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Säure-Basen-Reaktionen im Abi

Wenn Chemie eines deiner abiturrelevanten Fächer ist, wirst du auch die Säure-Base-Reaktion kennen und erklären können müssen.

Was passiert, wenn eine Säure mit einer Base reagiert?

simpleclub erklärt dir, was du für das Chemieabi wissen solltest!

Säure-Base-Reaktion einfach erklärt

Es gibt verschiedene Definitionen für Säuren und Basen. Brønsted hat die Theorie von Arrhenius erweitert.

Arrhenius

Säuren & Basen nach Arrhenius:

Säuren sind Moleküle, die in wässriger Lösung unter Bildung von positiv geladenen Wasserstoff-Ionen\text{(H}^+) $\text{(H}^+)$ dissoziieren (zerfallen).

Basen sind dagegen Moleküle, die in wässriger Lösung unter Bildung von negativ geladenen Hydroxid-Ionen\text{(OH}^-) $\text{(OH}^-)$ dissoziieren.

Brønsted

Säuren & Basen nach Brønsted:

Säuren sind Moleküle, die Protonen\text{(H}^+) $\text{(H}^+)$ abgeben können. Eine Säure wird auch als Protonen-Donator bezeichnet.

Basen sind Moleküle, die Protonen aufnehmen können. Eine Base wird auch als Protonen-Akzeptor bezeichnet.

Bei der Reaktion von einer Säure mit einer Base gibt die Säure ein Proton ab, welches die Base aufnimmt. Die allgemeine Reaktionsgleichung für Säuren (H-A) und Basen (B-OH) sieht so aus:

\text{H-A}+ \text{B-OH} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{B}^+ + \text{H}_{2}\text{O}

\text{H-A}+ \text{B-OH} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{B}^+ + \text{H}_{2}\text{O}

Säure-Base-Reaktion Definition

Bei der Reaktion von Säuren und Basen werden Protonen übertragen.

Säure-Base-Paare

Ein korrespondierendes bzw. konjugiertes Säure-Base-Paar sind zwei Teilchen, die sich nur durch ein Proton unterscheiden.

Bei der allgemeinen Säure-Base-Reaktion bilden Säure 1 und Base 1(\text{HA und } \text{A}^- ) $(\text{HA und } \text{A}^- )$ ein konjugiertes Säure-Base-Paar. Außerdem bilden Base 2 und Säure 2(\text{OH}^- \text{und H}_{2}\text{O}) $(\text{OH}^- \text{und H}_{2}\text{O})$ ein konjugiertes Säure-Base-Paar.

\begin{aligned} \text{H-A} &+ \text{B-OH} &\rightleftharpoons& \text{A}^- &+& \text{H}_{2}\text{O } + \text{ B}^+ \\ \text{Säure 1} &+ \text{Base 2 } &\rightleftharpoons& \text{Base 1} &+& \text{Säure 2} \end{aligned}

\begin{aligned} \text{H-A} &+ \text{B-OH} &\rightleftharpoons& \text{A}^- &+& \text{H}_{2}\text{O } + \text{ B}^+ \\ \text{Säure 1} &+ \text{Base 2 } &\rightleftharpoons& \text{Base 1} &+& \text{Säure 2} \end{aligned}

pKs- und pKb-Wert

Ein Maß für die Stärke einer Säure oder einer Base ist die Säurekonstante Ks bzw. Basenkonstante Kb. Häufiger als pKs/pKb-Wert zu finden.

Starke Säuren haben kleine pKs- Werte (kleiner als 4) und große pKb-Werte.

Starke Basen haben kleine pKb-Werte (kleiner als 4) und große pKs-Werte.

Schwache Säuren haben große pKs-Werte (größer als 4) und kleine pKb-Werte.

Schwache Basen haben große pKb-Werte (größer als 4) und kleine pKs-Werte.

pH-Wert

Der pH-Wert gibt an, wie viele Protonen ( \text{H}^+ \text{-Ionen}) $( \text{H}^+ \text{-Ionen})$ bzw. Oxonium-Ionen (\text{H}_{3}\text{O}^+ \text{-Ionen}) $(\text{H}_{3}\text{O}^+ \text{-Ionen})$ in einer Lösung sind.

