Was sind Säuren und Basen?

Institut für Verhaltenswissenschaft
Säuren und Basen
Ein Leitprogramm in Chemie
Verfasst von
Walter Caprez, Manon Geijsen
Gilbert Hangartner, Rita Oberholzer
Kathrin Ott, Albert Scheller, Daniel Suter
Herausgeber: 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, Schulbereich
Gymnasium
Fachliche Vorkenntnisse
Bindungslehre, Salze, mehratomige Ionen, Lewis-Formeln von mehratomigen Ionen
und Carbonsäuren, chemisches Gleichgewicht.
Bearbeitungsdauer
16 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 Leitprogramms
Ihre 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.
Bezugsquelle
Walter Caprez
Büelrainstr. 50
8400 Winterthur
Tel./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.
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
Übersicht
Übersicht über das Leitprogramm
Worum 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!
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
Inhaltsverzeichnis
Inhaltsverzeichnis
Kapitel
Inhalt
Seite
1
Was sind Säuren und Basen?
2
Ist Pepsi saurer als Coca Cola?
pH-Wert und pH-Messung
16
3
Wir lösen Kalkrückstände mit Essig auf:
Säure-Base-Reaktionen
24
4
Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig?
Gehaltsbestimmung von sauren und basischen
Lösungen durch Titration
38
5
Puffer gibt es nicht nur bei der Eisenbahn:
Pufferlösungen
50
6
Warum ist der Regen sauer?
62
7
Kann man den pH-Wert von Essig auch berechnen?
pH-Berechnung von Lösungen schwacher Säuren und Basen
74
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4
7
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
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
eingesetzt!
Ausbildungsmedien
werden
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.
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
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!
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
1 Was sind Säuren und Basen?
1. Kapitel:
Was sind Säuren und Basen?
Übersicht
Thema
Das 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.
Lektionsablauf
Zuerst 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.
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
1 Was sind Säuren und Basen?
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:
H
Wir können auch schreiben: H-Cl oder HCl
Cl
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 HClMolekül auf das Wassermolekül übertragen.
H
Cl
+
O
H
Cl
H
Chlorid-Ion
H
+
O
H
+
H
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
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!
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
1 Was sind Säuren und Basen?
Chlorid-Anion (Cl-).
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
1 Was sind Säuren und Basen?
Mit Lewis-Formeln schreiben wir die Reaktion so:
+
H
H Cl +
H
+
Cl
O
H
H
O
H
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:
Cl - (aq) + H 3O+ (aq)
HCl (aq) + H 2O (l) (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 eine
H+-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 LewisFormeln. Am Schluss geben Sie die Reaktion so an, wie es
Chemikerinnen und Chemiker üblicherweise tun: in einer
Reaktionsgleichung. HBr reagiert wie HCl als Säure.
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
1 Was sind Säuren und Basen?
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.
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
1 Was sind Säuren und Basen?
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:
H
H
N
N
H
H
H
H
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:
H
O
H
N
H
H
H
O
H
H
+
Hydroxid-Ion
N
H
H
+
H
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.
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
1 Was sind Säuren und Basen?
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.
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
1 Was sind Säuren und Basen?
Lernkontrolle
Die 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.
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
1 Was sind Säuren und Basen?
Meine Lösungen des 1. Kapitels:
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2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola?
2. Kapitel:
Ist Pepsi saurer als Coca Cola?
pH-Wert und pH-Messung
Thema
Der pH-Wert ist ein Mass für die Konzentration der H3O+-Ionen in einer wässrigen
Lösung. Den Zusammenhang zwischen der Konzentration der H 3O+-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.
Lektionsablauf
Sie 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.
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2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola?
Theorie
Wassermoleküle reagieren miteinander:
H 2O (l) + H 2O (l)
H 3O + (aq) + OH - (aq)
(2.1)
Diese Reaktion läuft nicht vollständig ab, alle Partner sind in einem Gleichgewichtsgemisch 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:
c(H3O+ ) × c(OH- )
K=
c(H2O)2
(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.
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola?
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.
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola?
