Säure und Basen

 

Hier werden 3 Säure-Base Konzepte vorgestellt.

• Das Konzept von Arrhenius
• Das Konzept von Lewis
• Das Konzept von Brönsted

Mit dem Brönstedkonzept werden wir uns vertiefter befassen.

Allgemein: Was ist eine Base? Voraussetzung ist, dass das Molekül über ein einsames Elektronenpaar verfügt. Typisches Beispiel. Ammoniak, NH3, weitere Beispiele das Ethanoat-Anion, CH3CH2O-, das Chlorid-Anion, das Fluorid-Anion. Wichtige Voraussetzung: Eine Base ist nie positiv geladen,  ist kein Kation!

 

Das Arrhenius-Konzept

Beim Arrhenius-Konzept wird eine Verbindung als Säure bezeichnet, welche in einer wässrigen Lösung H+Kationen, Protonen,  bildet. Als Base werden dagegen, OH-Anionen, Hydroxid-Ionen, bezeichnet.

Hier noch die exakte Schreibweise: H+(aq)-Ionen und OH- (aq)-Ionen.

Base = OH- (aq), Säure = H+ (aq)

Die Stärke der Säure oder Base hängt davon ab, wie vollständig eine Verbindung in Wasser zu H+Kationen und OH-Anionen dissoziiert.

 

Das Lewis-Konzept

Beim Konzept von Gilbert N. Lewis besitzt die Base,wie soeben oben erwähnt mindestens ein einsames Elektronenpaar. Das Fluorid-Anion ist eine Lewis-Base. Das Fluorid-Anion kann sein einsames Elektronenpaar zur Verfügung stellen. Es ist ein Elektronenpaardonator.

Bei der Lewis-Säure dagegen fehlt of ein solches Elektronenpaar, weil das Elektronenoktett (repetiere Oktettregel) nicht erfüllt ist. Beim BF3 ist beim Bor die Oktettregel nicht erfüllt. Es fehlen 2 Elektronen. Das BF3 kann nun ein Elektronenpaar entgegennehmen, indem es mit einem Fluorid-Anion reagiert. BF3 ist eine Lewis-Säure.

In manchen Verbindungen ist zwar die Oktettregel erfüllt, dennoch kann aus strukturellen Gründen an bestimmten Orten die Elektronendichte verringert sein. Ein daraus scheinbar entstandener Elektronenmangel kann die Verbindung als Lewis-Säure reagieren lassen. Schwefeldioxid, SO2, reagiert mit Hydroxid-Anion, OH- zu Hydrogensulfat-Anion HSO3-. Das SO2 ist eine Lewis-Säure, das Hydroxid-Anion eine Lewis-Base.

Bei Komplexverbindung, wie weiter oben unter Chemischen Verbindungen erwähnt, können das Zentralatom als Lewis Säure und die Liganden als Lewisbase bezeichnet werden.

Fe3+ + 6CN- ===> Fe(-CN)6(3-), Hexacyanoferrat

Fe3+ = Lewis-Säure

CN- = Lewis-Base

Allgemein gilt:

Lewis-Basen sind Elektronenpaar-Donatoren

Lewis-Säuren sind Elektronenpaar-Akzeptoren

Beispiele zu Lewis-Säure-Base-Reaktionen siehe folgende Tafel:

 

Das Brönsted-Konzept

Das Säure-Base-Konzept von Johannes Brönsted und Thomas Lowry wurde 1923 entwickelt.

Die Base hat wiederum zwingend ein einsames Elektronenpaar und kann eine negative Ladung haben bzw kann ein Anion sein. Eine Base kann jedoch auch mit diesem Konzept nie ein Kation sein.  Im Gegensatz zum Lewis konzept wird beim Brönsted-Konzept nicht das Elektronenpaar zur Verfügung gestellt, sondern das Proton.

