Chemiewiki - Benutzerbeiträge [de]

Grundlagen

2019-06-18T20:48:10Z

16b soraya.mueller: /* Wie reagieren Säuren? Säure-Base-Paare */

== Säure-Base-Reaktion ==

Eine Säure-Base-Reaktion ist eine Protonenübergabe, auch Protolyse genannt. Dabei gibt die Säure ein Proton, ein H+, ab während die Base dieses Proton aufnimmt.

Säure: HNO3 + Base: NH3 ⇌ Base: NO3- + Säure: NH4+

Ein H+ kann jedoch nur abgegeben werden, wenn das Elektron des H sehr stark angezogen ist und das H somit leicht von der Säure getrennt werden kann - d.h. Säuren sind polare Stoffe. Je polarer die H-Bindung, desto stärker die Säure.. Die Säure wird nach Abgabe eines Protons zu einer Base, die Base hingegen nach der Aufnahme eben dieses Protons zu einer Säure. Dadurch wird auch klar, dass jede Säure eine sogenannte konjugierte Base hat, als auch jede Base eine konjugierte Säure hat, z.B. HNO3 (Salpetersäure) wird zu NO3- (Nitrat-Ion) und umgekehrt.
Manche Stoffe können sowohl eine Säure als auch eine Base sein - diese nennt man Ampholyte. Ein wichtiges Beispiel dafür ist H2O (wichtig für den pH-Wert). Ob ein Ampholyt als Säure oder als Base reagiert hängt von dessen Reaktionspartner ab: Es reagiert immer die stärkste Säure mit der stärksten Base. So wird Wasser, wenn es mit einer Säure reagiert, zu einer Base und es entsteht H3O+ (siehe dazu [[Der pH-Wert]]), während bei einer Reaktion mit einer Base OH- entsteht und die Base selbst zu einer Säure wird.

Säure: HCl + Base: H2O ⇌ Konjugierte Base: Cl- + Konjugierte Säure: H3O+

Base: NH3 + Säure: H2O ⇌ Konjugierte Säure: NH4+ + Konjugierte Base: OH-

Ausserdem sind die Säuren häufig in Wasser gelöst, dies bezeichnet man mit dem Kürzel (aq). Säure-Base-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen, also wird aus einer Säure eine Base und daraus wieder eine Säure. Das Gleichgewicht liegt dabei auf der Seite der schwächeren Säure und der schwächeren Base, dies müssen nicht immer die Edukte sein sondern das Gleichgewicht kann auch auf der Seite der Produkte liegen.

=== Einige Säuren und ihre konjugierten Basen ===

{|
| Salpetersäure: HNO3 || Nitrat-Ion: NO3-
|-
| Kohlensäure: H2CO3 || Hydrogencarbonat-Ion: HCO3-
|-
| Hydrogencarbonat: HCO3- (Ampholyt!) || Carbonat-Ion: CO32-
|-
| Phosphorsäure: H3PO4 (daraus:H2PO4- und H1PO42-, Ampholyte) || Phosphat-Ion: PO43-
|-
| Oxonium: H3O+ || Wasser: H2O
|-
| Wasser: H2O || Hydroxid-Ion: OH-
|-
| Hydroxid-Ion: OH- || Oxid-Ion: O 2-
|-
| Essigsäure: CH3COOH || Acetat-Ion: CH3COO
|}
Die Essigsäure gehört zu der Gruppe der organischen Säuren, welche jeweils eher schwach sind. Praktisch immer ist eine Carboxylgruppe vorhanden (COOH), der Rest variiert. Schwache organische Säuren finden auch zur Bestimmung des pH-Wertes eine Funktion, wenn die konjugierte Base eine andere Farbe hat als die Säure.
Wenn eine Base (oder auch ein Ampholyt) negativ geladen ist, können sie auch mit einem Metall binden und dadurch zu einem Salz werden, z.B. Kalk (Ca2+CO32-). Dies ist jedoch nicht das Kalk, das wir in unserem Wasser finden, denn in unserem Wasser finden wir eine wasserlöslichere Form, die dadurch entsteht, dass Kalk mit Kohlensäure reagiert, die schon vorher im Wasser vorhanden war:

Ca2+CO32-+H2CO3→Ca2+(HCO3-)2

=== Beweis für die Protonenübergabe bei Säure-Base-Reaktionen ===

{|
| Reine Essigsäure || H3CCOOH || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Wasser || H2O || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Gemisch aus Essigsäure und Wasser || || elektrisch leitfähig
|}

Damit ein Stoff leitfähig ist, muss folgende Bedingung erfüllt sein: Es müssen frei bewegliche, geladene Teilchen vorhanden sein. Damit also dieses Gemisch leitfähig ist, müssen entweder frei bewegliche Elektronen oder Protonen verfügbar sein. Es ist somit also ein Beweis dafür, dass in einer Säure-Base-Reaktion Protonen den Besitzer wechseln. Wasser selbst ist durch die Autoprotolyse auch leicht leitfähig:

2 H2O ⇌ H3O+ + OH-

=== Reaktionstypen ===

==== Neutralisation ====

Eine Base und eine Säure neutralisieren sich gegenseitig. Typisch hierfür ist die Reaktion von OH--Ionen mit starken Säuren, dadurch entsteht das dazu korrespondierende Säure-Basen-Paar, also Wasser sowie eine schwache Base (da aus einer starken Säure eine schwache Base wird), damit liegt das Gleichgewicht fast nur auf der Seite der Edukte, da das Säure-Basen-Paar viel schwächer ist.

HCl + Na+OH- → H2O + Na+Cl-

==== "Die starke Säure vertreibt die schwache Base aus ihrem Salz" ====

K+CN- + HClaq ⇌ K+Claq- + HCN

Kalknachweis:

Wenn aus Kohlensäure (H2CO3) ein Carbonat-Ion (CO32-) entsteht, so kann man dies auch in der Geologie verwenden. CO32- kann mit Ca2+ reagieren und es entsteht Kalk Ca2+CO32-. Dies kann man dann mit einer starken Säure reagieren lassen, zum Beispiel HCl:

Ca2+CO32- + 2HClaq ⇌ H2CO3 + Ca2+Cl2-

==== Basen im Wasser ====

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-

Dies wird auch später wichtig sein um den pOH (Gegenstück des pH-Wertes) zu bestimmen, da dies in der Anzahl OH--Ionen gemessen wird. Logischerweise hat es mehr OH-, wenn es auch mehr Base hat.

=== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ===

==== Wie reagieren Säuren? Säure-Base-Paare ====

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=FxXISwuj9Rc&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=13 Säure-Base Paare REMAKE]

Im Video wird zuerst erklärt, was eine Säure bzw. eine Base genau ist. Dann werden einige Beispiele dafür gennant. Wie genau eine Säure bzw. eine Base reagiert wird anhand zweier Beispiele von Reaktionen mit Wasser gezeigt. Dabei wird immer das konjugierte Säure-Base-Paar genannt.

Zu beachten:
* Zu Beginn des Videos wird erwähnt, dass sich die Oxidationszahlen bei Säure-Base-Reaktionen nicht ändern. Das ist jedoch zum Verständnis von diesen Protolysen nicht relevant.
* Bei der Definition im Video werden die Begriffe «Protonendonator» und «Protonenakzeptor» genannt. Im Unterricht haben wir dafür die Begriffe «Protonenspender» und «Protonenempfänger» benutzt.
* Die Säure wird im Video als "gutherziger Spender" und die Base als "Bettler" beschrieben, da die Säure ein H+ an die Base abgibt. Die eigentliche Erklärung dafür ist jedoch das freie Elektronenpaar der Base, welches das Proton der Säure anziehen. Die Säure gibt das Proton nicht freiwillig ab, es wird ihr von der Base "gestohlen".
* Der Begriff «konjugiertes Säure-Basen-Paar» wird zwar erwähnt, jedoch ist nicht klar definiert, was damit gemeint ist. Unter einem konjugierten Säure-Base-Paar versteht man eine Säure und deren dazugehörige Base. Die Säure unterscheidet sich jeweils um ein H+ von der Base, die Säure hat also jeweils ein Proton mehr als die Base. Die Säure gibt das Proton dann ab und daraus entsteht die konjugierte Base mit einem Proton weniger.
* Das Video erwähnt den Begriff «Ampholyt» nicht. Es gibt zwei Reaktionen mit Wasser, einmal reagiert es mit einer Base, das andere Mal mit einer Säure. Dabei ist es wichtig in Erinnerung zu behalten, dass Wasser sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann, da es ein Ampholyt ist.

Besonders nützlich: Das Video eignet sich sehr gut als Einführung in das Thema. Es erklärt das Prinzip der Säure-Base Reaktion einfach und gut verständlich.

Zusätzliche Informationen:
Brönsted ist der Urheber der Säure-Basen Theorie, wie wir sie heute kennen. Davor haben die Wissenschaftler geglaubt, dass Stoffe nur mit Wasser sauer oder basisch reagieren können. Brönsted hat gezeigt, dass auch eine Reaktion ohne Wasser eine S/B-Reaktion sein kann.

=== Quellen ===
<ul>
<li>Text: eigene Notizen</li>
<li>Bild: [http://de.wikipedia.org/wiki/PKs-Wert Wikipedia]</li>
<li> Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics] </li>
</ul>

Grundlagen

2019-06-18T20:46:21Z

16b soraya.mueller: /* Wie reagieren Säuren? Säure-Base-Paare */

== Säure-Base-Reaktion ==

Eine Säure-Base-Reaktion ist eine Protonenübergabe, auch Protolyse genannt. Dabei gibt die Säure ein Proton, ein H+, ab während die Base dieses Proton aufnimmt.

Säure: HNO3 + Base: NH3 ⇌ Base: NO3- + Säure: NH4+

Ein H+ kann jedoch nur abgegeben werden, wenn das Elektron des H sehr stark angezogen ist und das H somit leicht von der Säure getrennt werden kann - d.h. Säuren sind polare Stoffe. Je polarer die H-Bindung, desto stärker die Säure.. Die Säure wird nach Abgabe eines Protons zu einer Base, die Base hingegen nach der Aufnahme eben dieses Protons zu einer Säure. Dadurch wird auch klar, dass jede Säure eine sogenannte konjugierte Base hat, als auch jede Base eine konjugierte Säure hat, z.B. HNO3 (Salpetersäure) wird zu NO3- (Nitrat-Ion) und umgekehrt.
Manche Stoffe können sowohl eine Säure als auch eine Base sein - diese nennt man Ampholyte. Ein wichtiges Beispiel dafür ist H2O (wichtig für den pH-Wert). Ob ein Ampholyt als Säure oder als Base reagiert hängt von dessen Reaktionspartner ab: Es reagiert immer die stärkste Säure mit der stärksten Base. So wird Wasser, wenn es mit einer Säure reagiert, zu einer Base und es entsteht H3O+ (siehe dazu [[Der pH-Wert]]), während bei einer Reaktion mit einer Base OH- entsteht und die Base selbst zu einer Säure wird.

Säure: HCl + Base: H2O ⇌ Konjugierte Base: Cl- + Konjugierte Säure: H3O+

Base: NH3 + Säure: H2O ⇌ Konjugierte Säure: NH4+ + Konjugierte Base: OH-

Ausserdem sind die Säuren häufig in Wasser gelöst, dies bezeichnet man mit dem Kürzel (aq). Säure-Base-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen, also wird aus einer Säure eine Base und daraus wieder eine Säure. Das Gleichgewicht liegt dabei auf der Seite der schwächeren Säure und der schwächeren Base, dies müssen nicht immer die Edukte sein sondern das Gleichgewicht kann auch auf der Seite der Produkte liegen.