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/L
c(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
c(NaOHaq) = 0.01mol/L.
pH-Wert
einer
Natronlauge
mit
Experimentelle pH-Messungen
pH-Messung
Die 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.
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola?
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,
(alkalische) Lösungen.
verschiedene
saure
und
basische
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
pH-Wert
(Indikatorpapier)
(pH-Meter)
c(H3O+)
Art der Lösung
(sauer, neutral,
alkalisch)
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola?
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-Wert
Sicherheit: 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).
aq)
= 0.1 mol/L) oder Natronlauge (c(NaOH
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)
0.1
0.1
0.01
0.01
0.001
0.001
pH-Wert
(–)
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.
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola?
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
c(NaOH aq) = 0.05 mol/L ist?
eine
Natronlauge,
wenn
Aufgabe 2.9: Berechnen Sie die theoretischen pH-Werte aller Lösungen von
Experiment 2.2.
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Leitprogramm "Säuren und Basen", V12
2 Ist Pepsi saurer als Coca Cola?
Meine Lösungen des 2. Kapitels:
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3 Säure-Base-Reaktionen
3. Kapitel:
Wir lösen Kalkrückstände mit Essig auf:
Säure / Base-Reaktionen
Thema
Es 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 / BaseReaktion erhalten.
Lektionsablauf
Zuerst 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!).
Lernziele
1.
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.
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
3 Säure-Base-Reaktionen
Theorie
Säure / Base-Paare
Aus einer potenziellen Säure HA entsteht durch Abgabe eines H+-Ions stets eine
potenzielle Base. Man bezeichnet sie als die korrespondierende Base von HA.
Abgabe von H + - Ion
HA
Säure
A- + H +
(3.1)
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.
B + H+
Aufnahme von H + - Ion
Base
HB+
(3.2)
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:
HA + B
Säure 1
Übertragung von H + - Ion
Base 2
A- + HB+
Base 1
(3.3)
Säure 2
HA und A- bilden Säure / Base-Paar 1, HB+ und B Paar 2.
Aufgabe 3.2:
Wir betrachten folgende Reaktion:
ClO4- (aq) + NH 4+ (aq)
HClO4 (aq) + NH 3 (aq) 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).
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
3 Säure-Base-Reaktionen
Die Säure / Base-Reihe
Eine 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. H 2O steht fast zu
unterst in der Säure / Base Reihe.
Den pKS-Wert in der letzten Spalte brauchen wir in diesem Kapitel noch nicht.
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3 Säure-Base-Reaktionen
Eine kleine Säure / Base-Reihe:
pKS
Perchlorsäure
HClO4
ClO4-
Perchlorat-Ion
–9
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-
SO42-
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-
HPO42-
Hydrogenphosphat-Ion
7.21
Ammonium-Ion
NH4+
NH3
Ammoniak
9.21
Hydrogencarbonat-Ion
HCO3-
CO32-
Carbonat-Ion
10.40
Hydrogenphosphat-Ion
HPO42-
PO43-
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
zunehmende Basenstärke
zunehmende Säurestärke
potenzielle Base


potenzielle Säure
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:
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3 Säure-Base-Reaktionen
Betrachten wir die schon mehrmals behandelte Reaktion von HCl mit H 2O. Suchen
wir die beiden Stoffe in der Säure / Base-Reihe:
HCl
H2O
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+.
HCl
Cl-
H3O+
H2O
Die Reaktionsgleichung lautet also:
HCl (aq) + H 2O (aq) Cl - (aq) + H 3O+ (aq)
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.
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28
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
3 Säure-Base-Reaktionen
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 Reaktionsgleichung auf.
Aufgabe 3.5:
In einem Becherglas wird Natriumhydroxid (NaOH) in Wasser
gelöst. Zu dieser Lösung gibt man Salpetersäure (HNO 3). 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:
HSO4- (aq) + NH 4+ (aq)
H 2 SO4 (aq) + NH 3 (aq) Nun müssen Sie untersuchen, ob das gebildete Hydrogensulfat-Ion (HSO4-) mit
einem weiteren, zweiten NH3-Molekül erneut ausgiebig reagieren kann (SStellung!).
