Hier nur noch:
Titration einer starken einprotonigen Säure mit einer starken Base: Interpretation der Titrationskurve, Äquivalenzpunkt
Kapitel 2: Puffersysteme – Säure-Base-Puffer
grundlegendes Niveau (Grundkurs und Leistungskurs)
–Definition und grundlegende Wirkungsweise von Puffersystemen am Beispiel des Essig-säure-Acetat-Puffers, Berücksichtigung des Prinzips des kleinsten Zwangs–Bedeutungen von Puffern: Kohlensäure-Hydrogencarbonat-Puffersystem im Blut
Kapitel 3: Geschwindigkeit chemischer Reaktionen
grundlegendes Niveau (Grundkurs und Leistungskurs)
–zeitlicher Verlauf einer Reaktion: mittlere und momentane Reaktionsgeschwindigkeit, c/t-Diagramme–Einfluss unterschiedlicher Faktoren auf die Reaktionsgeschwindigkeit: Stoff, Konzentration, Temperatur, Zerteilungsgrad, Druck–Vorgänge auf Teilchenebene: Stoßtheorie –Aktivierungsenergie und Katalyse
Kapitel 1: Säure-Base-Indikatoren und Säure-Base-Titrationen
Stichwörter:
Indikatoren:
Indikatoren sind leicht alkalische oder saure Farbstoffe, die abhängig vom pH- Wert der Lösung eine andere Farbe anzeigen. Sie zeigen somit an, ob das Medium, indem sie sich befinden, sauer oder basisch ist.
Titration:
Um die genaue Konzentration einer Säure oder Base zu bestimmen, muss man jedoch eine Titration durchführen. Eine Titration ist eine Neutralisation der zu
bestimmenden Lösung.
Einführung:
Aufgabe zur Titration von Salzsäure mit Natronlauge:
20 ml Salzsäure werden mit Natronlauge (c = 0,1 mol/l) titriert. Bis zum Umschlag des Indikators werden 15,8 ml Maßlösung verbraucht. Berechne die Stoffmengenkonzentration der Säure.
Auftrag zum Video: Warum entspricht bei der Titration einer starken Säure mit einer starken Base der Titrationspunkt nicht dem Äquivalenzpunkt?
Titrationskurven von Salzsäure mit Natronlauge Lösung:
Wie ein Säure-Base-Indikator "funktioniert" Warum wechselt der Indikator seine Farbe?
Säure-Base-Indikatoren sind selbst schwache Säuren oder Basen im Sinne der Definition von Brønsted, d.h. sie können Protonen abgeben. Die "Indikatorsäure" soll im Folgenden verallgemeinernd mit HInd bezeichnet werden. Gibt die Indikatorsäure ein Proton ab, so bildet sich die zu HInd korrespondierende Indikatorbase Ind–. Da man Indikatoren in der Regel in wässriger Lösung verwendet, lässt sich für einen Säure-Base-Indikator folgendes allgemeine Protolysegleichgewicht formulieren:
Bei einer hohen Konzentration an H3O+-Ionen (also in einer sauren Lösung), wird das Gleichgewicht auf die linke Seite verschoben, so dass die Konzentration der Indikatorsäure HInd größer ist als die Konzentration der Indikatorbase Ind–. Bei einer sehr geringen Konzentration an H3O+-Ionen (also in einer alkalischen Lösung) hingegen ist die Konzentration der Indikatorbase Ind– größer als die Konzentration der Indikatorsäure HInd.
Die eigentliche Wirkung eines Säure-Base-Indikators entsteht schließlich dadurch, dass die Indikatorsäure HInd eine andere Farbe besitzt als die korrespondierende Indikatorbase Ind–. In saurer Lösung überwiegt die Konzentration der Indikatorsäure, so dass die Lösung die entsprechende Farbe annimmt. Erhöht man den pH-Wert, so steigt die Konzentration von Ind–, während die Konzentration von HInd abnimmt, bis erstere schließlich überwiegt und die Lösung die Farbe der Indikatorbase annimmt.
Ist z. B. wie beim Säure-Base-Indikator Lackmus die Indikatorsäure rot und die Indikatorbase blau gefärbt, so lässt sich dieser Vorgang wie folgt veranschaulichen:
Ein Puffer ist eine gleichmolares Gemisch einer schwachen Säure und ihrem Säurerest. Es hält den pH-Wert konstant Beispiele:
Beispiel: Essigsäure- / Acetat-Puffer
In der Abbildung ist die Titrationskurve einer schwachen Säure (Essigsäure) zusehen. Die meisten Säuren sind schwache Säuren wie viele organische Säuren (Aminosäuren usw.).
Im Wendepunkt der Kurve (siehe Punkt) entspricht der pH- dem pKs-Wert. In diesem Punkt ist die Hälfte der Säure dissoziiert, d.h. [CH3COOH] = [CH3COO-]. Video zur Henderson-Hasselbalch-Gleichung
Der Zusammenhang von pH und pKs wird durch die Henderson-Hasselbalch-Gleichung hergestellt. Diese leitet sich direkt aus der allgemeinen Protolysengleichung ab und gilt für schwache Säuren und Basen:
Sie wird auch Puffergleichung genannt.
Wenden wir nun die Puffergleichung auf die Essigsäuredissoziation an ergibt sich:
Lösungen mit einem solchen Konzentrationsverhältnis von undissoziierter Säure und konjugierter Base sind relativ unempfindlich gegen pH-Änderungen. Wie man an der Titrationskurve ablesen kann, ändert sich trotz beträchtlicher Mengen an OH- der pH-Wert nur wenig. Eine solche Lösung nennt man deshalb einen Puffer. Die Protonen bzw. OH--Ionen werden abgepuffert.
Sind gleiche Konzentrationen der Säure und des Säurerests vorhanden bildet sich bei H+-Zugabe aus dem Säurerest Säure und bei OH-Ionenzugabe aus der Säure Säurerest.
Auftrag 4:
Berechnen Sie den Blut-pH-Wert mit Hilfe der Pufferkomponenten des Bicarbonatpuffers (Bicarbonat = Hydrogencarbonat, HCO3-)
Berechnen Sie den Blut-pH-Wert mit Hilfe der Pufferkomponenten des Bicarbonatpuffers bei Zugabe von 0,2 mmol H+-Ionen.
Materialien:
Folgende Reaktionen liegen zu Grunde:
CO2 +H2O -->H2CO3
H2CO3 -->HCO3- + H+
deshalb gilt:
CO2 +H2O --> HCO3- + H+
normale Blutkonzentrationen sind:
[HCO3-] = 24 mmol/l
[CO2 ] = 1.2 mmol/l
