffanreicherung in den Böden und damit zu einer Überdüngung. Bei Bäumen kann dies zu einem übermässigen Wachstum und damit in Trockenperioden zu Wassermangel führen.



Die folgende Abbildung gibt eine Übersicht zu den schädigenden Einflüssen auf Bäume:

Insgesamt bewirkt der saure Niederschlag eine Übersäuerung des Bodens. Damit werden Nährstoffe ausgewaschen und giftige Metall-Ionen freigesetzt. Letztere werden dann über die Wurzeln aufgenommen.

Aufgabe 6.4:

Nennen Sie sechs schädigende Wirkungen von SO2 und NOx

sowie derer Folgeprodukte auf Bäume. Welche Schädigungen von Bäumen werden durch sauren Regen verursacht?

Auch Gebäude werden durch den sauren Regen geschädigt. Viele Gebäude haben kalkhaltige Mauern. Säuren vermögen diesen Kalk aufzulösen und beschädigen somit die Fassade oder gar das ganze Gebäude. Sie haben diese Reaktion im 3. Kapitel selbst durchgeführt.



Was unternimmt der Staat gegen den sauren Regen?Der Staat erlässt Gesetze und Verordnungen über die Luftreinhaltung. In diesem Zusammenhang sind vor allem die Abgasemissionsvorschriften für den Verkehr und Vorschriften über den maximalen Schwefelgehalt in verschiedenen Heizölen sowie die Luftreinhalte-Verordnung für Industrie und Haushalte von Bedeutung.

Für den Verkehr gibt es Verordnungen. Hier die wichtigsten:

1) Verordnung über die Abgasemissionen leichter Motorwagen (FAV1). Diese Verordnung bewirkt unter anderem, dass alle seit dem 1.Oktober 1987 neu in Verkehr gesetzten Benzin-Autos einen Abgaskatalysator haben.

2) Verordnung über die Abgasemissionen schwerer Motorwagen (FAV2). Die erste Stufe ist seit dem 1.10.1987, die zweite seit dem 1.10.1991 in Kraft.

3) Verordnung über die Abgasemissionen der Motorräder (FAV3). Die erste Stufe ist seit dem 1.10.1987, die zweite seit dem 1.10.1990 in Kraft.

4) Seit dem 1.10.1993 gilt für schwere Motorwagen Euro 1, seit dem 1.10.1996 Euro 2, die nochmals eine leichte Verbesserung bringt.

5) Seit dem 1.1.1997 gilt Euro 2 auch für leichte Motorwagen. Dies bringt für die Schweiz lediglich eine Harmonierung mit der EU, entspricht sie doch praktisch der FAV1 von 1987!

Am Beispiel des Stickoxid-Ausstosses bei Personenwagen lässt sich gut zeigen, was diese Vorschriften für Personenwagen gebracht haben:

Vorschrift Gültig ab(für neu importierte Fahrzeuge)

Ausstoss an NOx [g/km] im Stadtzyklus

ECE 15'02 Oktober 1977 3.0–4.7 (gewichtsabhängig)

ECE 15'03 Oktober 1980 2.5–4.0 (gewichtsabhängig)

AGV 1982 April 1983 1.9

AGV 1986 Oktober 1986 1.2

FAV 1 Oktober 1987 0.62

TAFV 1 Euro 2 Oktober 1996 0.50 (zusammen mit HC)

TAFV 1 Euro 3 Januar 2001 0.15

TAFV 1 Euro 4 Januar 2006 0.08

TAFV 1 Euro 5 September 2009 0.06(Quelle: Entwicklung der schweizerischen Gesetzgebung im Bereich der Abgasemissionen von Motorfahrzeugen und Maschinen, S.6, als pdf: http://www.bafu.admin.ch/luft/00632/00637/index.html?lang=de, 30.10.2011, Die neuste Norm Euro 6 (ab 1.9.2014) bringt betreffend NOx keine weitere Verschärfung mehr.)