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
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29
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
3 Säure-Base-Reaktionen
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:
HSO4- (aq) + NH 3 (aq) +
SO 24 (aq) + NH 4 (aq)
Insgesamt findet also folgende Reaktion statt:
SO42- (aq) + 2 NH 4+ (aq)
H 2 SO4 (aq) + 2 NH 3 (aq) 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 (CO32-). 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 CO32--Ionen.
In einem ersten Schritt gibt das Oxonium-Ion ein H+-Ion ab
(Ca2+ und Cl- sind
„Zuschauer“):
H 3O+ + Cl - + Ca 2+ + CO32- H 2O + Cl - + Ca2+ + HCO3- (alles aq)
HCO3- als potenzielle Base kann gemäss Säure / Base-Reihe mit einem weiteren
H3O+ (wobei Cl- wiederum als Begleit-Ion agiert) reagieren:
H 3O+ (aq) + Cl - (aq) + HCO3- (aq)
H 2O (l) + Cl - (aq) + H 2CO3 (aq)
Insgesamt findet also folgende Reaktion statt:
2 H 3O+ + 2 Cl - + Ca 2+ + CO32- Ca 2+ + 2 Cl - + H 2CO3 + 2 H 2O (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):
H 2CO3 (aq) ¾¾
® CO2 (g) + H 2O (l)
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30
(CO2-Gas entweicht zischend)
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
3 Säure-Base-Reaktionen
Zur Rolle der „Zuschauer“ in chemischen Reaktionen
In 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.
ETH Institut für Verhaltenswissenschaft
31
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
3 Säure-Base-Reaktionen
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
Natriumhydrogencarbonat, Citronen- oder Weinsäure.
("Vitamin
C"),
Vorgehen:
In einem Trinkglas mischt man:
1 Teelöffel (TL) Saccharose
1/2 TL Ascorbinsäure
1/2 TL Natriumhydrogencarbonat ("Bicarbonat") (besteht aus Na+- und HCO3--Ionen)
1 TL Citronen- oder Weinsäure
Dann 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“.
RCOOH (aq) + Na + (aq) + HCO3- (aq) ...........
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.
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32
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
3 Säure-Base-Reaktionen
Aufgabe 3.9:
Eine potenzielle Säure vermag Kalk aufzulösen, wenn die Reaktion
mit dem Carbonat-Ion (CO32-) 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-Gleichgewichte
Säure / Base-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen. Diesen Sachverhalt haben
wir bisher vernachlässigt. Wir betrachten nochmals eine Säure / Base-Reaktion in
allgemeiner Form:
HA + B
Säure 1
Übertragung von H + - Ion
Base 2
A- + HB+
Base 1
Säure 2
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:
HA + B A- + HB+
Ist A- die stärkere potenzielle Base als B, so werden die H+-Ionen vor allem von Agebunden, wodurch bevorzugt HA und B gebildet werden. Das generelle
Gleichgewicht liegt dann links:
HA + B A- + HB+
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!
ETH Institut für Verhaltenswissenschaft
33
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
3 Säure-Base-Reaktionen
Beispiel:
Wir lassen Salpetersäure (HNO3) mit Ammoniak (NH3) reagieren:
NO3- (aq) + NH 4+ (aq)
HNO3 (aq) + NH 3 (aq) Säure 1
Base 2
Base 1
Säure 2
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?
HNO3 (aq) + H 2O (aq) Säure 1
+
Base 2
Base 1
Säure 2
Statt der potenziellen Basen kann man auch die potenziellen Säuren miteinander
vergleichen.
Beispiel:
CH 3COOH (aq) + NH 3 (aq) Säure 1
CH 3 COO- (aq) + NH 4+ (aq)
Base 2
Base 1
Säure 2
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?
H 2O (l) + CH 3COOH (aq) Base 1
+ Säure 2
Vergleichen Sie dazu die Stärken der potenziellen Säuren, um
Ihre Entscheidung zu treffen.