Er wird berechnet durch den negativen dekadischen Logarithmus der Protonenkonzentration.

\text{pH} = - \text{log}_{\text{10}} (\text{c(H}^{+}))

\text{pH} = - \text{log}_{\text{10}} (\text{c(H}^{+}))

Für die Berechnung von pH-Werten in Lösungen sind diese vier Formeln wichtig:

\text{ } $\text{ }$	Säure	Base
stark	\text{pH}=-\text{lg}\,(\text{c}_{0}\text{(HA)}) $\text{pH}=-\text{lg}\,(\text{c}_{0}\text{(HA)})$	\text{pOH}=-\text{lg}\,(\text{c}_{0}\text{(B)}) $\text{pOH}=-\text{lg}\,(\text{c}_{0}\text{(B)})$
schwach	\text{pH}=\frac{1}{2}\cdot (\text{pK}_{\text{S}}-\text{lg}\,(\text{c}_{0}\text{(HA)}) $\text{pH}=\frac{1}{2}\cdot (\text{pK}_{\text{S}}-\text{lg}\,(\text{c}_{0}\text{(HA)})$	\text{pOH}=\frac{1}{2}\cdot (\text{pK}_{\text{B}}-\text{lg} \,(\text{c}_{0}\text{(B)}) $\text{pOH}=\frac{1}{2}\cdot (\text{pK}_{\text{B}}-\text{lg} \,(\text{c}_{0}\text{(B)})$

Den pOH-Wert kannst du in den pH-Wert umformen, indem du rechnest:

\text{pH} = 14- \text{pOH}

\text{pH} = 14- \text{pOH}

Puffer

Ein Puffer in einer Lösung hält den pH-Wert stabil. Bei Zugabe einer Säure oder Base ändert sich der pH-Wert nur gering.

Der pH-Wert einer Lösung mit Puffersystem kann mit der Puffergleichung berechnet werden. Diese Gleichung wird auch Henderson-Hasselbalch-Gleichung genannt.

\text{pH}=\text{pK}_{\text{S}} + \lg \left(\frac{\text{c(A}^{-})}{\text{c(HA)}}\right)

\text{pH}=\text{pK}_{\text{S}} + \lg \left(\frac{\text{c(A}^{-})}{\text{c(HA)}}\right)

\text{c(A}^-) $\text{c(A}^-)$ = Konzentation der Base des Puffers,

\text{c(HA)} $\text{c(HA)}$ = Konzentration der Säure des Puffers

Titration

Mithilfe von Titrationen kannst du die Konzentration einer unbekannten Lösung (Probelösung) bestimmen.

Für die Berechnung brauchst du den Äquivalenzpunkt. An diesem Punkt haben die Säure und die Base die gleiche Stoffmenge (n).

Am Äquivalenzpunkt gilt also:

\text{n(Säure)}=\text{n(Base)}

\text{n(Säure)}=\text{n(Base)}

Bei der konkreten Berechnung gehst du in zwei Schritten vor:

Stoffmenge n der Maßlösung am Äquivalenzpunkt berechnen
Mit Hilfe der Stoffmenge die Konzentration c der Probelösung berechnen

Titrationskurven

Bei Titrationen können die gemessenen Werte grafisch aufgezeichnet werden. Diese Graphen werden Titrationskurven genannt.

Starke Säure vs. schwache Säure

Titrationskurven	starke Säure	schwache Säure
Verlauf	Titrationskurve Salzsäure mit Natronlauge	Titrationskurve Essigsäure mit Natronlauge
typische Merkmale	kleiner Start-pH-Wert Anstieg bis kurz vor den pH-Sprung gering Äquivalenzpunkt bei pH = 7	Pufferbereich, in dem der pH-Wert gleich bleibt Halbäquivalenzpunkt (1. Wendepunkt) im Pufferbereich Anstieg bis kurz vor den pH-Sprung groß Äquivalenzpunkt (2. Wendepunkt) meistens nicht bei pH 7

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