Bei der Entwicklung der Abgasvorschriften in der Schweiz lassen sich drei Phasen unterscheiden:

• Zu Beginn der siebziger Jahre wurden in der Schweiz die ersten Abgasvorschriften eingeführt: 1971 eine erste teilweise Begrenzung der Abgasemissionen, 1974 die ersten vollständigen Grenzwerte. Während dieser Anfangsphase kamen in der Schweiz die Reglemente der Wirtschafts-kommission für Europa der Vereinten Nationen (ECE/UNO) zur Anwendung, die in der Folge wiederholt verschärft wurden.


http://www.bafu.admin.ch/luft/00632/00637/index.html?lang=de


• Da die Schweiz im Rahmen der ECE nicht in der Lage war, ihre lufthygienischen Ziele zu realisieren, erarbeitete sie ab 1982 ihre eigene Gesetzgebung in diesem Bereich. Diese stützte sich auf bereits bestehende Messverfahren, legte jedoch strengere Grenzwerte fest als in den meisten anderen europäischen Ländern. So führte die Vorschrift von 1987 zum Obligatorium für den geregelten Drei-Weg-Katalysator zur Abgasreinigung bei Personenwagen mit Benzinmotor. Dieselbe Vorschrift legte auch zum ersten Mal Grenzwerte für die Emissionen von Fahrzeugen mit Dieselmotoren fest.

• Ab 1995 schliesslich begann die Schweiz, ihre Normen mit denjenigen der Europäischen Union in Einklang zu bringen, sie verlor ihre Vorreiter-Rolle in Europa in Bezug auf Umweltanliegen weitgehend.

Die folgende Grafik zeigt deutlich die Auswirkungen der obigen Vorschriften. Der scharfe Knick zwischen 1985 und 1995 ist praktisch allein auf die Einführung des Katalysators für Personenwagen zurückzuführen. Beim übrigen Verkehr (Lastwagen, Motorräder, Busse) ist leider kaum eine Abnahme zu verzeichnen! Erst in Zukunft sollen diese Emissionen ebenfalls abnehmen.

Entwicklung der schweizerischen NOx-Emissionen aus dem Strassenverkehr (in t/a)

Flächen von unten nach oben: Personenwagen, Lieferwagen, Schwere Nutzfahrzeuge, Motorisierte Zweiräder, Linien- und ReisebusseQuelle: Luftschadstoff-Emissionen des Strassenverkehrs 1980–2030, Schriftenreihe Umweltschutz Nr. 355. Bundesamt für Umwelt, Wald und Landschaft (BUWAL), Bern, 2004.

Aufgabe 6.5:

Die Wirkung des Katalysators für Stickoxide soll in dieser Aufgabe aufgezeigt werden. Berechnen Sie aus den Zahlen auf der nächsten Seite, um welchen Faktor ein Katalysator bei Autos den Stickoxidausstoss durchschnittlich vermindern kann.



Fahrzeugkategorie 50 km/h 80 km/h 100 km/h 120 km/h

Personenwagen ohne Katalysator 1.9 g/km 2.8 g/km 3.9 g/km 4.7 g/km

Personenwagen mit Katalysator 0.26 g/km 0.39 g/km 0.54 g/km 0.65 g/km

Stickoxid-Emissionen (aus Bundesamt für Umweltschutz 1987, Tabelle 103)

Die Luftreinhalteverordnung (LRV) beschreibt in Artikel 1, wofür sie gilt. Sie trat im April 1986 in Kraft.

Der wesentlichste Beitrag der Luftreinhalteverordnung zur Reduzierung des sauren Regens sind die Vorschriften zur Begrenzung des Schwefelgehaltes in Brenn- und Treibstoffen. Heute (2010) betragen die höchstzulässigen Schwefelgehalte 0.2 Prozent für Heizöl Extra-Leicht, 0.05 Prozent für Dieseltreibstoffe und 1 Prozent für Heizöl Schwer (das allerdings kaum noch verwendet wird).

Als zweiten wichtigen Punkt verlangt die LRV, dass die Immission von Schwefeldioxid und Stickstoffdioxid bestimmte Grenzwerte nicht überschreitet.