=== Einige Säuren und ihre konjugierten Basen ===

{|
| Salpetersäure: HNO3 || Nitrat-Ion: NO3-
|-
| Kohlensäure: H2CO3 || Hydrogencarbonat-Ion: HCO3-
|-
| Hydrogencarbonat: HCO3- (Ampholyt!) || Carbonat-Ion: CO32-
|-
| Phosphorsäure: H3PO4 (daraus:H2PO4- und H1PO42-, Ampholyte) || Phosphat-Ion: PO43-
|-
| Oxonium: H3O+ || Wasser: H2O
|-
| Wasser: H2O || Hydroxid-Ion: OH-
|-
| Hydroxid-Ion: OH- || Oxid-Ion: O 2-
|-
| Essigsäure: CH3COOH || Acetat-Ion: CH3COO
|}
Die Essigsäure gehört zu der Gruppe der organischen Säuren, welche jeweils eher schwach sind. Praktisch immer ist eine Carboxylgruppe vorhanden (COOH), der Rest variiert. Schwache organische Säuren finden auch zur Bestimmung des pH-Wertes eine Funktion, wenn die konjugierte Base eine andere Farbe hat als die Säure.
Wenn eine Base (oder auch ein Ampholyt) negativ geladen ist, können sie auch mit einem Metall binden und dadurch zu einem Salz werden, z.B. Kalk (Ca2+CO32-). Dies ist jedoch nicht das Kalk, das wir in unserem Wasser finden, denn in unserem Wasser finden wir eine wasserlöslichere Form, die dadurch entsteht, dass Kalk mit Kohlensäure reagiert, die schon vorher im Wasser vorhanden war:

Ca2+CO32-+H2CO3→Ca2+(HCO3-)2

=== Beweis für die Protonenübergabe bei Säure-Base-Reaktionen ===

{|
| Reine Essigsäure || H3CCOOH || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Wasser || H2O || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Gemisch aus Essigsäure und Wasser || || elektrisch leitfähig
|}

Damit ein Stoff leitfähig ist, muss folgende Bedingung erfüllt sein: Es müssen frei bewegliche, geladene Teilchen vorhanden sein. Damit also dieses Gemisch leitfähig ist, müssen entweder frei bewegliche Elektronen oder Protonen verfügbar sein. Es ist somit also ein Beweis dafür, dass in einer Säure-Base-Reaktion Protonen den Besitzer wechseln. Wasser selbst ist durch die Autoprotolyse auch leicht leitfähig:

2 H2O ⇌ H3O+ + OH-

=== Reaktionstypen ===

==== Neutralisation ====

Eine Base und eine Säure neutralisieren sich gegenseitig. Typisch hierfür ist die Reaktion von OH--Ionen mit starken Säuren, dadurch entsteht das dazu korrespondierende Säure-Basen-Paar, also Wasser sowie eine schwache Base (da aus einer starken Säure eine schwache Base wird), damit liegt das Gleichgewicht fast nur auf der Seite der Edukte, da das Säure-Basen-Paar viel schwächer ist.

HCl + Na+OH- → H2O + Na+Cl-

==== "Die starke Säure vertreibt die schwache Base aus ihrem Salz" ====

K+CN- + HClaq ⇌ K+Claq- + HCN

Kalknachweis:

Wenn aus Kohlensäure (H2CO3) ein Carbonat-Ion (CO32-) entsteht, so kann man dies auch in der Geologie verwenden. CO32- kann mit Ca2+ reagieren und es entsteht Kalk Ca2+CO32-. Dies kann man dann mit einer starken Säure reagieren lassen, zum Beispiel HCl:

Ca2+CO32- + 2HClaq ⇌ H2CO3 + Ca2+Cl2-

==== Basen im Wasser ====

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-

Dies wird auch später wichtig sein um den pOH (Gegenstück des pH-Wertes) zu bestimmen, da dies in der Anzahl OH--Ionen gemessen wird. Logischerweise hat es mehr OH-, wenn es auch mehr Base hat.

=== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ===

==== Wie reagieren Säuren? Säure-Base-Paare ====

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=FxXISwuj9Rc&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=13 Säure-Base Paare REMAKE]

Im Video wird zuerst erklärt, was eine Säure bzw. eine Base genau ist. Dann werden einige Beispiele dafür gennant. Wie genau eine Säure bzw. eine Base reagiert wird anhand zweier Beispiele von Reaktionen mit Wasser gezeigt. Dabei wird immer das konjugierte Säure-Base-Paar genannt.

Zu beachten:
* Zu Beginn des Videos wird erwähnt, dass sich die Oxidationszahlen bei Säure-Base-Reaktionen nicht ändern. Das ist jedoch zum Verständnis von diesen Protolysen nicht relevant.
* Bei der Definition im Video werden die Begriffe «Protonendonator» und «Protonenakzeptor» genannt. Im Unterricht haben wir dafür die Begriffe «Protonenspender» und «Protonenempfänger» benutzt.
* Die Säure wird im Video als "gutherziger Spender" und die Base als "Bettler" beschrieben, da die Säure ja ein H+ an die Base abgibt. Die eigentliche Erklärung dafür sind jedoch die freien Elektronenpaare der Base, die das Proton der Säure anziehen. Die Säure gibt das Proton nicht freiwillig ab, es wird ihr von der Base "gestohlen".
* Der Begriff «konjugiertes Säure-Basen-Paar» wird zwar erwähnt, jedoch ist nicht klar definiert, was damit gemeint ist. Unter einem konjugierten Säure-Base-Paar versteht man eine Säure und deren dazugehörige Base. Die Säure unterscheidet sich jeweils um ein H+ von der Base, die Säure hat also jeweils ein Proton mehr als die Base. Die Säure gibt das Proton dann ab und daraus entsteht die konjugierte Base mit einem Proton weniger.
* Das Video erwähnt den Begriff «Ampholyt» nicht. Es gibt zwei Reaktionen mit Wasser, einmal reagiert es mit einer Base, das andere Mal mit einer Säure. Dabei ist es wichtig in Erinnerung zu behalten, dass Wasser sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann, da es ein Ampholyt ist.

Besonders nützlich: Das Video eignet sich sehr gut als Einführung in das Thema. Es erklärt das Prinzip der Säure-Base Reaktion einfach und gut verständlich.

Zusätzliche Informationen:
Brönsted ist der Urheber der Säure-Basen Theorie, wie wir sie heute kennen. Davor haben die Wissenschaftler geglaubt, dass Stoffe nur mit Wasser sauer oder basisch reagieren können. Brönsted hat gezeigt, dass auch eine Reaktion ohne Wasser eine S/B-Reaktion sein kann.

=== Quellen ===
<ul>
<li>Text: eigene Notizen</li>
<li>Bild: [http://de.wikipedia.org/wiki/PKs-Wert Wikipedia]</li>
<li> Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics] </li>
</ul>

Berechnen und Messen des pH-Werts

2019-06-03T18:40:21Z

16b soraya.mueller: /* pH-Wert berechnen */

== Das Messen von pH-Werten ==

=== SIB-Indikatoren ===
[[image:Indikatorenneu.png‎|thumb|right|Abbildung 1: Hier sind einige Indikatoren und ihr Farbumschlag zu sehen]]
'''Prinzip: H Ind ⇌ Ind- + H+'''

Die Wirkung des Indikators als Säure oder als Base soll vernachlässigbar sein.

In einer stark sauren Lösung (viele H+-Ionen) dominiert Farbe 1 auf Grund einer hohen H3O+ -Konzentration. Aus dem Massenwirkungsgesetzt wird ersichtlich, dass ein grosser Protonendruck herrscht (alles wird protoniert), wodurch eine Verschiebung des Gleichgewichts nach links stattfindet. Bei einer stark basischen Lösung herrscht hingegen ein Protonensog.

Mit diesem Prinzip der Farbänderung funktionieren Universalindikator-Stäbchen. Auf diesen Stäbchen sind verschiedene Indikatoren, welche alle einen anderen Farbumschlag sichtbar machen, angeordnet. Zur genauen Bestimmung des pH-Wertes wird also nicht nur eine Farbänderung erreicht. Die unterschiedlichen Farbanordnungen lassen eine Spezifischere Bestimmung zu, als beispielsweise pH-Papier.

=== pH-Meter ===

Ein pH-Meter ist ein Gerät, welches die elektrische Leitfähigkeit misst.

Die elektrische Leitfähigkeit einer Säure oder Base hängt von der Konzentration der geladenen Teilchen ab: Je mehr geladene Teilchen, welche in diesem Fall H3O+ -Teilchen sind, umso höher ist die Leitfähigkeit und umso tiefer ist der pH-Welt.

So sieht auf jeden Fall die Theorie aus. In Wirklichkeit gibt es aber noch mehr Ionen, welche das genaue Messen stören. Des Weiteren gehen bei der Digitalisierung der Daten durch Auflösen und Runden von Werten Informationen über genaue Messdaten verloren.

== Das Berechnen von pH-Werten ==

Zum Berechnen der pH-Werte muss das genaue Wissen über Art und Menge der Säure bzw. Base in der Lösung vorhanden sein. In diesem Experiment wird der pH-Wert erst mit den oben erwähnten Messmethoden bestimmt. Mit dem bisher vorhandenen Wissen kann nun die Berechnung der pH-Wertes hergeleitet werden.

[[Bild:Unbenannt6.jpg]]

Nun lässt sich feststellen, dass es ein bedeutender Unterschied zwischen der Berechnung der starken und der Berechnung der schwachen Säure besteht. Die (H3O+)-Konzentration entspricht der Anfangskonzentration [HA]0, wenn es sich um eine starke Säure handelt, denn praktisch jedes Teilchen reagiert mit Wasser. Bei schwachen Säuren läuft die Reaktion nicht vollständig ab, denn ein pH-Wert von 2 bedeutet, dass es schon mehr als 10× weniger (H3O+)-Ionen hat.

Zusammenfassend kann festgehalten werden:

• starke Säure → [H3O+] ^= [HA]0

• schwache Säuren müssen anders berechnet werden

Da die Reaktion mit Wasser nicht vollständig verläuft, muss die Stärke der Säure bzw Base in die Berechnung einfliessen. Dazu muss zunächst ein Mass für die Säure- bzw Basenstärke erarbeitet werden.

== Exkurse ==

=== Das Mass für die Stärke von Säuren: Der pKs-Wert ===

Ein Mass für die Stärke von Säuren ist der pKs –Wert. Er gibt Auskunft darüber, wie stark eine Säure ist. Es ist der negative Logarithmus der Gleichgewichtskonstante Ks, wenn eine Säure bzw Base mit Wasser reagiert.

Mit dem Massenwirkungsgesetz kann die Lage des Gleichgewichts gemessen werden, wenn eine bestimmte Menge einer Säure in Wasser gegeben wird.

Reaktionsgleichung: HA + H2O ⇌ H3O+ + A-

[[Bild:PKs-Wert.png‎]]

Der ''maximale Wert'' strebt gegen ∞
→ Je positiver, desto schwächer die Säure

Der ''minimale Wert'' strebt gegen -∞
→ Je negativer, desto stärker die Säure

Eine starke Säure hat einen pKs-Wert mit negativem Vorzeichen, das wird aufgrund der Ks-Gleichung erklärt.

Der pKs-Wert ist somit die Stärke der Säure gegenüber Wasser. HA ist hierbei die Säure, welche ihr Proton abgibt. Die Konzentration des Wassers kann hier vernachlässigt werden, da sie beinahe konstant bleibt. Man sieht hier also, dass bei einem hohen Ks-Wert die Konzentration an Edukten sehr niedrig ist.

Säuren sind stark, wenn pKs < 0

=== Die Stärke von Basen: Der pKB-Wert ===

'''Base + H2O ⇌ konj. Säure + OH-'''

Je stärker die konjugierte Säure, umso schwächer ist die Base, da die starke Säure Tendenz hat Protonen abzugeben und die schwache Säure notwendigerweise eine geringere, die Protonen zu halten.

[[Bild:Säurebase.jpg‎]]

Oben: Starke Säuren - Schwache Basen

Unten: Schwache Säuren - Starke Basen

[[Bild:PKb.jpg]]

Basen sind stark, wenn pKB < 0

Berechnung des pKB aus dem pKs:

[[Bild:Pkb2.jpeg]]

Hier sieht man auch wieder, dass eine starke Säure eine schwache konjugierte Base hat.

Mit diesen weiteren Kenntnissen, können nun auch der pH-Wert schwacher Säuren bzw Basen berechnet werden.

=== Berechnung des pH-Wertes starker Säuren und Basen ===

Aus dem einleitenden Experiment geht die folgende Berechnugsformel hervor.