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34
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
3 Säure-Base-Reaktionen
Allgemein gilt: Das generelle Gleichgewicht einer Säure-BaseReaktion 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:
Pfeilneigung
Gleichgewichtskonstante
Gleichgewichtslage
K>1
rechts
K≈1
Mitte
K<1
links
Pfeile in der
Reaktionsgleichung
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)
NH 3 (aq) + HCl (aq)
b)
H 2CO3 (aq) + H 2O (l)
c)
NH 3 (aq) + H 2O (l)
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
3 Säure-Base-Reaktionen
Lernkontrolle
Versuchen 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)
HCl (aq) + HSO4- (aq)
b)
H 2 S (aq) + H 2O (l)
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36
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
3 Säure-Base-Reaktionen
Meine Lösungen des 3. Kapitels:
ETH Institut für Verhaltenswissenschaft
37
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
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
Thema
In 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".
Lektionsablauf
Zuerst 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.
Lernziele
1.
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.
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38
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig?
Theorie zur Methode der Titration
Lässt 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“:
H 3O+ + Cl - + Na+ + OH  
Salzsäure+
2 H 2O + Na+ + Cl - (alles aq)

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
n = c × V
Aufgabe 4.2:
Wieviel mol NaOH enthalten 100 mL verdünnte Natronlauge?
c(NaOH) beträgt 0.1 mol/L.
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39
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig?
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 pHWert 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. CO32-. Dies müssen wir in der
Rechnung berücksichtigen. Wir können für den Äquivalenzpunkt folgenden
Zusammenhang aufstellen:
VS ×cS × zS = VB ×cB × zB
(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 = 1
VB= 11.2 mL, zB = 1, cB=1.0 mol/L
cS : 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 (Durchschnitt aus drei Messungen).
Stellen Sie zuerst die Reaktionsgleichung für die vollständige
Reaktion auf (Säure / Base-Reihe!) auf. Berechnen Sie dann die
Konzentration der Schwefelsäure.
ETH Institut für Verhaltenswissenschaft
40
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig?
Experimentelle Durchführung der Titration
Um 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)) vernachlässigbar.
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:
ETH Institut für Verhaltenswissenschaft
a)
Bürette: Ein Glasrohr mit einer
Masseinteilung
b)
Hahn
c)
Becherglas mit der Lösung
unbekannter Konzentration
d)
Magnetstäbchen
e)
Rührmotor
41
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig?
Experiment 4.1: Titration von Salzsäure mit Natronlauge
Hinweise 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), pHMessgerät, 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 mLBecherglas. 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 pHWert.
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42
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig?
mL Natronlauge
pH-Wert
Farbe der Lösung
Auswertung:
Stellen Sie Ihre Messung grafisch dar: x-Achse: „mL Natronlauge“, y-Achse: „pHWert“. 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!).
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43
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig?
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.
pH
10 ml Salzsäure c(HCl) = 1 mol/l
10 ml Essigsäure c(CH 3COOH) = 1 mol/l
12
10
Umschlagbereich von Phenolphthalein
8
6
4
Umschlagbereich von Methylorange
2
0
0
2
4
6
8
10
12
ml NaOH
c(NaOH) = 1 mol/l
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.
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44
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig?
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 mLVollpipette, 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!).
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45
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig?
Wasserhärte
Den 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 1 ofH 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:
CO2 (g) + H 2O (l) H 2CO3 (aq)
(4.2)
Kohlensäure vermag Kalk aufzulösen:
H 2CO3 (aq) + CaCO3 (s) 
2 HCO3- (aq) + Ca2+ (aq) (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.
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46
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig?
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 mLErlenmeyerkolben 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:
2 HCO3- + Ca 2+ + 2 H 3O+ + 2 Cl - 2 H 2O + 2 H 2CO3 + Ca2+ + 2 Cl - (alles aq)
(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
durchschnittliche Salzsäureverbrauch 5.4 mL (c(HCl aq) = 0.1 mol/L).
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47
betrage
der
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4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig?
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 Reaktionsgleichung 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.