Für NO2 gilt: Der Jahresmittelwert sollte 30 g / m3 nicht überschreiten. Der 24 Stunden-Mittelwert von 80 g / m3 darf höchstens einmal pro Jahr überschritten werden.

Für SO2 gilt: Der maximale Jahresmittelwert beträgt ebenfalls 30 g / m3. der 24 Stunden-Mittelwert von 100 g / m3 darf höchstens einmal pro Jahr überschritten werden.

Aufgabe 6.6:Informieren Sie sich in einer Tageszeitung oder im Internet (www.ostluft.ch) über die Luftqualität in ihrer Region. Wie hoch sind die Grenzwerte für Stickstoffdioxid, Ozon und Feinstaub (PM10)? Wie hoch waren die gemessenen Werte gestern resp. wie hoch sind sie aktuell?



Der Staat hilft bei der Reduktion des sauren Regens vor allem mit zwei Massnahmen:

Verschärfung der Abgasvorschriften für den Verkehr Reduktion des Schwefelgehaltes in Treib- und

Brennstoffen durch Vorschriften

Durch die erzielten Fortschritte sind in den letzten Jahren die Schadstoffe NO2 und SO2 etwas in den Hintergrund der öffentlichen Wahrnehmung gedrängt worden. Die Zunahme des Verkehrs, die hohen Sommer-Temperaturen der vergangenen Jahre und der zunehmende Einsatz von Diesel-Motoren hat das Thema Luftreinhaltung aber wieder zurück ins öffentliche Interesse gebracht. Die aktuelle Diskussion wird vor allem in den Sommermonaten durch die hohen Ozon-Konzentrationen und vorwiegend im Winter durch die hohen Werte für den lungengängigen Feinstaub beherrscht. Beide Schadstoffe haben – unter anderem – gesundheitliche Beeinträchtigungen bei Menschen zur Folge.

Aus diesem Grund müssen die Anstrengungen zur Luftreinhaltung in nächster Zeit wieder verschärft werden. Neben den technischen Vorschriften zur Verminderung der Emissionen (Katalysator- und Filtersysteme, Treibstoffe, Tempolimiten) werden vermehrt auch ökonomische Instrumente zum Tragen kommen. Dazu gehören etwa Lenkungsabgaben auf bestimmte Stoffgruppen, die leistungsabhängige Schwerverkehrsabgabe, die Überwälzung der Folgekosten der Luftverschmutzung auf die Verursacher oder das Road Pricing in Agglomerationen.

Was kann ich persönlich zur Luftreinhaltung beitragen?Jeder kann einen Beitrag zur Erhaltung der Luftqualität leisten. Von den folgenden Massnahmen können Sie bestimmt auch eine oder mehrere anwenden.

• Öffentlichen Verkehr oder das Velo benützen.

• Beim Kauf eines Autos auf die Abgas-Emissionswerte achten.

• Auf der Autobahn freiwillig nur 100 km/h fahren.

• Weniger heizen, Heizkörperventile bei Temperaturen über 20°C zudrehen.Tiefere Temperaturen sind gesünder und erlauben besseres Arbeiten. Eine Temperatursenkung kann ein paar Tage Anpassungszeit erfordern, bis sie als angenehm empfunden wird.

• Sparsam mit dem Warmwasser umgehen, beispielsweise Duschen statt Baden. (Tipp von Daniel Suter: Kalt Duschen härtet ab. Die andern Autorinnen und Autoren können sich diesem nur beschränkt anschliessen!)

• Sich politisch für die Einhaltung der Luftreinhalteverordnung einsetzen.

Aufgabe 6.7:Diskutieren Sie mit jemandem, der gleich weit ist wie Sie, welche Massnahmen Sie persönlich innerhalb der nächsten zwei Jahre verwirklichen können. Bestimmt haben Sie auch eigene Ideen. Für den Kapiteltest müssen Sie mindestens drei Massnahmen nennen können. Eine davon muss eine eigene sein.