[[Bild:Unbenannt-1.jpg]]

Aus diesem Zusammenhang lässt sich auch der Berechnungsweg für starke Basen herleiten.

[[Bild:Unbenannt-2.jpg]]

Achtung! Bei mehrprotonigen Säuren muss die Anzahl der OH- - und H3O+ - Ionen aus der Formel des Stoffes hergeleitet werden. Zur Veranschaulichung ein Beispiel:

- Bei Ca(OH)2 entstehen beim Lösen in Wasser pro Calciumhydroxid zwei OH- - Ionen, also bei 0.1M Ca(OH)2 sind das 0.2M OH-.

=== Berechnung des pH-Wertes schwacher Säuren und Basen ===

(HAc ist in diesem Fall das Symbol für eine schwache Säure)

Aus dieser Formel HAc + H2O ↔ Ac- + H3O+ geht beispielsweise ein pKs-Wert von 4.8 hervor.

[[Bild:Unbenannt-3.jpg‎]]

Da '''x = [H3O+]GW = -log[H3O+]GW''' kann nun der pH-Wert schwacher Säuren mit der nachstehenden Gleichung berechnet werden:

[[Bild:Unbenannt-4.jpg‎]]

Demnach lautet die Formel für schwache Basen:

[[Bild:Unbenannt-5.jpg‎]]

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==

=== pH-Wert berechnen ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=vVP10qK8lYY&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=6 pH-Wert berechnen REMAKE]

Das Video zeigt das Vorgehen, wie man den pH-Wert berechnen kann. Zuerst erläutern sie, welche Schritte man durchführen muss, bevor man mit dem Rechnen beginnt. Dann zeigen sie alle Formeln zur Berechnung auf. Am Schluss gibt es noch 2 Beispiele, anhand welchen alles nochmal erklärt und genau gezeigt wird.

Zu beachten:
* Das Video setzt voraus, dass man weiss, was der pH-Wert, Säuren und Basen ist bzw. sind und deren Definitionen kennt.
* Nicht zu vergessen: Der pH-Wert eignet sich nur für die Bestimmung des sauren/basischen Gehalt in WÄSSRIGEN Lösungen.
* Hat man ein Ampholyt, muss man zuerst entscheiden, ob er als Base oder Säure reagiert. Hier gilt: Falls pkS > pkB, dann reagiert der Stoff als Base, sonst als Säure.
* Im Video werden die Säuren und Basen in die Kategorien stark, mittelstark und schwach eingeteilt. Im Unterricht müssen wir jedoch nur zwischen starken und schwachen Säuren bzw. Basen unterscheiden. Hier gilt: pKS < 0 – starke Säure, pKS > 0 – schwache Säure. Bei Basen ist es das gleiche, dort wird jedoch der pKB Wert benutzt.
* Die Begriffe pKS und pKB werden nicht wirklich erklärt und ihr Bezug auf den pH-Wert wird nicht erwähnt. (Nachzulesen unter Kapitel 3: Exkurse)
* Der pH-Wert für schwache Säuren und Basen ist ein arithmetisches Mittel und nicht ganz genau, da wir das x vernachlässigen. Der Wert ist genauer für schwächere Säuren und Basen, da dort der Fehler kleiner ist.

Besonders nützlich:

Das Berechnen des pH-Werts wird Schritt für Schritt gezeigt. Ausserdem gibt es zwei Beispiele am Schluss, wo man kontrollieren kann, ob man das Prinzip verstanden hat.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Wikipedia
* http://www.guidobauersachs.de/allgemeine/SABA.html
* Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics]
== Weblinks ==
* [http://wikipedia.org] – Bilder
* http://www.bs-wiki.de/mediawiki/images/Indikatoren.png - Indikator-Bild

Berechnen und Messen des pH-Werts

2019-06-02T22:27:55Z

16b soraya.mueller: /* pH-Wert berechnen */

== Das Messen von pH-Werten ==

=== SIB-Indikatoren ===
[[image:Indikatorenneu.png‎|thumb|right|Abbildung 1: Hier sind einige Indikatoren und ihr Farbumschlag zu sehen]]
'''Prinzip: H Ind ⇌ Ind- + H+'''

Die Wirkung des Indikators als Säure oder als Base soll vernachlässigbar sein.

In einer stark sauren Lösung (viele H+-Ionen) dominiert Farbe 1 auf Grund einer hohen H3O+ -Konzentration. Aus dem Massenwirkungsgesetzt wird ersichtlich, dass ein grosser Protonendruck herrscht (alles wird protoniert), wodurch eine Verschiebung des Gleichgewichts nach links stattfindet. Bei einer stark basischen Lösung herrscht hingegen ein Protonensog.

Mit diesem Prinzip der Farbänderung funktionieren Universalindikator-Stäbchen. Auf diesen Stäbchen sind verschiedene Indikatoren, welche alle einen anderen Farbumschlag sichtbar machen, angeordnet. Zur genauen Bestimmung des pH-Wertes wird also nicht nur eine Farbänderung erreicht. Die unterschiedlichen Farbanordnungen lassen eine Spezifischere Bestimmung zu, als beispielsweise pH-Papier.

=== pH-Meter ===

Ein pH-Meter ist ein Gerät, welches die elektrische Leitfähigkeit misst.

Die elektrische Leitfähigkeit einer Säure oder Base hängt von der Konzentration der geladenen Teilchen ab: Je mehr geladene Teilchen, welche in diesem Fall H3O+ -Teilchen sind, umso höher ist die Leitfähigkeit und umso tiefer ist der pH-Welt.

So sieht auf jeden Fall die Theorie aus. In Wirklichkeit gibt es aber noch mehr Ionen, welche das genaue Messen stören. Des Weiteren gehen bei der Digitalisierung der Daten durch Auflösen und Runden von Werten Informationen über genaue Messdaten verloren.

== Das Berechnen von pH-Werten ==

Zum Berechnen der pH-Werte muss das genaue Wissen über Art und Menge der Säure bzw. Base in der Lösung vorhanden sein. In diesem Experiment wird der pH-Wert erst mit den oben erwähnten Messmethoden bestimmt. Mit dem bisher vorhandenen Wissen kann nun die Berechnung der pH-Wertes hergeleitet werden.

[[Bild:Unbenannt6.jpg]]

Nun lässt sich feststellen, dass es ein bedeutender Unterschied zwischen der Berechnung der starken und der Berechnung der schwachen Säure besteht. Die (H3O+)-Konzentration entspricht der Anfangskonzentration [HA]0, wenn es sich um eine starke Säure handelt, denn praktisch jedes Teilchen reagiert mit Wasser. Bei schwachen Säuren läuft die Reaktion nicht vollständig ab, denn ein pH-Wert von 2 bedeutet, dass es schon mehr als 10× weniger (H3O+)-Ionen hat.

Zusammenfassend kann festgehalten werden:

• starke Säure → [H3O+] ^= [HA]0

• schwache Säuren müssen anders berechnet werden

Da die Reaktion mit Wasser nicht vollständig verläuft, muss die Stärke der Säure bzw Base in die Berechnung einfliessen. Dazu muss zunächst ein Mass für die Säure- bzw Basenstärke erarbeitet werden.

== Exkurse ==

=== Das Mass für die Stärke von Säuren: Der pKs-Wert ===

Ein Mass für die Stärke von Säuren ist der pKs –Wert. Er gibt Auskunft darüber, wie stark eine Säure ist. Es ist der negative Logarithmus der Gleichgewichtskonstante Ks, wenn eine Säure bzw Base mit Wasser reagiert.

Mit dem Massenwirkungsgesetz kann die Lage des Gleichgewichts gemessen werden, wenn eine bestimmte Menge einer Säure in Wasser gegeben wird.

Reaktionsgleichung: HA + H2O ⇌ H3O+ + A-

[[Bild:PKs-Wert.png‎]]

Der ''maximale Wert'' strebt gegen ∞
→ Je positiver, desto schwächer die Säure

Der ''minimale Wert'' strebt gegen -∞
→ Je negativer, desto stärker die Säure

Eine starke Säure hat einen pKs-Wert mit negativem Vorzeichen, das wird aufgrund der Ks-Gleichung erklärt.

Der pKs-Wert ist somit die Stärke der Säure gegenüber Wasser. HA ist hierbei die Säure, welche ihr Proton abgibt. Die Konzentration des Wassers kann hier vernachlässigt werden, da sie beinahe konstant bleibt. Man sieht hier also, dass bei einem hohen Ks-Wert die Konzentration an Edukten sehr niedrig ist.

Säuren sind stark, wenn pKs < 0

=== Die Stärke von Basen: Der pKB-Wert ===

'''Base + H2O ⇌ konj. Säure + OH-'''

Je stärker die konjugierte Säure, umso schwächer ist die Base, da die starke Säure Tendenz hat Protonen abzugeben und die schwache Säure notwendigerweise eine geringere, die Protonen zu halten.

[[Bild:Säurebase.jpg‎]]

Oben: Starke Säuren - Schwache Basen

Unten: Schwache Säuren - Starke Basen

[[Bild:PKb.jpg]]

Basen sind stark, wenn pKB < 0

Berechnung des pKB aus dem pKs:

[[Bild:Pkb2.jpeg]]

Hier sieht man auch wieder, dass eine starke Säure eine schwache konjugierte Base hat.

Mit diesen weiteren Kenntnissen, können nun auch der pH-Wert schwacher Säuren bzw Basen berechnet werden.

=== Berechnung des pH-Wertes starker Säuren und Basen ===

Aus dem einleitenden Experiment geht die folgende Berechnugsformel hervor.

[[Bild:Unbenannt-1.jpg]]

Aus diesem Zusammenhang lässt sich auch der Berechnungsweg für starke Basen herleiten.

[[Bild:Unbenannt-2.jpg]]

Achtung! Bei mehrprotonigen Säuren muss die Anzahl der OH- - und H3O+ - Ionen aus der Formel des Stoffes hergeleitet werden. Zur Veranschaulichung ein Beispiel:

- Bei Ca(OH)2 entstehen beim Lösen in Wasser pro Calciumhydroxid zwei OH- - Ionen, also bei 0.1M Ca(OH)2 sind das 0.2M OH-.

=== Berechnung des pH-Wertes schwacher Säuren und Basen ===

(HAc ist in diesem Fall das Symbol für eine schwache Säure)

Aus dieser Formel HAc + H2O ↔ Ac- + H3O+ geht beispielsweise ein pKs-Wert von 4.8 hervor.

[[Bild:Unbenannt-3.jpg‎]]

Da '''x = [H3O+]GW = -log[H3O+]GW''' kann nun der pH-Wert schwacher Säuren mit der nachstehenden Gleichung berechnet werden:

[[Bild:Unbenannt-4.jpg‎]]

Demnach lautet die Formel für schwache Basen:

[[Bild:Unbenannt-5.jpg‎]]

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==

=== pH-Wert berechnen ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=vVP10qK8lYY&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=6 pH-Wert berechnen REMAKE]

Das Video zeigt das Vorgehen, wie man den pH-Wert berechnen kann. Zuerst erläutern sie, welche Schritte man durchführen muss, bevor man mit dem Rechnen beginnt. Dann zeigen sie alle Formeln zur Berechnung auf. Am Schluss gibt es noch 2 Beispiele, anhand welchen alles nochmal erklärt und genau gezeigt wird.

Zu beachten:
* Das Video setzt voraus, dass man weiss was der pH-Wert, Säuren und Basen ist bzw. sind und deren Definitionen kennt.
* Nicht zu vergessen: Der pH-Wert eignet sich nur für die Bestimmung des sauren/basischen Gehalt in WÄSSRIGEN Lösungen.
* Hat man ein Ampholyt, muss man zuerst entscheiden, ob er als Base oder Säure reagiert. Hier gilt: Falls pkS > pkB, dann reagiert der Stoff als Base, sonst als Säure.
* Im Video werden die Säuren und Basen in die Kategorien stark, mittelstark und schwach eingeteilt. Im Unterricht müssen wir jedoch nur zwischen starken und schwachen Säuren bzw. Basen unterscheiden. Hier gilt: pKS < 0 – starke Säure, pKS > 0 – schwache Säure. Bei Basen ist es das gleiche, dort wird jedoch der pKB Wert benutzt.
* Die Begriffe pKS und pKB werden nicht wirklich erklärt und ihr Bezug auf den pH-Wert wird nicht erwähnt. (Nachzulesen unter Kapitel 3: Exkurse)
* Der pH-Wert für schwache Säuren und Basen ist ein arithmetisches Mittel und nicht ganz genau, da wir das x vernachlässigen. Der Wert ist genauer für schwächere Säuren und Basen, da dort der Fehler kleiner ist.