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48
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
4 Wie viel Essigsäure hat es im Speiseessig?
Meine Lösungen des 4. Kapitels:
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49
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5 Pufferlösungen
5. Kapitel:
Puffer gibt es nicht nur bei der Eisenbahn:
Pufferlösungen
Übersicht
Thema
In der Natur müssen die meisten chemischen Reaktionen in einem sehr engen pHBereich 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.
Lektionsablauf
Sie 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.
ETH Institut für Verhaltenswissenschaft
50
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
5 Pufferlösungen
1. Teil:
Wie funktioniert ein pH-Puffer?
Experiment 5.1
pH-Änderungen bei Zugabe von Säure bzw.
entmineralisiertem Wasser und zu einer Pufferlösung.
Base
zu
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
zu und messen Sie den pH-Wert.
aq)
= 0,1 mol/L)
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.
ETH Institut für Verhaltenswissenschaft
51
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
5 Pufferlösungen
Lösung
pH-Wert vor
Zugabe
entmin. Wasser
+ Salzsäure
7.00
entmin. Wasser
+ Natronlauge
7.00
pH-Wert nach
Zugabe
pH-Änderung
(∆pH)
Pufferlösung
+ Salzsäure
Pufferlösung
+ Natronlauge
Theorie
Ein 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):
HCl (aq) + H 2O (l) Cl - (aq) + H 3O+ (aq)
(5.1)

Salzsäure
Diese H3O+-Ionen reagieren nun mit den Acetat-Ionen der Pufferlösung:
H 3O + (aq) + CH 3COO- (aq) H 2O (l) + CH 3COOH (aq)
(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:
CH 3COOH (aq) + H 2O (l) ETH Institut für Verhaltenswissenschaft
H 3O+ (aq) + CH 3COO- (aq) (5.2)
52
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
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 (H 3O+) 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- + AcetatLösung) schrittweise, so resultiert die folgende Pufferkurve2:
Puffergebiet
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.
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
53
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
5 Pufferlösungen
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
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 Wasser
Sicherheit: Verdünnte
Schutzbrille tragen!
Salzsäure
wirkt
ätzend.
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!)
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54
Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
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
0,0
pH-Wert entmin. Wasser
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.
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5 Pufferlösungen
2. Teil: Zur Wahl eines geeigneten Puffers und die
Puffergleichung
Das 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 Säurekonstante
Für die Reaktion einer potenziellen Säure HA mit Wasser kann folgende
Reaktionsgleichung aufgestellt werden:
HA (aq) + H 2O (l) Die Gleichgewichtskonstante lautet:
H 3O+ (aq) + A- (aq)
(5.1)
c(H3O+ ) × c(A- )
K=
c(H2O) × c(HA)
(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):
c(H3O+ ) × c(A- )
Definition der Säurekonstanten:
(5.3)
K S = K × c(H2O) =
c(HA)
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 pK S-Wert als die Säurestärke der
potenziellen Säure HA.
Zur Erinnerung:
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pKS = -log10[KS]
(5.4)
pH = -log10[c(H3O+)]
(2.5)
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5 Pufferlösungen
In den meisten Chemiebüchern sind die pKS-Werte für verschiedene potenzielle
Säuren angegeben. Um die Säurekonstante zu erhalten, benützt man folgende
Formel:
K S = 10
-pK S
(5.5)
c(H3O+ ) = 10-pH
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 Puffergleichung
Logarithmieren wir die Gleichung für die Säurekonstante (5.3), so erhalten wir:
æ c(H3O+ ) × c(A- ) ö
log(K S ) = log ç
÷
c(HA)
è
ø
(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:
æ c(A- ) ö
pH = pK S + log ç
÷
è c(HA) ø
(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!
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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 SäureBase 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:
æ c(CO32- ) ö
10 = 10.4 + log ç
- ÷
è c(HCO3 ) ø
Und daraus folgt:
æ c(CO32- ) ö
-0.4 = log ç
- ÷
è c(HCO3 ) ø
Es resultiert für das Verhältnis c(CO32-) / c(HCO3-) = 10-0.4 = 0,398 ≈ 2/5
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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.