LernkontrolleDie folgenden Aufgaben dienen Ihrer eigenen Wissensprüfung. Sie sollen selbständig überprüfen, ob Sie dieses Kapitel begriffen haben.

Haben Sie alle Aufgaben richtig gelöst und fühlen Sie sich beim Neugelernten sicher, so können Sie sich beim Lehrer zum Kapiteltest melden.

Haben Sie eine oder mehrere Aufgaben falsch gelöst, so lesen Sie den betreffenden Abschnitt nochmals sorgfältig durch.

Aufgabe 6.8: Wie entsteht saurer Regen? Beantworten Sie zunächst folgende Punkte:

a) Welche beiden Schadstoffe ergeben den sauren Regen?

b) Welche Reaktionen treten dabei auf (nur vereinfachte Reaktionsgleichungen)?

c) Woher kommen diese Schadstoffe? Nennen Sie für jeden Schadstoff die wichtigste Quelle und erläutern Sie, wie daraus saurer Regen entsteht und wo er wirkt.

Aufgabe 6.9: Erklären Sie den Weg der Abgase. Ich erwarte 8–10 Sätze.

Aufgabe 6.10: Warum sind Bäume an der Nebelgrenze mehr gefährdet als solche im Tal unten? Antworten Sie in zwei bis drei Sätzen.

Aufgabe 6.11: Zählen Sie zwei schädigende Wirkungen von sauren Niederschlägen für die Bäume auf. Denken Sie dabei an die direkte und indirekte Schädigung. Antworten Sie in drei bis vier Sätzen.

Aufgabe 6.12: Nennen Sie 3 Massnahmen, die der Staat ergriffen hat oder noch ergreifen könnte, um die Luftqualität zu verbessern. Wo müsste Ihrer Meinung nach der Staat heute zusätzlich noch aktiv werden?



Meine Lösungen der Aufgaben des 6. Kapitels:


7 pH-Berechnung von Lösungen schwacher Säuren und Basen

7. Kapitel:

Kann man den pH-Wert von Essig berechnen?

pH-Berechnungen von starken und schwachen Säuren und Basen

ÜbersichtThemaSie haben pH-Messungen durchgeführt und können aussagen, ob eine Lösung sauer, neutral oder basisch ist.

Sie können bereits pH-Werte von Salzsäurelösungen und von Natronlauge unter-schiedlicher Konzentrationen berechnen.

Nun geht es darum, pH-Werte auch für Lösungen anderer Säuren und Basen zu berechnen.

LektionsablaufIm Theorieteil lernen Sie, wie man den pH-Wert einer sauren oder basischen Lösung berechnet. Im Fall von starken potenziellen Säuren und Basen ist dies recht einfach. Bei Berechnungen für schwache potenzielle Säuren und Basen ist auch die Säurestärke zu berücksichtigen. Sie lernen, diese einzubeziehen.

Dann führen Sie pH-Messungen von Essigsäure- und Ammoniaklösungen durch. Essigsäure ist eine schwache potenzielle Säure, Ammoniak eine schwache potenzielle Base.

Ihre Messresultate vergleichen Sie anschliessend mit den theoretischen Werten sowie mit jenen, die Sie für Salzsäurelösungen und Natronlauge (Kapitel 2) erhalten haben.

Bearbeiten Sie diesen Stoff so lange, bis Sie sich sicher fühlen. Wenn Sie glauben, dass Sie alles verstanden haben, können Sie zur Lehrperson gehen, die Sie kurz prüfen wird. Nehmen Sie dazu die ausgefüllte Tabelle mit den gemessenen und den berechneten pH-Werten an den Kapiteltest mit.

Lernziele1. Sie wissen was starke und schwache potenzielle Säuren und Basen sind

und können den pH-Wert für deren Lösungen berechnen.

2. Sie können die pH-Änderungen beim Verdünnen von starken und schwachen Säuren abschätzen.



Theoretischer Teil

pH-Werte von potenziellen Säuren in Lösung

a) starke potenzielle Säure:Bei einer starken potenziellen Säure HA werden praktisch sämtliche H+-Ionen abgespalten. Deshalb gilt bei einer wässrigen Lösung der starken potenziellen Säure HA:

c(H3O+) ≈ c0(HA)

c0 ist die Anfangskonzentration der Säure im Wasser.