Besonders nützlich:

Das Berechnen des pH-Werts wird Schritt für Schritt gezeigt. Ausserdem gibt es zwei Beispiele am Schluss, wo man kontrollieren kann, ob man das Prinzip verstanden hat.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Wikipedia
* http://www.guidobauersachs.de/allgemeine/SABA.html
* Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics]
== Weblinks ==
* [http://wikipedia.org] – Bilder
* http://www.bs-wiki.de/mediawiki/images/Indikatoren.png - Indikator-Bild

Berechnen und Messen des pH-Werts

2019-06-02T22:27:35Z

16b soraya.mueller: /* pH-Wert berechnen */

== Das Messen von pH-Werten ==

=== SIB-Indikatoren ===
[[image:Indikatorenneu.png‎|thumb|right|Abbildung 1: Hier sind einige Indikatoren und ihr Farbumschlag zu sehen]]
'''Prinzip: H Ind ⇌ Ind- + H+'''

Die Wirkung des Indikators als Säure oder als Base soll vernachlässigbar sein.

In einer stark sauren Lösung (viele H+-Ionen) dominiert Farbe 1 auf Grund einer hohen H3O+ -Konzentration. Aus dem Massenwirkungsgesetzt wird ersichtlich, dass ein grosser Protonendruck herrscht (alles wird protoniert), wodurch eine Verschiebung des Gleichgewichts nach links stattfindet. Bei einer stark basischen Lösung herrscht hingegen ein Protonensog.

Mit diesem Prinzip der Farbänderung funktionieren Universalindikator-Stäbchen. Auf diesen Stäbchen sind verschiedene Indikatoren, welche alle einen anderen Farbumschlag sichtbar machen, angeordnet. Zur genauen Bestimmung des pH-Wertes wird also nicht nur eine Farbänderung erreicht. Die unterschiedlichen Farbanordnungen lassen eine Spezifischere Bestimmung zu, als beispielsweise pH-Papier.

=== pH-Meter ===

Ein pH-Meter ist ein Gerät, welches die elektrische Leitfähigkeit misst.

Die elektrische Leitfähigkeit einer Säure oder Base hängt von der Konzentration der geladenen Teilchen ab: Je mehr geladene Teilchen, welche in diesem Fall H3O+ -Teilchen sind, umso höher ist die Leitfähigkeit und umso tiefer ist der pH-Welt.

So sieht auf jeden Fall die Theorie aus. In Wirklichkeit gibt es aber noch mehr Ionen, welche das genaue Messen stören. Des Weiteren gehen bei der Digitalisierung der Daten durch Auflösen und Runden von Werten Informationen über genaue Messdaten verloren.

== Das Berechnen von pH-Werten ==

Zum Berechnen der pH-Werte muss das genaue Wissen über Art und Menge der Säure bzw. Base in der Lösung vorhanden sein. In diesem Experiment wird der pH-Wert erst mit den oben erwähnten Messmethoden bestimmt. Mit dem bisher vorhandenen Wissen kann nun die Berechnung der pH-Wertes hergeleitet werden.

[[Bild:Unbenannt6.jpg]]

Nun lässt sich feststellen, dass es ein bedeutender Unterschied zwischen der Berechnung der starken und der Berechnung der schwachen Säure besteht. Die (H3O+)-Konzentration entspricht der Anfangskonzentration [HA]0, wenn es sich um eine starke Säure handelt, denn praktisch jedes Teilchen reagiert mit Wasser. Bei schwachen Säuren läuft die Reaktion nicht vollständig ab, denn ein pH-Wert von 2 bedeutet, dass es schon mehr als 10× weniger (H3O+)-Ionen hat.

Zusammenfassend kann festgehalten werden:

• starke Säure → [H3O+] ^= [HA]0

• schwache Säuren müssen anders berechnet werden

Da die Reaktion mit Wasser nicht vollständig verläuft, muss die Stärke der Säure bzw Base in die Berechnung einfliessen. Dazu muss zunächst ein Mass für die Säure- bzw Basenstärke erarbeitet werden.

== Exkurse ==

=== Das Mass für die Stärke von Säuren: Der pKs-Wert ===

Ein Mass für die Stärke von Säuren ist der pKs –Wert. Er gibt Auskunft darüber, wie stark eine Säure ist. Es ist der negative Logarithmus der Gleichgewichtskonstante Ks, wenn eine Säure bzw Base mit Wasser reagiert.

Mit dem Massenwirkungsgesetz kann die Lage des Gleichgewichts gemessen werden, wenn eine bestimmte Menge einer Säure in Wasser gegeben wird.

Reaktionsgleichung: HA + H2O ⇌ H3O+ + A-

[[Bild:PKs-Wert.png‎]]

Der ''maximale Wert'' strebt gegen ∞
→ Je positiver, desto schwächer die Säure

Der ''minimale Wert'' strebt gegen -∞
→ Je negativer, desto stärker die Säure

Eine starke Säure hat einen pKs-Wert mit negativem Vorzeichen, das wird aufgrund der Ks-Gleichung erklärt.

Der pKs-Wert ist somit die Stärke der Säure gegenüber Wasser. HA ist hierbei die Säure, welche ihr Proton abgibt. Die Konzentration des Wassers kann hier vernachlässigt werden, da sie beinahe konstant bleibt. Man sieht hier also, dass bei einem hohen Ks-Wert die Konzentration an Edukten sehr niedrig ist.

Säuren sind stark, wenn pKs < 0

=== Die Stärke von Basen: Der pKB-Wert ===

'''Base + H2O ⇌ konj. Säure + OH-'''

Je stärker die konjugierte Säure, umso schwächer ist die Base, da die starke Säure Tendenz hat Protonen abzugeben und die schwache Säure notwendigerweise eine geringere, die Protonen zu halten.

[[Bild:Säurebase.jpg‎]]

Oben: Starke Säuren - Schwache Basen

Unten: Schwache Säuren - Starke Basen

[[Bild:PKb.jpg]]

Basen sind stark, wenn pKB < 0

Berechnung des pKB aus dem pKs:

[[Bild:Pkb2.jpeg]]

Hier sieht man auch wieder, dass eine starke Säure eine schwache konjugierte Base hat.

Mit diesen weiteren Kenntnissen, können nun auch der pH-Wert schwacher Säuren bzw Basen berechnet werden.

=== Berechnung des pH-Wertes starker Säuren und Basen ===

Aus dem einleitenden Experiment geht die folgende Berechnugsformel hervor.

[[Bild:Unbenannt-1.jpg]]

Aus diesem Zusammenhang lässt sich auch der Berechnungsweg für starke Basen herleiten.

[[Bild:Unbenannt-2.jpg]]

Achtung! Bei mehrprotonigen Säuren muss die Anzahl der OH- - und H3O+ - Ionen aus der Formel des Stoffes hergeleitet werden. Zur Veranschaulichung ein Beispiel:

- Bei Ca(OH)2 entstehen beim Lösen in Wasser pro Calciumhydroxid zwei OH- - Ionen, also bei 0.1M Ca(OH)2 sind das 0.2M OH-.

=== Berechnung des pH-Wertes schwacher Säuren und Basen ===

(HAc ist in diesem Fall das Symbol für eine schwache Säure)

Aus dieser Formel HAc + H2O ↔ Ac- + H3O+ geht beispielsweise ein pKs-Wert von 4.8 hervor.

[[Bild:Unbenannt-3.jpg‎]]

Da '''x = [H3O+]GW = -log[H3O+]GW''' kann nun der pH-Wert schwacher Säuren mit der nachstehenden Gleichung berechnet werden:

[[Bild:Unbenannt-4.jpg‎]]

Demnach lautet die Formel für schwache Basen:

[[Bild:Unbenannt-5.jpg‎]]

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==

=== pH-Wert berechnen ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=vVP10qK8lYY&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=6 pH-Wert berechnen REMAKE]

Das Video zeigt das Vorgehen, wie man den pH-Wert berechnen kann. Zuerst erläutern sie, welche Schritte man durchführen muss, bevor man mit dem Rechnen beginnt. Dann zeigen sie alle Formeln zur Berechnung auf. Am Schluss gibt es noch 2 Beispiele, anhand welchen alles nochmal erklärt und genau gezeigt wird.

Zu beachten:
* Das Video setzt voraus, dass man weiss was der pH-Wert, Säuren und Basen ist bzw. sind und deren Definitionen kennt.
* Nicht zu vergessen: Der pH-Wert eignet sich nur für die Bestimmung des sauren/basischen Gehalt in WÄSSRIGEN Lösungen.
* Hat man ein Ampholyt, muss man zuerst entscheiden, ob er als Base oder Säure reagiert. Hier gilt: Falls pkS > pkB, dann reagiert der Stoff als Base, sonst als Säure.
* Im Video werden die Säuren und Basen in die Kategorien stark, mittelstark und schwach eingeteilt. Im Unterricht müssen wir jedoch nur zwischen starken und schwachen Säuren bzw. Basen unterscheiden. Hier gilt: pKS < 0 – starke Säure, pKS > 0 – schwache Säure. Bei Basen ist es das gleiche, dort wird jedoch der pkB Wert benutzt.
* Die Begriffe pKS und pKB werden nicht wirklich erklärt und ihr Bezug auf den pH-Wert wird nicht erwähnt. (Nachzulesen unter Kapitel 3: Exkurse)
* Der pH-Wert für schwache Säuren und Basen ist ein arithmetisches Mittel und nicht ganz genau, da wir das x vernachlässigen. Der Wert ist genauer für schwächere Säuren und Basen, da dort der Fehler kleiner ist.

Besonders nützlich:

Das Berechnen des pH-Werts wird Schritt für Schritt gezeigt. Ausserdem gibt es zwei Beispiele am Schluss, wo man kontrollieren kann, ob man das Prinzip verstanden hat.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Wikipedia
* http://www.guidobauersachs.de/allgemeine/SABA.html
* Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics]
== Weblinks ==
* [http://wikipedia.org] – Bilder
* http://www.bs-wiki.de/mediawiki/images/Indikatoren.png - Indikator-Bild

Berechnen und Messen des pH-Werts

2019-06-02T22:26:09Z

16b soraya.mueller: /* pH-Wert berechnen */

== Das Messen von pH-Werten ==

=== SIB-Indikatoren ===
[[image:Indikatorenneu.png‎|thumb|right|Abbildung 1: Hier sind einige Indikatoren und ihr Farbumschlag zu sehen]]
'''Prinzip: H Ind ⇌ Ind- + H+'''

Die Wirkung des Indikators als Säure oder als Base soll vernachlässigbar sein.

In einer stark sauren Lösung (viele H+-Ionen) dominiert Farbe 1 auf Grund einer hohen H3O+ -Konzentration. Aus dem Massenwirkungsgesetzt wird ersichtlich, dass ein grosser Protonendruck herrscht (alles wird protoniert), wodurch eine Verschiebung des Gleichgewichts nach links stattfindet. Bei einer stark basischen Lösung herrscht hingegen ein Protonensog.

Mit diesem Prinzip der Farbänderung funktionieren Universalindikator-Stäbchen. Auf diesen Stäbchen sind verschiedene Indikatoren, welche alle einen anderen Farbumschlag sichtbar machen, angeordnet. Zur genauen Bestimmung des pH-Wertes wird also nicht nur eine Farbänderung erreicht. Die unterschiedlichen Farbanordnungen lassen eine Spezifischere Bestimmung zu, als beispielsweise pH-Papier.

=== pH-Meter ===

Ein pH-Meter ist ein Gerät, welches die elektrische Leitfähigkeit misst.

