Säuren, Basen Wichtiges

pH=−log [HA]

Der ph Wert für eine Lösung einer starken Säure ist direkt der negative dekatische Logaritmus der Ausgangskonzentration der Säure

pH <7

ph >7

p0H <7

pH= 14-p0H

p0H= −log [A⁻]

pH=(1/2)* (pKs − log [HA])

pKs : pKs Wert der Säure

HA: Ausgangskonzentration der Säure

p0H=(1/2)* (pKb − log [A⁻])

pKb : pKs Wert der Base

B: Ausgangskonzentration der Base

α=(10^−pH​)/c0

a: Dissoziationsgrad

pH: pH Wert Lösung

c0: Ausgangskonzentration

pH= pKs - Log ([HA]/[A⁻])

oder

pH= pKs + Log ([A⁻]/[HA])

pH= Säuregrad der Lösung

pKs = Der negative dekatische Logarithmus der Säurekonstanten

[HA] Konzentration der schwachen Säure

[A⁻] Konzentration der konjugierten Base

1. Reaktion aufstellen:

• Base (OH⁻) reagiert mit Säure (HA)
• Säure (H₃O⁺) reagiert mit Base (A⁻)

2. Stoffmengen anpassen

• Berechne n der zugegebenen Säure/Base
• Subtrahiere bei Verbrauch
• Addiere beim entstehenden Stoff

Säure: n(neu)=n(alt)−n(Reaktionn)

Base: n(neu)=n(alt)+n(Reaktionn)

3. Henderson-Hasselbalch/ Pufferformel mit neuen Konzentrationen anwenden

Lösungen die sowohl eine schwache Säure also auch die korrespondierende schwache Base beinhalten, haben die Eigenschaft bei Zugabe einer Säure bzw. Zugabe einer Base den pH-Wert nahezu konstant zu halten.

pH=−log [HA] , da kein H3O+ mehr ausgrechnet werden muss.

log ([A⁻]/[HA])= ph_ziel - pKs

[A⁻] Konzentration der konjugierten Base

[HA] Konzentration der schwachen Säure

ph_ziel: gesuchter PH wert (gegeben)

pKs: pKs wert der Säure

Umkehrung vom Logarithmus (Antilogarithmus bilden) = Exponentieren (Basis 10)

Regel:

log⁡ x = y ⇔x = 10^y

K_s=[H₃O⁺][A⁻]/[HA]

Gleichgewicht zwischen:

undissoziierter Säure HA

den Ionen H₃O⁺ und A⁻

Wie viel H₃O⁺ entsteht aus einer gegebenen Säuremenge?

K_s um pH Wert schwacher Säuren

H₃O⁺= 10 ^(-pH)

OH⁻= 10 ^-(14-pH)

1️⃣ Stark vs. schwach

• Stark → vollständig dissoziiert
• Schwach → nur teilweise dissoziiert
• jeweils verschiedene Formeln

2️⃣ Ein- oder mehrprotonig

• Mehrprotonige Säuren/Basen können mehr als 1 H⁺/OH⁻ liefern
• Beispiele: H₂SO₄ (2 H⁺), H₃PO₄ (3 H⁺, aber 2. & 3. schwach), Ca(OH)₂ (2 OH⁻)
• zweiprotonig: 2*c

3️⃣ Praktische Anzahl H⁺/OH⁻

• Nicht immer alle Protonen/OH⁻ werden frei
• Schwache Säuren → nur ein Teil dissoziiert
• Starke, mehrprotonige Säuren → mehrere Protonen fast vollständig

[HA]

[A⁻]

starke mehrprotonige Säure. Durchläuft zwei Dissoziationsstufen Erste Stufe (stark, vollständig), Zweite Stufe (schwach)

Ein Ampholyt ist ein Stoff, der sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann.

pH ≈ Mittelwert beider pKs-Werte

(z.B.: HSO₄ˉ, H₂PO₄ˉ, H₂O)

"Fangfrage" : NaCl ist ein neutrales Salz (besteht aus starker Säure HCl + starker Base NaOH) . Es hydrolysiert nicht, d.h. die Lösung ist neutral. pH=7!!

Schritt 1: [H3O+] berechnen

[H3O+]=c⋅α

pH=−log [H3O+]

H₂SO₄ da zweiprotonisch, deshalb Konzentration doppelt nehemen

ein Protonendonator (genau anders herum wie bei Lewisformel)