Eine potenzielle Säure darf als starke potenzielle Säure bezeichnet werden, wenn mehr als 90% der Teilchen dissoziieren, das heisst, ihr H+-Ion abspalten. Dies trifft bei KS > 10 zu, was einem pKS < -1 entspricht.

Setzen wir nun die Definition des pH ein:

pH = -log [c(H3O+)]

Daraus ergibt sich: pH = -log [c0(HA)] (7.1)

Somit ist der pH-Wert praktisch nur von der Anfangskonzentration der Säure abhängig. Eine Verdünnung um den Faktor 10 bewirkt eine pH-Zunahme um eine Einheit: ∆pH = 1.

Dies haben Sie schon im Kapitel 2 experimentell festgestellt und auch berechnet (siehe Experiment 2.2).

b) schwache potenzielle Säure:

Bei einer schwachen potenziellen Säure HA dissoziieren nur wenige Teilchen (d.h. nur wenige spalten ein H+-Ion ab):

c(H3O+) << c0(HA)

Eine Säure darf als schwache Säure bezeichnet werden, wenn weniger als 10% der Teilchen dissoziieren. Dies trifft bei KS < 0,1 zu, was einem pKS > 1 entspricht.



Für die Berechnung des pH-Wertes für schwache Säuren gehen wir nochmals von der Definition der Säurekonstanten (siehe Kapitel 6, Gleichung (6.3)) aus:

Geben wir nun Säure zu Wasser hinzu, so entstehen gleich viele H3O+- und A--Ionen. Beide haben die gleiche Konzentration:

c(H3O+) = c(A-)

Damit lässt sich die Säurekonstante durch Substituieren vereinfachen.

Die Säurekonstante lautet somit:

Da wir aber die Konzentration von HA im Gleichgewicht nicht direkt messen können, setzen wir dafür die Anfangskonzentration c0(HA) ein und ziehen die dissoziierten Teile c(A-) bzw. c(H3O+) ab:

c(HA) = c0(HA) - c(A-) = c0(HA) - c(H3O+)

Nun lautet die Säurekonstante: (7.2)

Wenn man diese Gleichung für c(H3O+) auflöste, so würde sich eine quadratische Gleichung ergeben. Wir betrachten jedoch den Spezialfall einer schwachen potenziellen Säure. Dies ermöglicht uns eine Vereinfachung, da bei einer schwachen potenziellen Säure ja nur wenige Teilchen dissoziieren:

c(H3O+) << c0(HA)Es gibt deshalb nur einen sehr kleinen Fehler, wenn wir in Gleichung (7.2) die Konzentration der Oxonium-Ionen im Nenner vernachlässigen. Die Gleichung (7.2) lautet nun vereinfacht als gute Näherung:

Und nach der Oxonium-Ionen-Konzentration aufgelöst, erhalten wir:



Diese Gleichung kann auch in logarithmischer Form geschrieben werden:

Als nächstes wird das Vorzeichen umgekehrt:

Setzt man nun noch die Definition für den pH und den pKS ein,

pH = -log (c(H3O+)) bzw. pKS = -log (KS)

so erhält man die gewünschte Gleichung:

(7.3)

Somit ist der pH-Wert von der Säurestärke und von der Konzentration der Säure abhängig. Eine Verdünnung um den

Faktor 10 bewirkt eine pH-Zunahme um eine halbe Einheit: ∆pH = 0,5, also eine halb so grosse Änderung wie bei einer

starken Säure.

c) Allgemeine Gleichung (für Säuren, die ein H+-Ion abgeben kann)Dieser Abschnitt ist freiwillig. Falls Sie ihn nicht bearbeiten möchten, gehen Sie direkt zu Aufgabe 7.1 auf der nächsten Seite.