Die elektrische Leitfähigkeit einer Säure oder Base hängt von der Konzentration der geladenen Teilchen ab: Je mehr geladene Teilchen, welche in diesem Fall H3O+ -Teilchen sind, umso höher ist die Leitfähigkeit und umso tiefer ist der pH-Welt.

So sieht auf jeden Fall die Theorie aus. In Wirklichkeit gibt es aber noch mehr Ionen, welche das genaue Messen stören. Des Weiteren gehen bei der Digitalisierung der Daten durch Auflösen und Runden von Werten Informationen über genaue Messdaten verloren.

== Das Berechnen von pH-Werten ==

Zum Berechnen der pH-Werte muss das genaue Wissen über Art und Menge der Säure bzw. Base in der Lösung vorhanden sein. In diesem Experiment wird der pH-Wert erst mit den oben erwähnten Messmethoden bestimmt. Mit dem bisher vorhandenen Wissen kann nun die Berechnung der pH-Wertes hergeleitet werden.

[[Bild:Unbenannt6.jpg]]

Nun lässt sich feststellen, dass es ein bedeutender Unterschied zwischen der Berechnung der starken und der Berechnung der schwachen Säure besteht. Die (H3O+)-Konzentration entspricht der Anfangskonzentration [HA]0, wenn es sich um eine starke Säure handelt, denn praktisch jedes Teilchen reagiert mit Wasser. Bei schwachen Säuren läuft die Reaktion nicht vollständig ab, denn ein pH-Wert von 2 bedeutet, dass es schon mehr als 10× weniger (H3O+)-Ionen hat.

Zusammenfassend kann festgehalten werden:

• starke Säure → [H3O+] ^= [HA]0

• schwache Säuren müssen anders berechnet werden

Da die Reaktion mit Wasser nicht vollständig verläuft, muss die Stärke der Säure bzw Base in die Berechnung einfliessen. Dazu muss zunächst ein Mass für die Säure- bzw Basenstärke erarbeitet werden.

== Exkurse ==

=== Das Mass für die Stärke von Säuren: Der pKs-Wert ===

Ein Mass für die Stärke von Säuren ist der pKs –Wert. Er gibt Auskunft darüber, wie stark eine Säure ist. Es ist der negative Logarithmus der Gleichgewichtskonstante Ks, wenn eine Säure bzw Base mit Wasser reagiert.

Mit dem Massenwirkungsgesetz kann die Lage des Gleichgewichts gemessen werden, wenn eine bestimmte Menge einer Säure in Wasser gegeben wird.

Reaktionsgleichung: HA + H2O ⇌ H3O+ + A-

[[Bild:PKs-Wert.png‎]]

Der ''maximale Wert'' strebt gegen ∞
→ Je positiver, desto schwächer die Säure

Der ''minimale Wert'' strebt gegen -∞
→ Je negativer, desto stärker die Säure

Eine starke Säure hat einen pKs-Wert mit negativem Vorzeichen, das wird aufgrund der Ks-Gleichung erklärt.

Der pKs-Wert ist somit die Stärke der Säure gegenüber Wasser. HA ist hierbei die Säure, welche ihr Proton abgibt. Die Konzentration des Wassers kann hier vernachlässigt werden, da sie beinahe konstant bleibt. Man sieht hier also, dass bei einem hohen Ks-Wert die Konzentration an Edukten sehr niedrig ist.

Säuren sind stark, wenn pKs < 0

=== Die Stärke von Basen: Der pKB-Wert ===

'''Base + H2O ⇌ konj. Säure + OH-'''

Je stärker die konjugierte Säure, umso schwächer ist die Base, da die starke Säure Tendenz hat Protonen abzugeben und die schwache Säure notwendigerweise eine geringere, die Protonen zu halten.

[[Bild:Säurebase.jpg‎]]

Oben: Starke Säuren - Schwache Basen

Unten: Schwache Säuren - Starke Basen

[[Bild:PKb.jpg]]

Basen sind stark, wenn pKB < 0

Berechnung des pKB aus dem pKs:

[[Bild:Pkb2.jpeg]]

Hier sieht man auch wieder, dass eine starke Säure eine schwache konjugierte Base hat.

Mit diesen weiteren Kenntnissen, können nun auch der pH-Wert schwacher Säuren bzw Basen berechnet werden.

=== Berechnung des pH-Wertes starker Säuren und Basen ===

Aus dem einleitenden Experiment geht die folgende Berechnugsformel hervor.

[[Bild:Unbenannt-1.jpg]]

Aus diesem Zusammenhang lässt sich auch der Berechnungsweg für starke Basen herleiten.

[[Bild:Unbenannt-2.jpg]]

Achtung! Bei mehrprotonigen Säuren muss die Anzahl der OH- - und H3O+ - Ionen aus der Formel des Stoffes hergeleitet werden. Zur Veranschaulichung ein Beispiel:

- Bei Ca(OH)2 entstehen beim Lösen in Wasser pro Calciumhydroxid zwei OH- - Ionen, also bei 0.1M Ca(OH)2 sind das 0.2M OH-.

=== Berechnung des pH-Wertes schwacher Säuren und Basen ===

(HAc ist in diesem Fall das Symbol für eine schwache Säure)

Aus dieser Formel HAc + H2O ↔ Ac- + H3O+ geht beispielsweise ein pKs-Wert von 4.8 hervor.

[[Bild:Unbenannt-3.jpg‎]]

Da '''x = [H3O+]GW = -log[H3O+]GW''' kann nun der pH-Wert schwacher Säuren mit der nachstehenden Gleichung berechnet werden:

[[Bild:Unbenannt-4.jpg‎]]

Demnach lautet die Formel für schwache Basen:

[[Bild:Unbenannt-5.jpg‎]]

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==

=== pH-Wert berechnen ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=vVP10qK8lYY&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=6 pH-Wert berechnen REMAKE]

Das Video zeigt das Vorgehen, wie man den pH-Wert berechnen kann. Zuerst erläutern sie, welche Schritte man durchführen muss, bevor man mit dem Rechnen beginnt. Dann zeigen sie alle Formeln zur Berechnung auf. Am Schluss gibt es noch 2 Beispiele, anhand welchen alles nochmal erklärt und genau gezeigt wird.

Zu beachten:
* Das Video setzt voraus, dass man weiss was der pH-Wert, Säuren und Basen ist bzw. sind und deren Definitionen kennt.
* Nicht zu vergessen: Der pH-Wert eignet sich nur für die Bestimmung des sauren/basischen Gehalt in WÄSSRIGEN Lösungen.
* Hat man ein Ampholyt, muss man zuerst entscheiden, ob er als Base oder Säure reagiert. Hier gilt: Falls pkS > pkB, dann reagiert der Stoff als Base, sonst als Säure.
* Im Video werden die Säuren und Basen in die Kategorien stark, mittelstark und schwach eingeteilt. Im Unterricht müssen wir jedoch nur zwischen starken und schwachen Säuren bzw. Basen unterscheiden. Hier gilt: pkS < 0 – starke Säure, pkS > 0 – schwache Säure. Bei Basen ist es das gleiche, dort wird jedoch der pkB Wert benutzt.
* Die Begriffe pkS und pkB werden nicht wirklich erklärt und ihr Bezug auf den pH-Wert wird nicht erwähnt. (Nachzulesen unter Kapitel 3: Exkurse)
* Der pH-Wert für schwache Säuren und Basen ist ein arithmetisches Mittel und nicht ganz genau, da wir das x vernachlässigen. Der Wert ist genauer für schwächere Säuren und Basen, da dort der Fehler kleiner ist.

Besonders nützlich:

Das Berechnen des pH-Werts wird Schritt für Schritt gezeigt. Ausserdem gibt es zwei Beispiele am Schluss, wo man kontrollieren kann, ob man das Prinzip verstanden hat.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Wikipedia
* http://www.guidobauersachs.de/allgemeine/SABA.html
* Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics]
== Weblinks ==
* [http://wikipedia.org] – Bilder
* http://www.bs-wiki.de/mediawiki/images/Indikatoren.png - Indikator-Bild

Säure/Base-Puffer

2019-06-02T22:24:15Z

16b soraya.mueller: /* Quellen */

Ein Säure/Base-Puffer ist ein Stoffgemisch, welches in der Lage ist, den pH-Wert einer Lösung trotz Zugabe von Säuren oder Basen annähernd konstant zu halten. Das bedeutet, dass eine grössere Zugabe von Säure oder Base nur eine kleine Änderung des pH-Werts bewirkt.

== Zusammensetzung ==

[[Bild:Säure-Base-Puffer.jpg|thumb|]]

Ein Puffer muss so zusammengesetzt sein, dass er die Reaktion einer zugegebenen Säure bzw. Base mit Wasser abschwächt.
Wird zu der Lösung eine Säure hinzugegeben, muss eine Base vorhanden sein, die an Stelle von Wasser das H+ aufnimmt. Folglich muss das H+ von der Base stärker gebunden werden als von Wasser. Die Base darf jedoch nicht zu stark sein, da sich der pH-Wert sonst erhöht. Analog dazu muss bei Zugabe einer Base eine Säure vorhanden sein, welche an Stelle des Wassers das H+ spendet. Entsprechend gilt, dass das H+ der Säure eher abgegeben wird als das von Wasser. Auch die Säure darf nicht zu stark sein, da ansonsten der pH-Wert verringert wird.

Also verwendet man für den Puffer eine schwache Säure und ihre konjugierte Base. Man beachte, dass die Pufferwirkung eines Säure/Base-Paars im pH-Bereich um dessen pKs-Wert am besten ist. Dies bedeutet, dass die Säure und Base in gleicher Konzentration vorliegen. Wäre mehr Säure vorhanden, ist die Pufferwirkung bei der Zugabe von Säure schwächer. Folglich wäre bei höherer Basenkonzentration die Pufferwirkung bei der Zugabe von Base schwächer.

== Puffergleichung von Henderson-Hasselbach ==

Oft braucht man die Puffergleichung von Henderson-Hasselbach zur Berechnung des pH-Wertes von Pufferlösungen. Dadurch lässt sich auch eine Grafik erstellen, in welcher der pH-Wert in Abhängigkeit zum Verhältnis zwischen der korrespondierenden Base und ihrer Säure dargestellt wird.

[[Bild:Beispiel.jpg]]

=== Herleitung ===

[[Bild:HendersonHasselbach1.png]]

=== Grafische Darstellung ===
[[Bild:Pufferkurve.jpg|thumb|]]
Die Grafik zeigt, wie der Puffer wirkt. Die Wirkung hat bei relativ grossen Konzentrationsschwankungen eine kleine pH-Wert Veränderung zur Folge. Aus der Grafik kann man erkennen, dass das ideale Verhältnis dann herrscht, wenn der pH-Wert gleich dem pKs-Wert ist, sprich wenn das Verhältnis genau 1 entspricht.Die Grafik stellt unteranderem den Existenzbereich für Essigsäure(CH3COOH)/Acetat(CH3COO-) dar. Bei pH = 4 sind ca. 90 % Essigäure und 10 % Acetat vorhanden. Bei pH = 3 wurden praktisch alle Acetationen in Essigsäure umgesetzt.

=== Anwendungsbeispiel ===

Gegeben: pKs Salzsäure (HCl) : 4.8

Wie ist das Verhältnis, wenn der pH-Wert

a) eine Einheit oberhalb des pKs-Wertes

b) eine Einheit unterhalb des pKs-Wertes liegt?

a) [[Bild:a.jpg]]

b) [[Bild:b.jpg]]

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==
=== Puffergleichung/Henderson-Hasselbach Gleichung ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=Hi_O8oNUrUM&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=10 Puffergleichung/ Henderson-Hasselbach Gleichung]

Zuerst zeigt das Video, wie die Puffergleichung hergeleitet wird. Anhand zweier Beispiele zeigen sie, wie man die Gleichung benutzt. Am Schluss vergleichen sie noch die pH-Werte einer Pufferlösung und Wasser, wenn man 1mol HCl hinzufügt.

