Säuren und Basen lernen mit Karteikarten
Säure-Base-Reaktionen gehören zu den häufigsten chemischen Vorgängen. Nach Brønsted sind Säuren Protonendonatoren, Basen Protonenakzeptoren. Der pH-Wert beschreibt die Wasserstoffionenkonzentration logarithmisch. Puffersysteme stabilisieren den pH in biologischen und technischen Anwendungen. Titrationen ermöglichen die quantitative Bestimmung von Säure- oder Basekonzentrationen.
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Säure-Base-Chemie sicher berechnen
Der häufigste Fehler: pH-Berechnungen ohne Nachdenken über Protolysegrenzen. Starke Säuren dissoziieren vollständig, schwache nur teilweise.
- pH-Formel: pH = -lg[H₃O⁺]. Für starke Säuren (vollständige Dissoziation): pH = -lg(c). Für schwache Säuren: pH = 0,5 · (pKs - lg c).
- Konjugierte Paare: Säure HA und ihre konjugierte Base A⁻ bilden ein Brønsted-Paar. Es gilt: pKs + pKb = 14 (bei 25 °C in Wasser).
- Puffer verstehen: Ein Puffer enthält schwache Säure und ihre konjugierte Base (oder umgekehrt). Henderson-Hasselbalch: pH = pKs + lg([A⁻]/[HA]). Maximale Pufferwirkung bei pH = pKs.
- Titration: Äquivalenzpunkt: n(Säure) = n(Base). Für den pH am Äquivalenzpunkt: Salz einer schwachen Säure + starker Base ergibt basischen pH (Hydrolyse).
- Amphoterie: Manche Stoffe wirken als Säure und als Base (z.B. H₂O, HCO₃⁻, Aminosäuren).
Alle Karten in diesem Set
| Vorderseite | Rückseite |
|---|---|
| Was ist eine Brønsted-Säure? | Ein Protonendonator: ein Teilchen, das ein H⁺-Ion (Proton) an eine Base abgeben kann, z.B. HCl, H₂SO₄, CH₃COOH. |
| Was ist eine Brønsted-Base? | Ein Protonenakzeptor: ein Teilchen, das ein H⁺-Ion aufnehmen kann, z.B. NaOH (über OH⁻), NH₃, H₂O. |
| Wie ist der pH-Wert definiert? | pH = -lg[H₃O⁺]; bei 25 °C: saure Lösung pH < 7, neutral pH = 7, basisch pH > 7. |
| Was ist das Ionenprodukt des Wassers Kw? | Kw = [H₃O⁺] · [OH⁻] = 10⁻¹⁴ mol²/l² bei 25 °C; daraus folgt: pH + pOH = 14. |
| Was ist ein starke Säure? Nenne zwei Beispiele. | Stark dissoziiert in wässriger Lösung vollständig: HCl (Salzsäure) und H₂SO₄ (Schwefelsäure, erste Protolysestufe). |
| Was ist eine schwache Säure? Nenne ein Beispiel und die Formel für den pH. | Eine schwache Säure dissoziiert nur teilweise (Ks << 1), z.B. Essigsäure (pKs = 4,76). pH = 0,5 · (pKs - lg c) bei vernachlässigbarer Eigenprotolse. |
| Was versteht man unter dem pKs-Wert? | pKs = -lg(Ks); je kleiner der pKs, desto stärker die Säure. HCl: pKs ≈ -7; Essigsäure: pKs = 4,76; HCN: pKs = 9,2. |
| Was ist ein konjugiertes Säure-Base-Paar? | Säure HA und ihre konjugierte Base A⁻ (entsteht durch Abgabe eines Protons). Beispiel: Essigsäure CH₃COOH / Acetat CH₃COO⁻. |
| Wie berechnet man den pH eines Puffers (Henderson-Hasselbalch)? | pH = pKs + lg([A⁻]/[HA]); bei gleichem Konzentrationsverhältnis ([A⁻]=[HA]) gilt pH = pKs. |
| Was ist ein Puffer und warum ist er biologisch wichtig? | Ein Gemisch aus schwacher Säure und ihrer konjugierten Base, das pH-Änderungen abfängt. Blutpuffer (HCO₃⁻/H₂CO₃, pKs = 6,1) hält den Blut-pH bei ca. 7,4. |