Gewiss dürften Sie mit der krassen Unterscheidung zwischen starken und schwachen potenziellen Säuren nicht zufrieden sein. Deshalb gehen wir nun wieder von Gleichung (7.2) aus und lassen keine Vereinfachungen zu. Gleichung (7.2) ergibt aufgelöst für c(H3O+) eine quadratische Gleichung:

c(H3O+)2/KS + c(H3O+) - c0(HA) = 0

Aufgelöst resultiert: (7.4)

Diese Gleichung lässt sich immer genau lösen. Sie gilt allerdings nur für Säuren, die ein H+-Ion abgeben können, wie z. B. die Essigsäure.



Setzt man nun noch die Definition für den pH und den pKS in (7.4) ein

pH = -log [c(H3O+)], KS = 10-pKs

so erhält man für den pH durch Logarithmieren und Vorzeichenumkehr:

(7.5)

Wer einen programmierbaren Taschenrechner oder einen solchen mit Formelspeicher hat, kann diese Formel sicher gut gebrauchen. Sie lässt sich für alle Säuren anwenden, die genau ein H+-Ion abgeben können. Allerdings kann man sie sich nicht so leicht merken…..

Aufgabe 7.1: Berechnen Sie für folgende Essigsäurelösungen die theoretischen pH-Werte:

c(CH3COOH) = 1,0 mol/L, c(CH3COOH) = 0,1 mol/L,

c(CH3COOH) = 0,01 mol/L, c(CH3COOH) = 0,001 mol/L.

Für die Berechnungen können Sie entweder die vereinfachte Formel (7.3) oder die allgemeingültige (7.5) verwenden.

Tragen Sie die berechneten Werte in die Tabelle auf S. 80 ein.

pH-Werte von potenziellen Basen in Lösung

Zur Berechnung des pH-Wertes einer basischen Lösung geht man in der gleichen Weise wie bei den Säuren vor. Anstelle der Säurekonstanten benötigt man die Basenkonstante KB. Für die Grundreaktion

lautet die Basenkonstante:

Der KS-Wert einer Säure und der KB-Wert ihrer korrespondierenden Base hängen in einfacher Weise voneinander ab. Betrachten wir die Reaktionen:

bzw.



So folgt für die entsprechenden Konstanten:

bzw.

Multipliziert man nun die beiden Konstanten, so folgt:

Mit negativen Logarithmen ausgedrückt:

pKS + pKB = 14bzw.:

pH + pOH = 14

In den Tabellen finden wir üblicherweise die pKS-Werte der jeweiligen Säuren. Die pKB-Werte der jeweiligen korrespondierenden Basen erhält man somit leicht aus:

pKB = 14 – pKS

Setzen wir nun bei den Formeln für die Berechnung des pH von Säuren anstelle des pKS den pKB und anstelle des pH den pOH ein, so erhalten wir die Formeln für die Berechnung der Basen.

Da wir aber den pH-Wert berechnen möchten und nur die pKS-Werte tabelliert vorfinden ist es sinnvoller, in den Formeln (7.3) bzw. (7.5) folgende Substitutionen durchzuführen, um die Formeln für Basen zu erhalten:

1) statt pH schreiben wir bei Basen nicht pOH, sondern 14 - pH

2) statt pKS schreiben wir bei Basen nicht pKB, sondern 14 - pKS

(Der pKS-Wert ist für die korrespondierende Säure der Base nachzusehen.)

3) statt c0(HA) schreiben wir bei Basen c0(B).

Aufgabe 7.2: Schreiben Sie die Gleichungen für die pH-Berechnung von starken und schwachen Basen auf. Die allgemeine Gleichung analog zur Gleichung (7.5) ist freiwillig.

Aufgabe 7.3: Berechnen Sie die theoretischen pH-Werte für folgende Ammoniaklösungen (NH3 ist eine schwache Base):

c(NH3) = 1,0 mol/L, c(NH3) = 0,1 mol/L, c(NH3) = 0,01 mol/L, c(NH3) = 0,001 mol/L.



Tragen Sie die Werte in die Tabelle auf der S. 80 ein.