Zu beachten:
* Eine gute Grundlage für das Video ist dieses Video: [https://www.youtube.com/watch?v=qYM6FW0Y9B0&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=9 Puffer - was machen die]. Dort wird der Begriff Puffer definiert und erklärt, wozu sie gut sind.
* Bei der Herleitung der Gleichung wird wieder das Massenwirkungsgesetz benutzt, der Begriff wird aber nie erwähnt. Das Massenwirkungsgesetz ist allgemein definiert als Konzentration der Produkte geteilt durch die Konzentration der Edukte.
* Im Video wird die Gleichung nur anhand vom Essigsäure-Acetat Puffer erwähnt und benutzt. Natürlich gibt es auch noch viele andere Puffer. Immer ein konjugiertes Säure-Base-Paar kann als Puffer dienen.
* Zusätzlich dazu, dass man damit den pH-Wert einer Lösung berechnen kann, kann man die Puffergleichung auch dazu benutzen, selbst einen Puffer herzustellen.
* Möchte man einen Puffer selbst herstellen, muss man zuerst ein S/B-Paar auswählen, dessen pH-Wert möglichst nahe am erwünschten pH-Wert liegt. Dann muss man die chemischen Eigenschaften der Stoffe überprüfen und schlussendlich die Stoffe in das richtige Verhältnis setzen, so dass der pH-Wert der Lösung dem erwünschten Wert entspricht.

Besonders nützlich:
Das Video zeigt die Herleitung der Puffergleichung Schritt für Schritt und zeigt anhand des Beispiels, wie man damit rechnet.

== Quellen ==

Unterricht von R. Deuber
Wikipedia

Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Club]

Säure/Base-Puffer

2019-06-02T22:23:45Z

16b soraya.mueller: /* Puffergleichung/Henderson-Hasselbach Gleichung */

Ein Säure/Base-Puffer ist ein Stoffgemisch, welches in der Lage ist, den pH-Wert einer Lösung trotz Zugabe von Säuren oder Basen annähernd konstant zu halten. Das bedeutet, dass eine grössere Zugabe von Säure oder Base nur eine kleine Änderung des pH-Werts bewirkt.

== Zusammensetzung ==

[[Bild:Säure-Base-Puffer.jpg|thumb|]]

Ein Puffer muss so zusammengesetzt sein, dass er die Reaktion einer zugegebenen Säure bzw. Base mit Wasser abschwächt.
Wird zu der Lösung eine Säure hinzugegeben, muss eine Base vorhanden sein, die an Stelle von Wasser das H+ aufnimmt. Folglich muss das H+ von der Base stärker gebunden werden als von Wasser. Die Base darf jedoch nicht zu stark sein, da sich der pH-Wert sonst erhöht. Analog dazu muss bei Zugabe einer Base eine Säure vorhanden sein, welche an Stelle des Wassers das H+ spendet. Entsprechend gilt, dass das H+ der Säure eher abgegeben wird als das von Wasser. Auch die Säure darf nicht zu stark sein, da ansonsten der pH-Wert verringert wird.

Also verwendet man für den Puffer eine schwache Säure und ihre konjugierte Base. Man beachte, dass die Pufferwirkung eines Säure/Base-Paars im pH-Bereich um dessen pKs-Wert am besten ist. Dies bedeutet, dass die Säure und Base in gleicher Konzentration vorliegen. Wäre mehr Säure vorhanden, ist die Pufferwirkung bei der Zugabe von Säure schwächer. Folglich wäre bei höherer Basenkonzentration die Pufferwirkung bei der Zugabe von Base schwächer.

== Puffergleichung von Henderson-Hasselbach ==

Oft braucht man die Puffergleichung von Henderson-Hasselbach zur Berechnung des pH-Wertes von Pufferlösungen. Dadurch lässt sich auch eine Grafik erstellen, in welcher der pH-Wert in Abhängigkeit zum Verhältnis zwischen der korrespondierenden Base und ihrer Säure dargestellt wird.

[[Bild:Beispiel.jpg]]

=== Herleitung ===

[[Bild:HendersonHasselbach1.png]]

=== Grafische Darstellung ===
[[Bild:Pufferkurve.jpg|thumb|]]
Die Grafik zeigt, wie der Puffer wirkt. Die Wirkung hat bei relativ grossen Konzentrationsschwankungen eine kleine pH-Wert Veränderung zur Folge. Aus der Grafik kann man erkennen, dass das ideale Verhältnis dann herrscht, wenn der pH-Wert gleich dem pKs-Wert ist, sprich wenn das Verhältnis genau 1 entspricht.Die Grafik stellt unteranderem den Existenzbereich für Essigsäure(CH3COOH)/Acetat(CH3COO-) dar. Bei pH = 4 sind ca. 90 % Essigäure und 10 % Acetat vorhanden. Bei pH = 3 wurden praktisch alle Acetationen in Essigsäure umgesetzt.

=== Anwendungsbeispiel ===

Gegeben: pKs Salzsäure (HCl) : 4.8

Wie ist das Verhältnis, wenn der pH-Wert

a) eine Einheit oberhalb des pKs-Wertes

b) eine Einheit unterhalb des pKs-Wertes liegt?

a) [[Bild:a.jpg]]

b) [[Bild:b.jpg]]

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==
=== Puffergleichung/Henderson-Hasselbach Gleichung ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=Hi_O8oNUrUM&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=10 Puffergleichung/ Henderson-Hasselbach Gleichung]

Zuerst zeigt das Video, wie die Puffergleichung hergeleitet wird. Anhand zweier Beispiele zeigen sie, wie man die Gleichung benutzt. Am Schluss vergleichen sie noch die pH-Werte einer Pufferlösung und Wasser, wenn man 1mol HCl hinzufügt.

Zu beachten:
* Eine gute Grundlage für das Video ist dieses Video: [https://www.youtube.com/watch?v=qYM6FW0Y9B0&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=9 Puffer - was machen die]. Dort wird der Begriff Puffer definiert und erklärt, wozu sie gut sind.
* Bei der Herleitung der Gleichung wird wieder das Massenwirkungsgesetz benutzt, der Begriff wird aber nie erwähnt. Das Massenwirkungsgesetz ist allgemein definiert als Konzentration der Produkte geteilt durch die Konzentration der Edukte.
* Im Video wird die Gleichung nur anhand vom Essigsäure-Acetat Puffer erwähnt und benutzt. Natürlich gibt es auch noch viele andere Puffer. Immer ein konjugiertes Säure-Base-Paar kann als Puffer dienen.
* Zusätzlich dazu, dass man damit den pH-Wert einer Lösung berechnen kann, kann man die Puffergleichung auch dazu benutzen, selbst einen Puffer herzustellen.
* Möchte man einen Puffer selbst herstellen, muss man zuerst ein S/B-Paar auswählen, dessen pH-Wert möglichst nahe am erwünschten pH-Wert liegt. Dann muss man die chemischen Eigenschaften der Stoffe überprüfen und schlussendlich die Stoffe in das richtige Verhältnis setzen, so dass der pH-Wert der Lösung dem erwünschten Wert entspricht.

Besonders nützlich:
Das Video zeigt die Herleitung der Puffergleichung Schritt für Schritt und zeigt anhand des Beispiels, wie man damit rechnet.

== Quellen ==

Unterricht von R. Deuber
Wikipedia
Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Club]

Säure/Base-Puffer

2019-06-02T22:23:04Z

16b soraya.mueller: /* Puffergleichung/Henderson-Hasselbach Gleichung */

Ein Säure/Base-Puffer ist ein Stoffgemisch, welches in der Lage ist, den pH-Wert einer Lösung trotz Zugabe von Säuren oder Basen annähernd konstant zu halten. Das bedeutet, dass eine grössere Zugabe von Säure oder Base nur eine kleine Änderung des pH-Werts bewirkt.

== Zusammensetzung ==

[[Bild:Säure-Base-Puffer.jpg|thumb|]]

Ein Puffer muss so zusammengesetzt sein, dass er die Reaktion einer zugegebenen Säure bzw. Base mit Wasser abschwächt.
Wird zu der Lösung eine Säure hinzugegeben, muss eine Base vorhanden sein, die an Stelle von Wasser das H+ aufnimmt. Folglich muss das H+ von der Base stärker gebunden werden als von Wasser. Die Base darf jedoch nicht zu stark sein, da sich der pH-Wert sonst erhöht. Analog dazu muss bei Zugabe einer Base eine Säure vorhanden sein, welche an Stelle des Wassers das H+ spendet. Entsprechend gilt, dass das H+ der Säure eher abgegeben wird als das von Wasser. Auch die Säure darf nicht zu stark sein, da ansonsten der pH-Wert verringert wird.

Also verwendet man für den Puffer eine schwache Säure und ihre konjugierte Base. Man beachte, dass die Pufferwirkung eines Säure/Base-Paars im pH-Bereich um dessen pKs-Wert am besten ist. Dies bedeutet, dass die Säure und Base in gleicher Konzentration vorliegen. Wäre mehr Säure vorhanden, ist die Pufferwirkung bei der Zugabe von Säure schwächer. Folglich wäre bei höherer Basenkonzentration die Pufferwirkung bei der Zugabe von Base schwächer.

== Puffergleichung von Henderson-Hasselbach ==

Oft braucht man die Puffergleichung von Henderson-Hasselbach zur Berechnung des pH-Wertes von Pufferlösungen. Dadurch lässt sich auch eine Grafik erstellen, in welcher der pH-Wert in Abhängigkeit zum Verhältnis zwischen der korrespondierenden Base und ihrer Säure dargestellt wird.

[[Bild:Beispiel.jpg]]

=== Herleitung ===

[[Bild:HendersonHasselbach1.png]]

=== Grafische Darstellung ===
[[Bild:Pufferkurve.jpg|thumb|]]
Die Grafik zeigt, wie der Puffer wirkt. Die Wirkung hat bei relativ grossen Konzentrationsschwankungen eine kleine pH-Wert Veränderung zur Folge. Aus der Grafik kann man erkennen, dass das ideale Verhältnis dann herrscht, wenn der pH-Wert gleich dem pKs-Wert ist, sprich wenn das Verhältnis genau 1 entspricht.Die Grafik stellt unteranderem den Existenzbereich für Essigsäure(CH3COOH)/Acetat(CH3COO-) dar. Bei pH = 4 sind ca. 90 % Essigäure und 10 % Acetat vorhanden. Bei pH = 3 wurden praktisch alle Acetationen in Essigsäure umgesetzt.

=== Anwendungsbeispiel ===

Gegeben: pKs Salzsäure (HCl) : 4.8

Wie ist das Verhältnis, wenn der pH-Wert

a) eine Einheit oberhalb des pKs-Wertes

b) eine Einheit unterhalb des pKs-Wertes liegt?

a) [[Bild:a.jpg]]

b) [[Bild:b.jpg]]

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==
=== Puffergleichung/Henderson-Hasselbach Gleichung ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=Hi_O8oNUrUM&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=10 Puffergleichung/ Henderson-Hasselbach Gleichung]

Zuerst zeigt das Video, wie die Puffergleichung hergeleitet wird. Anhand zweier Beispiele zeigen sie, wie man die Gleichung benutzt. Am Schluss vergleichen sie noch die pH-Werte einer Pufferlösung und Wasser, wenn man 1mol HCl hinzufügt.

Zu beachten:
* Eine gute Grundlage für das Video ist dieses Video: [https://www.youtube.com/watch?v=qYM6FW0Y9B0&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=9 Puffer was machen die]. Dort wird der Begriff Puffer definiert und erklärt, wozu sie gut sind.
* Bei der Herleitung der Gleichung wird wieder das Massenwirkungsgesetz benutzt, der Begriff wird aber nie erwähnt. Das Massenwirkungsgesetz ist allgemein definiert als Konzentration der Produkte geteilt durch die Konzentration der Edukte.
* Im Video wird die Gleichung nur anhand vom Essigsäure-Acetat Puffer erwähnt und benutzt. Natürlich gibt es auch noch viele andere Puffer. Immer ein konjugiertes Säure-Base-Paar kann als Puffer dienen.
* Zusätzlich dazu, dass man damit den pH-Wert einer Lösung berechnen kann, kann man die Puffergleichung auch dazu benutzen, selbst einen Puffer herzustellen.
* Möchte man einen Puffer selbst herstellen, muss man zuerst ein S/B-Paar auswählen, dessen pH-Wert möglichst nahe am erwünschten pH-Wert liegt. Dann muss man die chemischen Eigenschaften der Stoffe überprüfen und schlussendlich die Stoffe in das richtige Verhältnis setzen, so dass der pH-Wert der Lösung dem erwünschten Wert entspricht.