Die Brönsted-Säure ist ein Protonen-Donator. Eine Brönsted-Säure muss also zwingend ein H-Atom enthalten und kann auch ein Kation sein. Bortrifluorid, BF3, kann beim Brönsted-Konzept überhaupt keine Säure sein. Ein H-Atom fehlt.  Die Base wirkt im Gegenzug als Protonen-Akzeptor. Dabei nimmt die Base das Proton der Säure auf. Säure und Basen sind meistens im Wasser, H2O, gelöst. Substanzen, die in Wasser, H2O, gelöst sind, werden mit dem Zeichen (aq) versehen.

Bei der Reaktion  XH(aq)   +   H2O   ===>   H3O+   +     X-(aq)     (allgemein, X ist hier irgend ein Element)

ist XH die Säure und funktioniert  als Protonendonator und H2O die Base als Protonenakzeptor.

Wichtig! Säure-Base Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen!

Repetiere “das chemische Gleichgewicht” im vorhergehenden Kapitel!

Weil das Gleichgewicht auch beliebig nach rechts oder nach links verschoben werden kann gilt die Säure-Base Reaktion als reversibel.

Denn bei der Rückreaktion H3O+   +   X-(aq)   ===>   H2O   +   XH(aq) wirkt H3O+ als Säure und X-(aq) als Base. Wie Sie sehen sind je 2 Säuren XH und H3O+ (Das Hydrogenium-Kation) und 2 Basen H2O und X- am Reaktiongeschehen beteiligt.

Bei der Hinreaktion gibt XH ein Proton ab und wird zur Base X-. Analoges passiert mit dem H2O Molekül. Daraus entsteht die Säure H3O+. Sowohl XH und X- als auch H2O und H3O+ unterscheiden sich je durch Fehlen eines Protons. XH und X- sowie H3O+ und H2O →net man als konjugierende Säure-Base-Paare. Praktische Beispiele.

Essigsäure     +     Wasser  →     Hydrogenium-Kation   +   Acetat-Ion

CH3COOH(aq)   +   H2O  →   H3O+(aq)   +   CH3COO-(aq)

Säure a                   Base b   →      Säure b           Base a

Achtung hier wirkt Wasser als Säure!

Ammoniak       +     Wasser  →  Ammonium-Ion   +   Hydroxid-Ion

NH3(aq)     +   H2O   →    NH4+(aq)   +   OH-

Base a             Säure b    →    Säure a             Base b

Es gibt unzählige Moleküle, die H-Atome enthalten, jedoch weder Protonen abgeben noch aufnehmen können unter normalen Bedingungen. Zur Repetition Protonen sind H+ Kationen, das Proton enthält kein Elektron, weshalb es auch total instabil ist.

Methan, CH4, Ethan, C2H6, Propan, C3H8. Diese und weitere Alkane kann man nicht deprotonieren. (Um ein H-Atom zu entnehmen braucht es spezielle industrielle Methoden wie Pyrrolyse mit Cl2 und UV oder im Labormasstab Halogensuccinimide. Die Reaktion läuft über einen Radikalmechanismus.) Mehr darüber in höheren Lektionen.

Es gibt jedoch Moleküle, die als Säuren und als Basen funktionieren.

Wasser und Ammoniak:

Wasser: Säure-Base: H2O/OH- und H3O+/H2O

Wasser/Hydroxid-Ion und Hydrogenium-Ion/Wasser

Ammoniak: Säure-Base: NH3/NH2- und NH4+/NH3

Ammoniak/Ammin-Ion und Ammonium-Ion/Ammoniak

Substanzen die beide Funktionen als Säuren und Basen ausüben können, werden amphotere Substanzen genannt.

 

Die Säure- und Basenstärke

Die Stärke einer Brönsted-Säure hängt davon ab, wie gross die Tendenz ist, ein Proton abzugeben. Salzsäure, HCl ist eine starke Säure. In einem Liter Wasser dissoziert 1 Mol HCl praktisch vollständig zu H3O+ und Cl-. Hingegen ist dieselbe Menge einer schwachen Säure, Essigsäure, CH3COOH in einem Liter Wasser lediglich zu 0.42% dissoziert.

Wovon hängt die Säurestärke ab?

Es sind 2 Faktoren:

• Die Elektronegativität
• Die Atomgrösse

Im Periodensystem nimmt die Säurerstärke innerhalb einer Periode von links nach rechts zu, wie die Elektronegativität zunimmt.

NH3 < H2O <HF. Methan, CH4, Ethan C2H6 wie oben erwähnt dissozieren überhaupt nicht.

Achtung! Natriumhydrid, NaH, Natriumborhydrid, NaBH4. Das sind nicht etwa Säuren sondern Hydride! Das Hydrid-Anion, H-, (H-Atom mit Elektronenpaar) ist kein Proton. 

Auch in der darauffolgenden oder 3. Periode nimmt die Säurestärke wegen zunehmender Stärke der Elektronegativität zu:

P < S < Cl

PH3 < H2S < HCl.

Während Salzsäure, das in Schwimmbädern zugesetzt wird, eine starke Säure ist, reagiert PH3 kaum mit Wasser. H2S ist eine schwache Säure.

Innerhalb der Gruppe nimmt die Säurestärke vorallem wegen stärker zunehmender Atomgrösse zu. Es sind die äussersten Elektronen, die weiter vom Atomkern entfernt sind und deshalb das Proton weniger stark einbinden.

H2O < H2S < H2Se < H2Te

HF < HCl < HBr < HI Flusssäure, HF ist eine schwache Säure. HF ist Inhalt von Zahnspühlmitteln. Hingegen ist HI eine starke Säure sowie auch HCl und HBr.  

Säurestärke von Oxosäuren: Wie gesagt hängt die Säurestärke von der Elektronegativität ab. Vielfach ist Wasserstoff an ein Sauerstoffatom gebunden, vorallem in den organischen Substanzen. Die Substanz von Oxosäuren ist allgemein: H—O—X. X ist irgendein Atom. Es kann ein Metallelement sein. Wenn X ein Alkalimetall (Li, Na, K) ist mit geringer Elektronegativität, so gehört die Bindung zwischen O und X bzw das Elektronenpaar zum Sauerstoff. Es ist vorwiegend eine Ionenverbindung. Na+OH-, Li+OH-, K+OH-, Natrium-, Lithium- und Kaliumhydroxid.

Ist X ein Nichtmetallion und hat es eine relativ hohe Elektronegativität, so ist die Bindung O-X kovalent. Das X-Atom zieht die Elektronen vom Sauerstoff an sich, was auch die Bindung zwischen O und H schwächt. Resultat: Dissoziation von H+ wird erleichtert. Man muss sich vorstellen dass das X-Atom Elektronen des O-Atoms abziehen kann je elektronegativer X ist. Das Proton wird so leichter entfernt.

Beispiele:

HOI, HOBr, HOCl.Weil die Elektronegativität des X-Atoms Iod, I, Brom, Br, Chlor, Cl in dieser Reihenfolge bekanntlich abnimmt, nimmt die Säurestärke zu.

An das X-Atom können mehrere O-Atome gebunden sein, was die Säurestärke entsprechend beeinflusst:

H-O2-X < H-O3-X < H-O4-X

Die Säurestärke nimmt in dieser Reihenfolge zu.

Beispiel:

Hypophosphorige Säure < Phosphorige Säure < Phosphorsäure (wenn X = P)

Achtung! Diese Phosphorverbindungen sind mehrprotonige Säuren. Bis zu 3 Protonen können abgegeben werden bei der phosphorigen Säure und Phosphorsäure. Ist das erste Proton weg, sind alle 3 Säuren quasi gleich- und eher mittelstark, für die Abgabe des zweiten Protons. Der Grund liegt bei den entgegengesetzen Formalladungen. P+ und O-. Achten Sie auf die Strukturen.

 

Generell gilt:

Die zusätzlichen O-Atome, die nicht an das H-Atom gebunden sind, beanspruchen Elektronen des X-Atoms für sich. X wird dadurch positiver, was X wiederum veranlasst Elektronen des Sauerstoffs, das an H gebunden ist, zu entziehen. Dieser Effekt erhöht zusätzlich die Säurestärke.

Kleine Liste der stärksten Säuren:

Perchlorsäure, HClO4 > Chlorwasserstoff (Salzsäure), > HCl, >  Salpetersäure, HNO3

Was ist nun die stärkste Base? ganz einfach: je stärker die Säure desto schwächer seine konjugierte Base. ClO4-. Das Perchlorat-anion is die schwächste Base.

In der organischen Chemie hat Ethanol (Alkohol), CH3CH2OH, eine elektronenziehende Gruppe, die OH-Bindung. Ein Proton wird hier kaum abgespaltet, es ist eine sehr schwache Säure. Hingegen ist Essigsäure, CH3COOH sauer. Das C ist an 2 Sauerstoffatome gebunden.

Die konjugierte Base von Ethanol, CH3CH2O-, ist jedoch ein starke Base und findet in der organischen Synthese oft Anwendung.

Die Berechnung der Säurestärke

Hier ist etwas Mathematik erforderlich. Befassen Sie sich mit dekadischen Logarithmen! Logx = 100, x = 2

Repetiere auch das chemische Gleichgewicht!

Intermezzo: Was bedeutet die Einheit mol/l? Wenn in einem Liter Wasser x Mol eines Elements oder einer Verbindung gelöst werden. 10 g Kochsalz, NaCl werden in 1 Liter Wasser gelöst. 1 Mol NaCl = 58.44g Die Konzentration beträgt somit 10g/58.44g = 0.17 mol/l. 

Ein Liter Wasser (1dm³ = 1 lt, Wasser hat die Dichte 1, Gewicht = Volumen x Dichte, 1dm³ * 1 = 1 kg oder 1000 g) besteht bei 25 C° aus 55.55 mol H2O –Teilchen 1 mol H2O wiegt 18g. 1000/18 = 55.55 mol. 25C° oder 298.15 K (Kelvin) ist die Standard-Temperatur. Mehr dazu in der Thermodynamik. 

Eigendissoziation des Wassers:

2H2O ===> H3O+ + OH-

Dies ist eine Gleichgewichtsreaktion, das jedoch auf der linken Seite liegt. Erinnern Sie sich an das Spiel zwischen Mario und Bruno. Es enstehen jedoch zu gleichen Teilen H3O+ und OH-.

Auf das Massenwirkungsgesetz, MWG, angewendet bedeutet dies:

c(H3O+)*c(OH-)/c²(H2O) = K

Anstatt c(H3O+) kann man c(H+) schreiben.

Weil c(H+) und c(OH-) zu gleichen Teilen entstehen, vereinfacht sich das MWG wie folgt:

c²(H+)/c²(H2O) = K

Die genaue Rechnung für K ergiebt 0.0000001²/55.55² = 3.24*10exp-18 mol²/l²

Dieses Resultat ist allerdings bedeutungslos, weil die Konzentrationen von H3O+ und OH- sehr viel kleiner sind als die 55.55 mol H20 in einem Liter Wasser.

Das Resultat müsste lauten 1-10exp-14 mol²/l². In einem Liter Wasser sind je 0.0000001 mol zu Hydrgenium-Kationen, H3O+, und 0.0000001 mol zu Hydroxid-Anionen, OH-, dissoziert, je zu 10exp-7 mol/lt.

Das ist eine Definition und gilt als Basis zur Berechnung der Säure- und Basenstärke. Deshalb beträgt das Resultat für K = 10exp-14

Zur Vereinfachung vermeidet man Potenzzahlen und verwendet Zehnerlogarithmen.

Nun kommen wir zum dekadischem Logarithmus.

Log 0.0000001 = -7,

Log 10exp-14 = -14

Um das Minuszeichen loszuwerden schreibt man

c(H+) = -logc(H+) = pH, wenn c(H+) = 0.0000001 mol/l = 1+10exp-7 mol/l, PH = 7

c(OH-) = -logc(OH-) = pOH, analog pOH = 7 

Und pOH + pH = pK = 14 

Wir haben nun eine wichtige Basis, wie man die Säure- und Basenstärke berechnen kann.

Alles was wir trinken, das meiste davon Wasser, der Regen, der Schnee, der Fluss, der See und das Meer sind neutral und haben je pH = pOH-Wert 7.

 

Berechnung des pH-Wertes

 

Wir können nun die Konzentration c(H+) bzw den pH-Wert einer Lösung einer Säure, die zu 100% dissoziert, bestimmen.

Für 0,01 mol Salzsäure, HCl, in 1 Liter Wasser beträgt das pH = -log 0.01 = 2. Die Lösung ist sauer, weil pH < 7

Wieviele Hydroxid-Ionen, OH-, hat es nun in 1 Liter Wasser?

Der pOH-Wert beträgt 14 – 2 = 12 da pOH + pH = 14

Wir haben somit 10–¹² mol Hydroxid-Ionen in einem Liter Wasser.

 

Auch Natronlauge, NaOH, dissoziert zu 100 % in 1 Liter Wasser.

Wir lösen 0,02 Mol dieser Substanz in 1 Liter Wasser.

Wieviel Gramm NaOH muss man abwägen?

1 Mol NaOH wiegen (gerundet, vgl Periodensystem) Na = 23 g, O = 16 g, H = 1 g. 23+16+1 = 40g

40g = 1 Mol

02 Mol = .02*40 = 0.8g, diese Mengen ist abzuwägen

Wie gross ist der pOH-Wert und der pH-Wert?

pOH = -Log0.02 = 1.7

pH = 14 – 1.7 = 12.3

Die Lösung ist basich, weil pH > 7 Und besteht aus 10exp-12.7 = 5*10exp-13 Hydrogenium-Kationen, c(H+).

 

Was ist Ks, pKs, Kb und pKb?

Bei den Beispielen oben kann angenommen werden, dass die Säure oder Base zu 100% dissoziert. Bei einer HCl-Lösung in Wasser findet man praktisch keine oder nur eine vernachlässigbar kleinen Anteil an undissoziierten HCl-Molekülen.

Andere Säuren dissoziieren jedoch nur zu einem kleinen Prozentsatz. Ks und pKs bzw Kb und pKb-Werte gelten nur  für Säure- und Basen-Konzentration von nicht mehr als 0.1 mol/l und sind nicht exakt.

Wir kommen zuerst zur Reaktionsgleichung zurück:

Allgemein:

HX + H2O ===>  H3O+  +   X¯

Zur Vereinfachung kann man H2O weglassen, weil Wasser im Überschuss vorhanden ist, und anstatt H3O+ kann man H+ schreiben, wie oben bereits erwähnt.

HX ===> H+  +  X-

Hat sich das Gleichgewicht eingestellt, so lautet das Massenwirkungsgesetz, MWG:

c(H+)*c(X-)/c(HX) = Ks

Da c(H+) und c(X-) zu gleichen Mengen entstehen, kann man schreiben:

c²(X-)/c(HX) = Ks

Ks ist die Säuredissoziationskonstante.

Diesen Wert wird wegen seiner kleinen Grösse auch als Logarithmus dargestellt: Analog pH:

Ks; -logKs = pKs 

pKs ist aber nicht gleich pH.

Erst wenn wir Ks kennen können wir auch die Säurestärke bzw den pH-Wert berechnen.

Wir bezeichnen die Anfangskonzentration von HX mit co.

Gesucht ist c(H+)

Das MWG lautet ja

c²(X-)/c(HX) oder c²(H+)/c(HX)

Die Anfangskonzentration beträgt c(HX) = co(HX)

Nach erreichen des Gleichgewichts beträgt c(HX) = co(HX) – c(H+)

Wir kennen Ks und suchen c(H+) folgende Gleichung ist zu lösen:

c(H+)2/Co(HX) – c(H+)   =   Ks

c(H+) ersetzen wir mit y, und co(HX) durch co.

y2/(co – y) = Ks,

co und Ks sind bekannt. Das ergibt folgende quadratische Gleichung:

y2 + Ksy – Ksco = 0

(vgl Kurs Mathematik) als Lösung kommt nur ein positiver Wert in Frage, weil negative Konzentrationen keinen Sinn ergeben.

y = -1/2Ks + √(1/4Ks2 +Ksco) = c(H+)

pH = -logy = -logc(H+)

praktisches Beispiel:

Benzoesäure ist bei 25C° eine flockige, hellgelbe Substanz und wird vorallem als Konservierungsmittel eingesetzt. Von diesem Aromat werden 0,1 mol in 1 lt Wasser gelöst.

