Säure- und Basenkonzentrationen

Säuren und Basen

Eine Arrhenius-Säure produziert Wasserstoffionen, wenn sie in Wasser gelöst wird:

HA + H₂O → H⁺⁽_aq) + A^-_(aq)

Hier ist HA die nicht dissoziierte Säure, H⁺ das Wasserstoffkation und A^- das solvatisierte Anion – die so genannte konjugierte Base. Eine Arrhenius-Base erzeugt Hydroxidionen, wenn sie in Wasser gelöst wird:

BOH + H₂O → B⁺⁽_aq) + OH^-_(aq)

Hier ist BOH die nicht dissoziierte Base, OH- das Hydroxidion und B⁺ das solvatisierte Kation – die sogenannte konjugierte Säure. Eine konjugierte Base entsteht, wenn eine Säure ein Wasserstoffion verliert und das Potenzial hat, einen Wasserstoff zu gewinnen. Das Gleiche gilt für eine konjugierte Säure, die entsteht, wenn eine Base eine Hydroxylgruppe verliert und das Potenzial hat, diese zurückzugewinnen. Jede Säure hat eine konjugierte Base, und jede Base hat eine konjugierte Säure.

Ph

Der pH-Wert ist der Säuregrad der Lösung und ein Maß für die Menge an Wasserstoffionen in einer Lösung. Die pH-Skala ist logarithmisch und reicht von 0 bis 14; wässrige Lösungen mit einem pH-Wert unter 7 werden als sauer und wässrige Lösungen mit einem pH-Wert über 7 als alkalisch oder basisch bezeichnet. Lösungen mit einem pH-Wert von 7 gelten als neutral.

Der pH-Wert einer Lösung ist gleich der negativen logarithmischen Basis zehn der Konzentration von Wasserstoffionen in Lösung.

Wasser interagiert stark mit dem Wasserstoffion, da seine starke positive Ladung den Minuspol der umgebenden Wassermoleküle anzieht. Tatsächlich interagieren sie so stark, dass sie eine kovalente Bindung und das H₃O⁺ Kation, genannt Hydronium, bilden. Die obige Gleichung wird umgeschrieben, um dies widerzuspiegeln.

Der Einfachheit halber beziehen wir uns bei der Erörterung des pH-Werts auf die Konzentration von Wasserstoffionen anstelle von Hydroniumionen. Je niedriger der pH-Wert einer Lösung ist, desto mehr Wasserstoffionen sind vorhanden und desto saurer ist die Lösung. Zum Beispiel beträgt der pH-Wert von 1 mM Schwefelsäure 2,75, während der pH-Wert von 1 mM Salzsäure 3,01 beträgt. Die Konzentration der Wasserstoffionen in der Schwefelsäurelösung wird mit 1 × ^10-2,75 berechnet, während die Konzentration der Wasserstoffionen in der Salzsäurelösung 1 × ^10-3,01 beträgt. Somit sind in Schwefelsäure mehr Wasserstoffionen vorhanden und sie ist saurer. Denken Sie daran, dass, obwohl der pH-Wert zweier Lösungen aufgrund der logarithmischen Natur der pH-Skala nur um einen halben pH-Wert variieren kann, die Menge an Wasserstoff stark variiert.

Festigkeit von Säuren und Basen

Die Stärke einer Säure wird durch die Elektronegativität der konjugierten Base und die Polarität des sauren Wasserstoffs beeinflusst. Die Stärke bezieht sich daher darauf, wie leicht sich das Wasserstoffkation (H⁺) vom Anion löst. Starke Säuren und Basen dissoziieren in wässrigen Lösungen vollständig, während schwache Säuren und Basen nur teilweise in ihre konjugierten Ionen dissoziieren.

Die Dissoziationskonstante K_a stellt die Säurestärke dar. K_a wird unter Verwendung der Konzentrationen der nicht dissoziierten Säure HA und der Konzentrationen der Wasserstoffkationen und der konjugierten Base A^- berechnet. Höhere K_a-Werte stehen für stärkere Säuren, während kleinere K_a-Werte für schwächere Säuren stehen.

K_a ist numerisch sehr klein und wird oft in Form von pK_a angegeben, was die negative logarithmische Basis zehn von K_a ist. Niedrigere pK-a-Werte entsprechen einer stärkeren Säure, während höhere_pK-a-Werte einer schwächeren Säure entsprechen.

Einige Säuren dissoziieren nur ein Wasserstoffion und haben daher einen pK-Wert. Diese Säuren werden als monoprotisch bezeichnet. Einige Säuren können jedoch mehr als ein Wasserstoffion dissoziieren und werden als polyprotisch bezeichnet. Diese Säuren haben einen pK-Wert,_einen Wert für jede Dissoziation von Wasserstoffionen.

pK_a kann auch verwendet werden, um den Gleichgewichts-pH-Wert einer Säure-Base-Reaktion zu berechnen, wie in der Henderson-Hasselbalch-Gleichung gezeigt.

Die Henderson-Hasselbalch-Gleichung wird zur Berechnung des pH-Werts verwendet, wenn die Konzentrationen der konjugierten Base und der schwachen Säure bekannt sind, oder zur Berechnung des pK_a, wenn der pH-Wert und die Konzentrationen bekannt sind.

Titration

Säure-Base-Reaktionen werden mittels Titration quantitativ untersucht. In einem Titrationsexperiment wird eine Lösung mit einer bekannten Konzentration, die als Standardlösung bezeichnet wird, verwendet, um die Konzentration einer anderen Lösung zu bestimmen. Bei Säure-Base-Titrationen wird eine standardisierte Basenlösung langsam zu einer Säure unbekannter Konzentration gegeben (oder die Säure wird der Base zugesetzt). Die Säure-Base-Reaktion ist eine Neutralisationsreaktion, bei der ein Salz und Wasser gebildet werden. Wenn die Mole der Wasserstoffionen in der Säure gleich den Molen der Hydroxylionen sind, die von der Base hinzugefügt werden, erreicht die Lösung einen neutralen pH-Wert.

Um eine Säure-Base-Titration durchzuführen, wird die standardisierte Base langsam mit Hilfe einer Bürette in einen Rührkolben mit der unbekannten Säure gegeben, was die Messung des Volumens und die tropfenweise Zugabe von Base ermöglicht. Der pH-Wert der Lösung wird während der gesamten Titration mit einem pH-Indikator, der der Säure zugesetzt wird, genau überwacht. Typischerweise wird Phenolphthalein verwendet, da die Lösung farblos bleibt, bis sie basisch wird und sich leicht rosa färbt.

Wenn sich die Titration dem Äquivalenzpunkt nähert, d. h. wenn die Mole der Wasserstoffionen den Molen der hinzugefügten Hydroxylionen entsprechen, ändert sich der pH-Indikator aufgrund eines Überschusses an Hydroxylionen vorübergehend in seiner Farbe. Wenn der Kolben geschwenkt wird, kehrt die saure Farbe des pH-Indikators zurück. Die Titration ist abgeschlossen und hat ihren Endpunkt erreicht, wenn ein winziger Überschuss an Hydroxylionen den Indikator dauerhaft in seine Grundfarbe verändert.

Die Titrationskurve ist ein Diagramm des pH-Werts einer Lösung im Vergleich zum Volumen der zugegebenen standardisierten Base. Der Äquivalenzpunkt befindet sich am Wendepunkt der Kurve und wird als zweite Ableitung der Titrationskurve berechnet.

Wenn eine Säure polyprotisch ist, hat sie mehrere Äquivalenzpunkte, einen für jede Wasserstoffionendissoziation. Der pH-Wert auf halbem Weg zum Äquivalenzpunkt für monoprotische Säuren oder zwischen den Äquivalenzpunkten bei polyprotischen Säuren ist gleich dem pK_a der Säure.

Referenzen

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2. Silberberg, M.S. (2009). Chemie: Die molekulare Natur von Materie und Veränderung. Boston, MA: McGraw-Hill.
3. Harris, D.C. (2015). Quantitative chemische Analyse. New York, NY: W.H. Freeman und Company.