Besonders nützlich:
Das Video zeigt die Herleitung der Puffergleichung Schritt für Schritt und zeigt anhand des Beispiels, wie man damit rechnet.

== Quellen ==

Unterricht von R. Deuber
Wikipedia
Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Club]

Säure/Base-Puffer

2019-06-02T22:21:20Z

16b soraya.mueller: /* Puffergleichung/Henderson-Hasselbach Gleichung */

Ein Säure/Base-Puffer ist ein Stoffgemisch, welches in der Lage ist, den pH-Wert einer Lösung trotz Zugabe von Säuren oder Basen annähernd konstant zu halten. Das bedeutet, dass eine grössere Zugabe von Säure oder Base nur eine kleine Änderung des pH-Werts bewirkt.

== Zusammensetzung ==

[[Bild:Säure-Base-Puffer.jpg|thumb|]]

Ein Puffer muss so zusammengesetzt sein, dass er die Reaktion einer zugegebenen Säure bzw. Base mit Wasser abschwächt.
Wird zu der Lösung eine Säure hinzugegeben, muss eine Base vorhanden sein, die an Stelle von Wasser das H+ aufnimmt. Folglich muss das H+ von der Base stärker gebunden werden als von Wasser. Die Base darf jedoch nicht zu stark sein, da sich der pH-Wert sonst erhöht. Analog dazu muss bei Zugabe einer Base eine Säure vorhanden sein, welche an Stelle des Wassers das H+ spendet. Entsprechend gilt, dass das H+ der Säure eher abgegeben wird als das von Wasser. Auch die Säure darf nicht zu stark sein, da ansonsten der pH-Wert verringert wird.

Also verwendet man für den Puffer eine schwache Säure und ihre konjugierte Base. Man beachte, dass die Pufferwirkung eines Säure/Base-Paars im pH-Bereich um dessen pKs-Wert am besten ist. Dies bedeutet, dass die Säure und Base in gleicher Konzentration vorliegen. Wäre mehr Säure vorhanden, ist die Pufferwirkung bei der Zugabe von Säure schwächer. Folglich wäre bei höherer Basenkonzentration die Pufferwirkung bei der Zugabe von Base schwächer.

== Puffergleichung von Henderson-Hasselbach ==

Oft braucht man die Puffergleichung von Henderson-Hasselbach zur Berechnung des pH-Wertes von Pufferlösungen. Dadurch lässt sich auch eine Grafik erstellen, in welcher der pH-Wert in Abhängigkeit zum Verhältnis zwischen der korrespondierenden Base und ihrer Säure dargestellt wird.

[[Bild:Beispiel.jpg]]

=== Herleitung ===

[[Bild:HendersonHasselbach1.png]]

=== Grafische Darstellung ===
[[Bild:Pufferkurve.jpg|thumb|]]
Die Grafik zeigt, wie der Puffer wirkt. Die Wirkung hat bei relativ grossen Konzentrationsschwankungen eine kleine pH-Wert Veränderung zur Folge. Aus der Grafik kann man erkennen, dass das ideale Verhältnis dann herrscht, wenn der pH-Wert gleich dem pKs-Wert ist, sprich wenn das Verhältnis genau 1 entspricht.Die Grafik stellt unteranderem den Existenzbereich für Essigsäure(CH3COOH)/Acetat(CH3COO-) dar. Bei pH = 4 sind ca. 90 % Essigäure und 10 % Acetat vorhanden. Bei pH = 3 wurden praktisch alle Acetationen in Essigsäure umgesetzt.

=== Anwendungsbeispiel ===

Gegeben: pKs Salzsäure (HCl) : 4.8

Wie ist das Verhältnis, wenn der pH-Wert

a) eine Einheit oberhalb des pKs-Wertes

b) eine Einheit unterhalb des pKs-Wertes liegt?

a) [[Bild:a.jpg]]

b) [[Bild:b.jpg]]

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==
=== Puffergleichung/Henderson-Hasselbach Gleichung ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=Hi_O8oNUrUM&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=10 Puffergleichung/ Henderson-Hasselbach Gleichung]

Zuerst zeigt das Video, wie die Puffergleichung hergeleitet wird. Anhand zweier Beispiele zeigen sie, wie man die Gleichung benutzt. Am Schluss vergleichen sie noch die pH-Werte einer Pufferlösung und Wasser, wenn man 1mol HCl hinzufügt.

Zu beachten:
* Eine gute Grundlage für das Video ist dieses Video: [https://www.youtube.com/watch?v=qYM6FW0Y9B0&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=9 Puffer was machen die]. Dort wird der Begriff Puffer definiert und erklärt, wozu sie gut sind.
* Bei der Herleitung der Gleichung wird wieder das Massenwirkungsgesetz benutzt, der Begriff wird aber nie erwähnt.
* Im Video wird die Gleichung nur anhand vom Essigsäure-Acetat Puffer erwähnt und benutzt. Natürlich gibt es auch noch viele andere Puffer. Immer ein konjugiertes Säure-Base-Paar kann als Puffer dienen.
* Zusätzlich dazu, dass man damit den pH-Wert einer Lösung berechnen kann, kann man die Puffergleichung auch dazu benutzen, selbst einen Puffer herzustellen.
* Möchte man einen Puffer selbst herstellen, muss man zuerst ein S/B-Paar auswählen, dessen pH-Wert möglichst nahe am erwünschten pH-Wert liegt. Dann muss man die chemischen Eigenschaften der Stoffe überprüfen und schlussendlich die Stoffe in das richtige Verhältnis setzen.

Besonders nützlich:
Das Video zeigt die Herleitung der Puffergleichung Schritt für Schritt und zeigt anhand des Beispiels, wie man damit rechnet.

== Quellen ==

Unterricht von R. Deuber
Wikipedia
Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Club]

Säure/Base-Puffer

2019-06-02T22:20:48Z

16b soraya.mueller:

Ein Säure/Base-Puffer ist ein Stoffgemisch, welches in der Lage ist, den pH-Wert einer Lösung trotz Zugabe von Säuren oder Basen annähernd konstant zu halten. Das bedeutet, dass eine grössere Zugabe von Säure oder Base nur eine kleine Änderung des pH-Werts bewirkt.

== Zusammensetzung ==

[[Bild:Säure-Base-Puffer.jpg|thumb|]]

Ein Puffer muss so zusammengesetzt sein, dass er die Reaktion einer zugegebenen Säure bzw. Base mit Wasser abschwächt.
Wird zu der Lösung eine Säure hinzugegeben, muss eine Base vorhanden sein, die an Stelle von Wasser das H+ aufnimmt. Folglich muss das H+ von der Base stärker gebunden werden als von Wasser. Die Base darf jedoch nicht zu stark sein, da sich der pH-Wert sonst erhöht. Analog dazu muss bei Zugabe einer Base eine Säure vorhanden sein, welche an Stelle des Wassers das H+ spendet. Entsprechend gilt, dass das H+ der Säure eher abgegeben wird als das von Wasser. Auch die Säure darf nicht zu stark sein, da ansonsten der pH-Wert verringert wird.

Also verwendet man für den Puffer eine schwache Säure und ihre konjugierte Base. Man beachte, dass die Pufferwirkung eines Säure/Base-Paars im pH-Bereich um dessen pKs-Wert am besten ist. Dies bedeutet, dass die Säure und Base in gleicher Konzentration vorliegen. Wäre mehr Säure vorhanden, ist die Pufferwirkung bei der Zugabe von Säure schwächer. Folglich wäre bei höherer Basenkonzentration die Pufferwirkung bei der Zugabe von Base schwächer.

== Puffergleichung von Henderson-Hasselbach ==

Oft braucht man die Puffergleichung von Henderson-Hasselbach zur Berechnung des pH-Wertes von Pufferlösungen. Dadurch lässt sich auch eine Grafik erstellen, in welcher der pH-Wert in Abhängigkeit zum Verhältnis zwischen der korrespondierenden Base und ihrer Säure dargestellt wird.

[[Bild:Beispiel.jpg]]

=== Herleitung ===

[[Bild:HendersonHasselbach1.png]]

=== Grafische Darstellung ===
[[Bild:Pufferkurve.jpg|thumb|]]
Die Grafik zeigt, wie der Puffer wirkt. Die Wirkung hat bei relativ grossen Konzentrationsschwankungen eine kleine pH-Wert Veränderung zur Folge. Aus der Grafik kann man erkennen, dass das ideale Verhältnis dann herrscht, wenn der pH-Wert gleich dem pKs-Wert ist, sprich wenn das Verhältnis genau 1 entspricht.Die Grafik stellt unteranderem den Existenzbereich für Essigsäure(CH3COOH)/Acetat(CH3COO-) dar. Bei pH = 4 sind ca. 90 % Essigäure und 10 % Acetat vorhanden. Bei pH = 3 wurden praktisch alle Acetationen in Essigsäure umgesetzt.

=== Anwendungsbeispiel ===

Gegeben: pKs Salzsäure (HCl) : 4.8

Wie ist das Verhältnis, wenn der pH-Wert

a) eine Einheit oberhalb des pKs-Wertes

b) eine Einheit unterhalb des pKs-Wertes liegt?

a) [[Bild:a.jpg]]

b) [[Bild:b.jpg]]

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==
=== Puffergleichung/Henderson-Hasselbach Gleichung ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=Hi_O8oNUrUM&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=10 Puffergleichung/ Henderson-Hasselbach Gleichung]

Zuerst zeigt das Video, wie die Puffergleichung hergeleitet wird. Anhand zweier Beispiele zeigen sie, wie man die Gleichung benutzt. Am Schluss vergleichen sie noch die pH-Werte einer Pufferlösung und Wasser, wenn man 1mol HCl hinzufügt.

Zu beachten:
* Eine gute Grundlage für das Video ist dieses Video: [https://www.youtube.com/watch?v=qYM6FW0Y9B0&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=9 Puffer was machen die]
Dort wird der Begriff Puffer definiert und erklärt, wozu sie gut sind.
* Bei der Herleitung der Gleichung wird wieder das Massenwirkungsgesetz benutzt, der Begriff wird aber nie erwähnt.
* Im Video wird die Gleichung nur anhand vom Essigsäure-Acetat Puffer erwähnt und benutzt. Natürlich gibt es auch noch viele andere Puffer. Immer ein konjugiertes Säure-Base-Paar kann als Puffer dienen.
* Zusätzlich dazu, dass man damit den pH-Wert einer Lösung berechnen kann, kann man die Puffergleichung auch dazu benutzen, selbst einen Puffer herzustellen.
* Möchte man einen Puffer selbst herstellen, muss man zuerst ein S/B-Paar auswählen, dessen pH-Wert möglichst nahe am erwünschten pH-Wert liegt. Dann muss man die chemischen Eigenschaften der Stoffe überprüfen und schlussendlich die Stoffe in das richtige Verhältnis setzen.

Besonders nützlich:
Das Video zeigt die Herleitung der Puffergleichung Schritt für Schritt und zeigt anhand des Beispiels, wie man damit rechnet.

== Quellen ==

Unterricht von R. Deuber
Wikipedia
Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Club]

Berechnen und Messen des pH-Werts

2019-06-02T22:15:53Z

16b soraya.mueller: /* pH-Wert berechnen */

== Das Messen von pH-Werten ==

=== SIB-Indikatoren ===
[[image:Indikatorenneu.png‎|thumb|right|Abbildung 1: Hier sind einige Indikatoren und ihr Farbumschlag zu sehen]]
'''Prinzip: H Ind ⇌ Ind- + H+'''

Die Wirkung des Indikators als Säure oder als Base soll vernachlässigbar sein.