0,1 mol Benzoesäure, (1 mol = 122 g, 0.1mol = 12.2g) dissoziiert zu 2.42%.

Experimentell lässt sich das mittels dekantieren ermitteln, nachdem sich das Gleichgewicht der Lösung eingestellt hat. Vor dem abwägen mittels Mettlerwaage sollte die nicht gelöste Benzoesäure getrocknet werden, sonst wird es zu wenig genau.

Wie gross sind Ks, pKs und pH?

Schwache Elektrolyte haben einen kleinen Ks.  Die Berechnung von c(H+) vereinfacht sich wie folgt:

c(H+) = √(Ks*co) für obiges Beispiel wäre dies somit c(H+) = √(6*10exp-5*0.1) = 0.00244 mol/l

und pH = -log.00244 = 2.61

 

Kb, pKb, pOH

Dieselbe Herleitung wie bei der Säure erhalten wir auch, wenn eine Base in Wasser gelöst wird:

Wir formulieren wieder zuerst die Reaktionsgleichung

X + H2O ===> OH- + HX

Wie oben erhalten wir über das Massenwirkungsgesetz beim Gleichgewicht

Um über das MWG die Konstante Kb zu berechnen lassen wir Wasser weg da im Überfluss vorhanden.

Kb =   c(OH-)*c(HX)/c(X)

und

pKb = – logKb

c(OH) = erhält man durch Lösung der Gleichung

Kb = c(OH-)2/co(X) – c(OH-)

c(OH-) = -1/2Kb + √(1/4Kb² + Kb*co(X)

und

p(OH)   =   -logc(OH-)

Für schwache Elektrolyte gilt auch hier die Näherung:

pOH = ½(pKb – logco(X))

Wichtige Beziehung

Wenn wir je das Massenwirkungsgesetz der Säure- und Basenreaktion, einer Säure und ihrer entsprechenden (konjugierten) Base ausmultiplizieren

Säure HX ===> H+ + X-

Base X  +  H2O ===> OH-   +   HX

Erhalten wir folgende Beziehung:

Ks*Kb = [c(H+)*c(X-)/c(HX)] * [c(OH-)*c(HX)/c(X)] = 10exp-14

und

pKs   +   pKb = 14 analog wie pOH + pH = 14 (siehe oben)

Liste einiger Ks und pKs

• HF, Wasserstofffluorid, “Flusssäure” Ks = 6.7*10–4, pKs = 3.2
• HCOOH, Methansäure, “Ameisensäure” Ks = 1.8*10–4, pKs = 3.7
• HCN,Cyanwasserstoff, “Blausäure” Ks = 4.0*10–10, pKs = 9.4

Liste einiger Kb und pKb

• NH3, Ammoniak, Kb = 1.8*10–5, pKb = 4.7
• N2H4, Hydrazin, Kb = 9.8*10–7, pKb = 6.0
• C6H5NH2, Aminobenzol, “Anilin”, Kb = 4.3*10–10, pKb = 9.3

Indikatoren

Es gibt etliche kompliziertere orgnische Substanzen, die bei einem bestimmten pH-Wert die Farbe wechseln:

Ein Lösung von Thymolblau hat bei sehr niedrigem pH-Wert die Farbe rot und schlägt bei pH 1.2 – 2.8 um auf gelb und ab pH 8 – 9.6 auf blau.

Phenolphtalein ist bis pH 8.3 – 10 farblos und wechselt danach auf rot.

Einige Indikatoren mit Farbe und pH-Umschlagbereich

• Methylorange wechselt von rot zu gelb ab pH 3.1 – 4.5
• Bromkresolgrün wechselt von gelb zu blau ab pH 3.8 – 5.5
• Methylrot wechselt von rot zu gelb ab pH 4.2 – 6.3
• Lackmus wechselt von rot zu blau ab pH 5.0 – 8.0

An Unishops sind gelbe Säurenachweis-Streifen erhältlich. Mit diesen kann das pH beliebiger Flüssigkeiten gemessen werden. Ist die Lösung neutral ändert sich die Farbe des Streifens nicht. Bei Sauren Lösungen unter pH7 wechselt die Farbe über orange bis dunkelrot, jenach Säurestärke, und bei basischer Lösung von hellgrün bis dunkelblau. Diese Streifen enthalten mehrere Indikatoren.

 

Was ist ein Puffer?

 

Wasser und Lösungen eines bestimmten Wertes sind Veränderungen ausgesetzt. pH-Lösungen sind einfach herzustellen, jedoch bleiben sie kaum konstant. Luft oder kleinste Partikel der Gefässwand können den pH-Wert empfindlich beeinflussen. Die Schwimmbäder müssten ihre Becken mindestens täglich leeren und neu auffüllen ohne die entsprechenden Zugaben.

Mit dem Puffer kann der pH-Wert durch Zugabe einer relativ grossen Menge an Säure und Base aufrechterhalten werden. Die Lösung besteht aus einer Säure und einer Base in hoher Konzentration z.B. je 1 Mol. Das Schwimmbassin hat einen pH im neutralen Bereich pH 6,8 – 7,2, welcher mit Salzsäure, HCl, und Natronlauge, NaOH konstant gehalten wird.

Wir erstellen eine Lösung pH = pKs

Wir geben nun 1 mol der Säure, HA, in 1 Liter Wasser.

HA ===> H+ + A-

Bestimmen die Säurekonstante Ks

c(H+)*c(A-)/c(HA) = Ks

wir lösen auf nach c(H+)

c(H+) = Ks*c(HA)/c(A-)

damit c(H+) = Ks ist, muss gelten

c(HA/c(A-) = 1

Was nichts anderes heisst als, dass die Säure und ihre (meist konjugierte) Base das Stoffmengenverhältnis 1 : 1 haben, also gleich gross sind.

Dies lässt sich logarithmisch ausdrücken

pH = pKs – logc(HA)/c(A-)

falls c(HA) = c(A-) ist logc(HA)/c(A-) = 0 und pH = pKs

Dies ist die Henderson-Hasselbalch-Gleichung.

Mit Hilfe dieser Gleichung können Sie nun für den gewünschten pH das Stoffmengenverhältnis bestimmen.

Kommen wir zurück zur Benzoesäure. Der pH soll 5 betragen. Gesucht ist das Konzentrationsverhältnis Benzoesäure/Benzoat.

logc(Benzoesäure)/c(Benzoat)  =  pKs – pH

pKs = 4.2 (siehe Beispiel oben)

4.2 – 5 = -.08

Das Stoffmengenverhältnis beträgt

10exp -0.8 = 0.158 gerundet 0.16

Sie können nun z.B. 1 Mol Benzoesäure und 6,25 Mol Benzoat in 1 Liter Wasser geben. 1/6.25 = 0.16

Nun geben Sie 0.1 Mol HCl in diese Lösung. Was passiert?

Die Konzentration an Benzoesäure erhöht sich um 0.1 und beträgt nun 1.1 mol/l

Die Konzentration an Benzoat vermindert sich um 0,1 und beträgt 6.25 – 0.1 = 6.15 mol/l

Wir berechnen den pH mit Hilfe der Henderson Hasselbalch-Gleichung:

pH = 4.2 – log 1.1/6.15 = 4.94

Der pH-Wert ändert sich um 0.06 Einheiten

Bei Zugabe von 0.1 mol H+ in reines Wasser (pH = 7) geben, würden den pH-Wert um 6 Einheiten senken.

pH = log 0.1 = 1

 

Puffer spielen nicht nur in der Industrie beim Gerben, Galvanisieren und Herstellen von Farbstoffen eine wichtige Rolle, sondern auch in der Biologie. Das Blut kann den pH von 7,4 kaum halten ohne Puffersubstanzen: Der menschliche Blutpuffer besteht aus Hydrogencarbonat, Phosphat und Proteinen.

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