CH 3COO- (aq) + H 3O+ (aq) CH 3COOH (aq) + H 2O (l) 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 pHWert und die pH-Änderung berechnet werden (der pKS von Essigsäure beträgt 4,76):
æ 0.5-0.01 ö
pH = 4.76 + log ç
=4.74
è 0.5+0.01÷ø
Der pH-Wert vor der Zugabe entspricht ja bei gleichen Konzentrationen an
Puffersäure und korrespondierender Base dem pK S-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.
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5 Pufferlösungen
Aufgabe 5.8: Gegeben ist 1 Liter Pufferlösung mit 0,3 mol H2PO4und 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).
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5 Pufferlösungen
Meine Lösungen des 5. Kapitels:
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6 Warum ist der Regen sauer?
6. Kapitel:
Warum ist der Regen sauer?
Thema
Der 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.
Lektionsablauf
Wie 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.
Lernziele
1.
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.
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6 Warum ist der Regen sauer?
Warum ist der Regen sauer?
Regenwasser ist auch ohne menschliche Einflüsse sauer. Das Kohlendioxid in der
Atmosphäre bildet mit Regenwasser Kohlensäure:
CO2 (g) + H 2O (l) H 2CO3 (aq) 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)
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
6 Warum ist der Regen sauer?
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:
Aufgabe 6.1:
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.
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.
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
6 Warum ist der Regen sauer?
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.
200,000
180,000
160,000
NOX (Tonnen/Jahr)
StickoxidEmissionen
1900–2010
(Bundesamt für
Umwelt, 2005)
140,000
120,000
100,000
80,000
60,000
40,000
20,000
0
1900
1910
Verkehr
1920
1930
1940
Industrie & Gewerbe
1950
1960
1970
1980
Land- & Forstwirtschaft
1990
2000
2010
Haushalte
140,000
120,000
SchwefeldioxidEmissionen
1900–2010
(Bundesamt für
Umwelt, 2005)
SO2 (Tonnen/Jahr)
100,000
80,000
60,000
40,000
20,000
0
1900
1910
Verkehr
1920
1930
1940
Industrie & Gewerbe
1950
1960
1970
1980
Land- & Forstwirtschaft
1990
2000
2010
Haushalte
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.
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
6 Warum ist der Regen sauer?
Die Stickoxid-Emissionen stammen grösstenteils
Verkehr.
vom
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 StickoxidEmissionen 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.
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6 Warum ist der Regen sauer?
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 SO 2 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.
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
6 Warum ist der Regen sauer?
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
Ausstoss an NOx [g/km]
(für neu importierte Fahrzeuge)
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 Wirtschaftskommission für Europa der Vereinten Nationen (ECE/UNO) zur Anwendung,
die in der Folge wiederholt verschärft wurden.
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
6 Warum ist der Regen sauer?
•
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 Reisebusse
Quelle: 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.
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6 Warum ist der Regen sauer?
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?
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
6 Warum ist der Regen sauer?
Der Staat hilft bei der Reduktion des sauren Regens vor
allem mit zwei Massnahmen:

Verschärfung der Abgasvorschriften für den Verkehr

Reduktion des Schwefelgehaltes
Brennstoffen durch Vorschriften
in Treib- und
Durch die erzielten Fortschritte sind in den letzten Jahren die Schadstoffe NO 2 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.
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
6 Warum ist der Regen sauer?
Lernkontrolle
Die 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:
Aufgabe 6.9:
Wie entsteht saurer Regen? Beantworten Sie zunächst folgende
Punkte:
a)
Welche beiden Schadstoffe ergeben den sauren Regen?
b)
Welche Reaktionen treten
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.
dabei
auf
(nur
vereinfachte
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?
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6 Warum ist der Regen sauer?
Meine Lösungen der Aufgaben des 6. Kapitels:
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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
Übersicht
Thema
Sie 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 unterschiedlicher Konzentrationen berechnen.
Nun geht es darum, pH-Werte auch für Lösungen anderer Säuren und Basen zu
berechnen.