Experimenteller TeilIm folgenden Experiment verdünnen Sie eine Essigäure- und eine Ammoniaklösung mehr und mehr und messen dabei den pH-Wert (Säuregrad).

Experiment 7.1:pH-Werte von Essigsäure- und Ammoniak-LösungenDiesen Versuch sollen Sie mit einer Kollegin oder einem Kollegen durchführen, die / der gleich weit ist wie Sie.

Sicherheit: Essigsäure wirkt auf der Haut ätzend. Spritzer sofort mit Wasser und Seife, verschüttete Säure am Arbeitsplatz mit viel Wasser abwaschen. Schutzbrille tragen!Geräte: pH-Meter mit Elektrode, 4 kleine Bechergläser (25 mL), 3 Masskolben (100 mL), 3 Vollpipetten (10 mL), Saugball, wasserunlöslicher Filzschreiber.

Stoffe/Chemikalien: Essigsäure-Lösung [c(CH3COOHaq) = 1,0 mol/L] oder Ammoniak-Lösung [c(NH3aq) = 1,0 mol/L].

Durchführung:

Pipettieren Sie 10,0 mL Essigsäure [c(CH3COOH) = 1,0 mol/L] in einen 100 mL-Masskolben. Füllen Sie diesen mit entmineralisiertem Wasser bis zur Marke auf. Drehen Sie den Kolben 3mal. Berechnen Sie die neue Konzentration der Lösung und schreiben Sie diese auf den Kolben (vergleiche Experiment 2.2!).

Von dieser Lösung pipettieren Sie wieder 10,0 mL in einen zweiten 100 mL-Masskolben ....usw.

Für die Ammoniaklösungen gehen Sie genau gleich vor.

Wenn Sie alle Lösungen hergestellt haben, messen Sie die pH-Werte. Dazu füllen Sie ein 25 mL Becherglas etwa zu 2/3 mit der Lösung und messen den pH-Wert mit dem pH-Meter. Notieren Sie die Werte in den untenstehenden Tabellen.

Spülen Sie die Elektrode zwischen den einzelnen Messungen immer sorgfältig mit entmineralisiertem Wasser (Spritzflasche). Tupfen Sie sie dann mit Haushaltpapier sorgfältig ab.

c(CH3COOH) [mol/L] gemessener pH-Wert [ - ] berechneter pH-Wert [ - ]

1,0

0,1

0,01

0,001



c(NH3) [mol/L] gemessener pH-Wert [ - ] berechneter pH-Wert [ - ]

1,0

0,1

0,01

0,001

Entsorgung: Alle Lösungen können in den Ausguss gegeben werden.

Aufgabe 7.4: Welche pH-Werte würden Sie für Salzsäure und Natronlauge erhalten, wenn die Konzentrationen gleich gross wie jene von Essigsäure und Ammoniak wären?



Lernkontrolle

Aufgabe 7.5: Worin liegt der Unterschied zwischen einer starken und einer schwachen Säure beim Lösen in Wasser:

a) bezüglich Konzentration der H3O+-Ionen und pH-Wert?b) bezüglich Verhalten bei der Verdünnung?

Antworten Sie jeweils in zwei bis drei ganzen Sätzen.

Aufgabe 7.6: 2 mL einer sauren Lösung werden mit 18 mL entmineralisiertem Wasser verdünnt. Der pH-Wert nimmt um 0.5 zu. Handelt es sich um eine starke oder schwache Säure?

Aufgabe 7.7: Eine basische Lösung mit einer Konzentration von c = 0,01 mol/L hat einen pH-Wert von 12.0. Handelt es sich um eine starke oder schwache Base?

Aufgabe 7.8: Es soll eine Lösung mit einem pH-Wert von 3 erstellt werden. Welche Konzentration muss die Säure haben:

a) bei Salzsäure?

b) bei Essigsäure?





Documents

LP S/B 4aM 94 Deckblatt - fdchemie [licensed for non ...fdchemie.pbworks.com/f/LP_S_B_Anleitung.docx · Web view2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola? 2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola?