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Praktikumsversuch Säure-Base-Gleichgewicht

Säure-Base-Gleichgewicht - Grundlagen - Säure-Base-Gleichgewichte

Eigendissoziation des Wassers

Wasser dissoziiert in geringem Ausmaß in Hydronium- und Hydroxidionen:

2 H2O H3O++ OH

Wasser bezeichnet man als Ampholyten, da es sowohl als Säure als auch als Base fungieren kann.

Säure-Base-Reaktion mit Wasser

In wässrigen Lösungen überwiegt normalerweise die Protolysereaktion der Säure bzw. Base mit Wasser. Letzteres ist ein Ampholyt, d.h. es kann dabei als Brönstedt-Säure oder -Base wirken.Wendet man das Massenwirkungsgesetz auf diese Reaktionen an, so erhält man die Gleichgewichtskonstanten Ka (Säurekonstante, a für engl: acid) bzw. Kb (Basekonstante).

Tab.1
Säurereaktion:Basereaktion:
HB H++ B H++ B HB
H++ H2O H3O+ H2O H++ OH
K a = c H 2 O + c B c HB c H 2 O K b = c HB c OH c B c H 2 O
pKa= lg Ka pKb= lg Kb

Für das konjugierte Säure-Base-Paar HB/B gilt:

K a K b = K W = 10 14

Ka ist die Säurekonstante von HB, Kb ist die Basenkonstante von B, Kw ist das Ionenprodukt des Wassers. Logarithmiert:

p K a + p K b = p K W = 14

Je stärker die Säure (Base), desto schwächer ist die korrespondierende Base (Säure).

Der pH-Wert

Der pH-Wert wurde ursprünglich als negativer dekadischer Logarithmus des Zahlenwerts der Wasserstoffionenkonzentration c(H+) definiert. In wässriger Lösung existieren jedoch keine freien H+-Ionen, sie bilden vielmehr mit Wassermolekülen H3O+-Ionen. Ausserdem weicht für stark saure oder alkalische Lösungen der gemessene pH-Wert erheblich von dem aus der eingewogenen Konzentration berechneten Wert ab, da sich die Teilchen mit zunehmender Konzentration immer stärker gegenseitig abschirmen, wodurch der scheinbare Dissoziationsgrad abnimmt. Statt der Konzentration wird also die Aktivität der H3O+-Ionen gemessen. Die Aktivität a einer Lösung ist über den konzentrationsabhängigen Aktivitätskoeffizienten f mit der Konzentration c verknüpft (a = f c). Der Aktivitätskoeffizient lässt sich messen und in gewissen Konzentrationsbereichen auch berechnen. Man definiert heute deshalb den pH-Wert als den negativen dekadischen Logarithmus der H3O+-Ionen-Aktivität.

pH = log a ( H 3 O + )

In ideal verdünnten Lösungen gilt a(H3O+) =c(H3O+).

Absorptionsverhalten von Säuren und Basen

Ein konjugiertes Säure/Base-Paar lässt sich als Indikator einsetzen, wenn Säure und Base, wie beim Methylorange (siehe Abbildung), unterschiedliche Absorptionsspektren aufweisen.(Gl. 13)

H2O+ HInd H3O++ Ind
Abb.1
Methylorange

Saure (HInd=rot) und basische (Ind=orangegelb) Form von Methylorange.

Der pK-Wert des Indikators lässt sich ermitteln, wenn das Konzentrationsverhältnis c(Ind)/c(HInd) als Funktion des pH-Werts der Lösung bestimmt wird. Dies kann photometrisch erfolgen. Nach dem Lambert-Beer'schen-Gesetz sind die Extinktionen der beiden Spezies HInd und Ind ihren Konzentrationen proportional. Die gemessene Extinktion E λ bei der entsprechenden Wellenlänge λ setzt sich additiv aus den Extinktionen der beiden Spezies zusammen.

E λ = ε λ ( Ind ) c ( Ind ) d + ε λ ( HInd ) c ( HInd ) d

c(Ind): Konzentration der Indikator-Base, c(HInd): Konzentration der Indikator-Säure. Bei der betrachteten Wellenlänge absorbieren im Allgemeinen beide Spezies. Die Extinktionskoeffizienten der reinen Spezies lassen sich aus den Extinktionen bei extremen pH-Werten ermitteln, da dort jeweils reines HInd bzw. Ind vorliegen:

E λ = E λ 0 ( Ind ) = ε λ ( Ind ) c 0 d bei extrem hohem pH E λ = E λ 0 ( HInd ) = ε λ ( HInd ) c 0 d bei extrem niedrigem pH

E λ 0 ( HInd ) : Extinktion der reinen Säure bei der Wellenlänge λ , E λ 0 ( Ind ) : Extinktion der reinen Base bei der Wellenlänge λ , c 0 : Gesamtkonzentration von konjugierter Säure und Base ( c 0 = c ( HInd ) + c ( Ind ) ).

Durch Einsetzen von und in die Basengleichung in und Anwendung der Definition des pH-Wert erhält man die Henderson-Hasselbalch-Gleichung in der Form:

pH = pK a + lg E λ 0 ( HInd ) E λ E λ E λ 0 ( Ind )

Animation zum Säure-Base-Gleichgewicht

Abb.2
Säure-Base-Gleichgewicht

Beispiel Methylorange

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