| Was passiert am Äquivalenzpunkt einer Titration? | Die Stoffmenge der zugegebenen Base entspricht genau der Stoffmenge der vorgelegten Säure (n(Säure) = n(Base)). Der pH am Äquivalenzpunkt hängt vom Salztyp ab. |
| Warum ist der pH am Äquivalenzpunkt bei Titration starker Säure mit starker Base genau 7? | Das entstehende Salz (z.B. NaCl) stammt aus starker Säure und starker Base; es hydrolysiert nicht, die Lösung ist neutral. |
| Warum ist der pH am Äquivalenzpunkt bei Titration schwacher Säure mit starker Base größer als 7? | Das Salz der schwachen Säure (z.B. Natriumacetat) enthält die konjugierte Base der schwachen Säure; diese hydrolysiert (nimmt ein Proton vom Wasser auf), was eine basische Lösung ergibt. |
| Was ist Amphoterie? Nenne ein Beispiel. | Ein amphoterer Stoff kann sowohl als Säure als auch als Base reagieren. Wasser: H₂O gibt H⁺ ab (Säure) oder nimmt H⁺ auf (Base). Hydrogencarbonat HCO₃⁻ ist ebenfalls amphoter. |
| Was ist der Halbäquivalenzpunkt einer Titration? | Der Punkt, an dem genau die Hälfte der Säure neutralisiert ist; [HA] = [A⁻], damit gilt pH = pKs. Gut geeignet zur experimentellen pKs-Bestimmung. |
| Was ist ein Indikator und wie funktioniert er? | Ein Indikator ist selbst eine schwache Säure (HIn), deren Säure- und Baseform unterschiedlich gefärbt sind. Farbumschlag erfolgt im Bereich pH = pKs(HIn) ± 1. |
| Was bedeutet "mehrprotonige Säure"? Nenne ein Beispiel. | Eine Säure, die mehr als ein Proton abgeben kann. H₂SO₄ gibt zwei Protonen ab (zwei Protolysestufen); H₃PO₄ drei Stufen. |
| Wie berechnet man den pH einer 0,1 mol/l HCl-Lösung? | HCl ist stark, dissoziiert vollständig: [H₃O⁺] = 0,1 mol/l; pH = -lg(0,1) = 1. |
| Wie berechnet man den pH einer 0,1 mol/l NaOH-Lösung? | [OH⁻] = 0,1 mol/l; pOH = 1; pH = 14 - pOH = 13. |
| Was ist der Unterschied zwischen einer Säure-Base-Reaktion und einer Neutralisation? | Jede Protonenübertragung ist eine Säure-Base-Reaktion. Neutralisation bezeichnet speziell die Reaktion einer Säure mit einer Base zu Salz und Wasser, z.B. HCl + NaOH → NaCl + H₂O. |
Häufige Fragen
Warum hat reines Wasser bei Raumtemperatur den pH 7?
Wasser autoprotolysiert geringfügig: H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. Das Gleichgewicht liegt weit auf der linken Seite; [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/l, damit pH = 7 (bei 25 °C).
Wann muss man bei pH-Berechnungen die Eigenprotolse des Wassers berücksichtigen?
Bei sehr verdünnten Lösungen (c < 10⁻⁶ mol/l) oder sehr schwachen Säuren/Basen, wenn die aus der Säure stammende H₃O⁺-Konzentration in der Größenordnung von 10⁻⁷ mol/l liegt.
Was ist der Unterschied zwischen Konzentration und Aktivität bei pH-Messungen?
Konzentration gibt die analytische Menge an; Aktivität berücksichtigt Wechselwirkungen zwischen Ionen in konzentrierten Lösungen. pH-Elektroden messen die Aktivität der H₃O⁺-Ionen, nicht die Konzentration.