Lektionsablauf
Im 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.
Lernziele
1. 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.
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7 pH-Berechnung von Lösungen schwacher Säuren und Basen
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):
HA (aq) + H 2O (l) A- (aq) + H 3O+ (aq) 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.
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7 pH-Berechnung von Lösungen schwacher Säuren und Basen
Für die Berechnung des pH-Wertes für schwache Säuren gehen wir nochmals von
der Definition der Säurekonstanten (siehe Kapitel 6, Gleichung (6.3)) aus:
c(H3O+ ) × c(A- )
KS =
c(HA)
Geben wir nun Säure zu Wasser hinzu, so entstehen gleich viele H 3O+- und A-Ionen. Beide haben die gleiche Konzentration:
c(H3O+) = c(A-)
Damit lässt sich die Säurekonstante durch Substituieren vereinfachen.
Die Säurekonstante lautet somit:
c(H3O+ )2
KS =
c(HA)
Da wir aber die Konzentration von HA im Gleichgewicht nicht direkt messen
können, setzen wir dafür die Anfangskonzentration c 0(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:
KS =
c(H3O+ )2
c 0 (HA) - c(H3O+ )
(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:
c(H3O+ )2
KS =
c 0 (HA)
Und nach der Oxonium-Ionen-Konzentration aufgelöst, erhalten wir:
c(H3O+ )= K S × c 0 (HA)
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7 pH-Berechnung von Lösungen schwacher Säuren und Basen
Diese Gleichung kann auch in logarithmischer Form geschrieben werden:
log(c(H3O+ )) =
log(K S ) + log(c 0 (HA))
2
Als nächstes wird das Vorzeichen umgekehrt:
-log(c(H3O+ )) =
-log(K S ) - log(c 0 (HA))
2
Setzt man nun noch die Definition für den pH und den pK S ein,
pH = -log (c(H3O+)) bzw. pKS = -log (KS)
so erhält man die gewünschte Gleichung:
pH =
pKS - log(c0 (HA))
2
(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:
æ 1 1 c (HA) ö
c(H3O+ ) = K S × ç - + + 0
÷
KS ø
è 2 4
(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.
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
7 pH-Berechnung von Lösungen schwacher Säuren und Basen
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
B (aq) + H 2O (l) lautet die Basenkonstante:
HB+ (aq) + OH - (aq)
c(BH+ ) × c(OH- )
KB =
c(B)
Der KS-Wert einer Säure und der KB-Wert ihrer korrespondierenden Base hängen in
einfacher Weise voneinander ab. Betrachten wir die Reaktionen:
HA (aq) + H 2O (l) A- (aq) + H 3O+ (aq)
bzw.
A- (aq) + H 2O (l) ETH Institut für Verhaltenswissenschaft
HA (aq) + OH - (aq)
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
7 pH-Berechnung von Lösungen schwacher Säuren und Basen
So folgt für die entsprechenden Konstanten:
c(H3O+ ) × c(A- )
KS =
c(HA)
bzw.
KB =
c(HA) × c(OH- )
c(A- )
Multipliziert man nun die beiden Konstanten, so folgt:
Mit negativen Logarithmen ausgedrückt:
pKS + pKB = 14
bzw.:
pH + pOH = 14
In den Tabellen finden wir üblicherweise die pK S-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 pHBerechnung 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) = 0,001 mol/L.
c(NH3) = 0,01 mol/L,
Tragen Sie die Werte in die Tabelle auf der S. 80 ein.
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
7 pH-Berechnung von Lösungen schwacher Säuren und Basen
Experimenteller Teil
Im 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 AmmoniakLösungen
Diesen 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 mLMasskolben. 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 mLMasskolben ....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
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
7 pH-Berechnung von Lösungen schwacher Säuren und Basen
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?
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
7 pH-Berechnung von Lösungen schwacher Säuren und Basen
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?
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Leitprogramm " Säuren und Basen", V12
7 pH-Berechnung von Lösungen schwacher Säuren und Basen
Meine Lösungen des 7. Kapitels:
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