In einer stark sauren Lösung (viele H+-Ionen) dominiert Farbe 1 auf Grund einer hohen H3O+ -Konzentration. Aus dem Massenwirkungsgesetzt wird ersichtlich, dass ein grosser Protonendruck herrscht (alles wird protoniert), wodurch eine Verschiebung des Gleichgewichts nach links stattfindet. Bei einer stark basischen Lösung herrscht hingegen ein Protonensog.

Mit diesem Prinzip der Farbänderung funktionieren Universalindikator-Stäbchen. Auf diesen Stäbchen sind verschiedene Indikatoren, welche alle einen anderen Farbumschlag sichtbar machen, angeordnet. Zur genauen Bestimmung des pH-Wertes wird also nicht nur eine Farbänderung erreicht. Die unterschiedlichen Farbanordnungen lassen eine Spezifischere Bestimmung zu, als beispielsweise pH-Papier.

=== pH-Meter ===

Ein pH-Meter ist ein Gerät, welches die elektrische Leitfähigkeit misst.

Die elektrische Leitfähigkeit einer Säure oder Base hängt von der Konzentration der geladenen Teilchen ab: Je mehr geladene Teilchen, welche in diesem Fall H3O+ -Teilchen sind, umso höher ist die Leitfähigkeit und umso tiefer ist der pH-Welt.

So sieht auf jeden Fall die Theorie aus. In Wirklichkeit gibt es aber noch mehr Ionen, welche das genaue Messen stören. Des Weiteren gehen bei der Digitalisierung der Daten durch Auflösen und Runden von Werten Informationen über genaue Messdaten verloren.

== Das Berechnen von pH-Werten ==

Zum Berechnen der pH-Werte muss das genaue Wissen über Art und Menge der Säure bzw. Base in der Lösung vorhanden sein. In diesem Experiment wird der pH-Wert erst mit den oben erwähnten Messmethoden bestimmt. Mit dem bisher vorhandenen Wissen kann nun die Berechnung der pH-Wertes hergeleitet werden.

[[Bild:Unbenannt6.jpg]]

Nun lässt sich feststellen, dass es ein bedeutender Unterschied zwischen der Berechnung der starken und der Berechnung der schwachen Säure besteht. Die (H3O+)-Konzentration entspricht der Anfangskonzentration [HA]0, wenn es sich um eine starke Säure handelt, denn praktisch jedes Teilchen reagiert mit Wasser. Bei schwachen Säuren läuft die Reaktion nicht vollständig ab, denn ein pH-Wert von 2 bedeutet, dass es schon mehr als 10× weniger (H3O+)-Ionen hat.

Zusammenfassend kann festgehalten werden:

• starke Säure → [H3O+] ^= [HA]0

• schwache Säuren müssen anders berechnet werden

Da die Reaktion mit Wasser nicht vollständig verläuft, muss die Stärke der Säure bzw Base in die Berechnung einfliessen. Dazu muss zunächst ein Mass für die Säure- bzw Basenstärke erarbeitet werden.

== Exkurse ==

=== Das Mass für die Stärke von Säuren: Der pKs-Wert ===

Ein Mass für die Stärke von Säuren ist der pKs –Wert. Er gibt Auskunft darüber, wie stark eine Säure ist. Es ist der negative Logarithmus der Gleichgewichtskonstante Ks, wenn eine Säure bzw Base mit Wasser reagiert.

Mit dem Massenwirkungsgesetz kann die Lage des Gleichgewichts gemessen werden, wenn eine bestimmte Menge einer Säure in Wasser gegeben wird.

Reaktionsgleichung: HA + H2O ⇌ H3O+ + A-

[[Bild:PKs-Wert.png‎]]

Der ''maximale Wert'' strebt gegen ∞
→ Je positiver, desto schwächer die Säure

Der ''minimale Wert'' strebt gegen -∞
→ Je negativer, desto stärker die Säure

Eine starke Säure hat einen pKs-Wert mit negativem Vorzeichen, das wird aufgrund der Ks-Gleichung erklärt.

Der pKs-Wert ist somit die Stärke der Säure gegenüber Wasser. HA ist hierbei die Säure, welche ihr Proton abgibt. Die Konzentration des Wassers kann hier vernachlässigt werden, da sie beinahe konstant bleibt. Man sieht hier also, dass bei einem hohen Ks-Wert die Konzentration an Edukten sehr niedrig ist.

Säuren sind stark, wenn pKs < 0

=== Die Stärke von Basen: Der pKB-Wert ===

'''Base + H2O ⇌ konj. Säure + OH-'''

Je stärker die konjugierte Säure, umso schwächer ist die Base, da die starke Säure Tendenz hat Protonen abzugeben und die schwache Säure notwendigerweise eine geringere, die Protonen zu halten.

[[Bild:Säurebase.jpg‎]]

Oben: Starke Säuren - Schwache Basen

Unten: Schwache Säuren - Starke Basen

[[Bild:PKb.jpg]]

Basen sind stark, wenn pKB < 0

Berechnung des pKB aus dem pKs:

[[Bild:Pkb2.jpeg]]

Hier sieht man auch wieder, dass eine starke Säure eine schwache konjugierte Base hat.

Mit diesen weiteren Kenntnissen, können nun auch der pH-Wert schwacher Säuren bzw Basen berechnet werden.

=== Berechnung des pH-Wertes starker Säuren und Basen ===

Aus dem einleitenden Experiment geht die folgende Berechnugsformel hervor.

[[Bild:Unbenannt-1.jpg]]

Aus diesem Zusammenhang lässt sich auch der Berechnungsweg für starke Basen herleiten.

[[Bild:Unbenannt-2.jpg]]

Achtung! Bei mehrprotonigen Säuren muss die Anzahl der OH- - und H3O+ - Ionen aus der Formel des Stoffes hergeleitet werden. Zur Veranschaulichung ein Beispiel:

- Bei Ca(OH)2 entstehen beim Lösen in Wasser pro Calciumhydroxid zwei OH- - Ionen, also bei 0.1M Ca(OH)2 sind das 0.2M OH-.

=== Berechnung des pH-Wertes schwacher Säuren und Basen ===

(HAc ist in diesem Fall das Symbol für eine schwache Säure)

Aus dieser Formel HAc + H2O ↔ Ac- + H3O+ geht beispielsweise ein pKs-Wert von 4.8 hervor.

[[Bild:Unbenannt-3.jpg‎]]

Da '''x = [H3O+]GW = -log[H3O+]GW''' kann nun der pH-Wert schwacher Säuren mit der nachstehenden Gleichung berechnet werden:

[[Bild:Unbenannt-4.jpg‎]]

Demnach lautet die Formel für schwache Basen:

[[Bild:Unbenannt-5.jpg‎]]

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==

=== pH-Wert berechnen ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=vVP10qK8lYY&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=6 pH-Wert berechnen REMAKE]

Das Video zeigt das Vorgehen, wie man den pH-Wert berechnen kann. Zuerst erläutern sie, welche Schritte man durchführen muss, bevor man mit dem Rechnen beginnt. Dann zeigen sie alle Formeln zur Berechnung auf. Am Schluss gibt es noch 2 Beispiele, anhand welchen alles nochmal erklärt und genau gezeigt wird.

Zu beachten:
* Das Video setzt voraus, dass man weiss was der pH-Wert, Säuren und Basen ist bzw. sind und deren Definitionen kennt.
* Nicht zu vergessen: Der pH-Wert eignet sich nur für die Bestimmung des sauren/basischen Gehalt in WÄSSRIGEN Lösungen.
* Hat man ein Ampholyt, muss man zuerst entscheiden, ob er als Base oder Säure reagiert. Hier gilt: Falls pkS > pkB, dann reagiert der Stoff als Base, sonst als Säure.
* Im Video werden die Säuren und Basen in die Kategorien stark, mittelstark und schwach eingeteilt. Im Unterricht müssen wir jedoch nur zwischen starken und schwachen Säuren bzw. Basen unterscheiden. Hier gilt: pkS < 0 – starke Säure, pkS > 0 – schwache Säure. Bei Basen ist es das gleiche, dort wird jedoch der pkB Wert benutzt.
* Die Begriffe pkS und pkB werden nicht wirklich erklärt und ihr Bezug auf den pH-Wert wird nicht erwähnt. (Nachzulesen unter Kapitel 3: Exkurse)
* Der pH-Wert für schwache Säuren und Basen ist ein arithmetisches Mittel und nicht ganz genau, da wir das x vernachlässigen. Der Wert ist genauer für schwächere Säuren und Basen, da dort der Fehler kleiner ist.

Besonders nützlich:
Das Berechnen des pH-Werts wird Schritt für Schritt gezeigt. Ausserdem gibt es zwei Beispiele am Schluss, wo man kontrollieren kann, ob man das Prinzip verstanden hat.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Wikipedia
* http://www.guidobauersachs.de/allgemeine/SABA.html
* Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics]
== Weblinks ==
* [http://wikipedia.org] – Bilder
* http://www.bs-wiki.de/mediawiki/images/Indikatoren.png - Indikator-Bild

Berechnen und Messen des pH-Werts

2019-06-02T22:14:43Z

16b soraya.mueller: /* pH-Wert berechnen */

== Das Messen von pH-Werten ==

=== SIB-Indikatoren ===
[[image:Indikatorenneu.png‎|thumb|right|Abbildung 1: Hier sind einige Indikatoren und ihr Farbumschlag zu sehen]]
'''Prinzip: H Ind ⇌ Ind- + H+'''

Die Wirkung des Indikators als Säure oder als Base soll vernachlässigbar sein.

In einer stark sauren Lösung (viele H+-Ionen) dominiert Farbe 1 auf Grund einer hohen H3O+ -Konzentration. Aus dem Massenwirkungsgesetzt wird ersichtlich, dass ein grosser Protonendruck herrscht (alles wird protoniert), wodurch eine Verschiebung des Gleichgewichts nach links stattfindet. Bei einer stark basischen Lösung herrscht hingegen ein Protonensog.

Mit diesem Prinzip der Farbänderung funktionieren Universalindikator-Stäbchen. Auf diesen Stäbchen sind verschiedene Indikatoren, welche alle einen anderen Farbumschlag sichtbar machen, angeordnet. Zur genauen Bestimmung des pH-Wertes wird also nicht nur eine Farbänderung erreicht. Die unterschiedlichen Farbanordnungen lassen eine Spezifischere Bestimmung zu, als beispielsweise pH-Papier.

=== pH-Meter ===

Ein pH-Meter ist ein Gerät, welches die elektrische Leitfähigkeit misst.

Die elektrische Leitfähigkeit einer Säure oder Base hängt von der Konzentration der geladenen Teilchen ab: Je mehr geladene Teilchen, welche in diesem Fall H3O+ -Teilchen sind, umso höher ist die Leitfähigkeit und umso tiefer ist der pH-Welt.

So sieht auf jeden Fall die Theorie aus. In Wirklichkeit gibt es aber noch mehr Ionen, welche das genaue Messen stören. Des Weiteren gehen bei der Digitalisierung der Daten durch Auflösen und Runden von Werten Informationen über genaue Messdaten verloren.

== Das Berechnen von pH-Werten ==

Zum Berechnen der pH-Werte muss das genaue Wissen über Art und Menge der Säure bzw. Base in der Lösung vorhanden sein. In diesem Experiment wird der pH-Wert erst mit den oben erwähnten Messmethoden bestimmt. Mit dem bisher vorhandenen Wissen kann nun die Berechnung der pH-Wertes hergeleitet werden.

[[Bild:Unbenannt6.jpg]]

Nun lässt sich feststellen, dass es ein bedeutender Unterschied zwischen der Berechnung der starken und der Berechnung der schwachen Säure besteht. Die (H3O+)-Konzentration entspricht der Anfangskonzentration [HA]0, wenn es sich um eine starke Säure handelt, denn praktisch jedes Teilchen reagiert mit Wasser. Bei schwachen Säuren läuft die Reaktion nicht vollständig ab, denn ein pH-Wert von 2 bedeutet, dass es schon mehr als 10× weniger (H3O+)-Ionen hat.

Zusammenfassend kann festgehalten werden:

• starke Säure → [H3O+] ^= [HA]0

• schwache Säuren müssen anders berechnet werden

Da die Reaktion mit Wasser nicht vollständig verläuft, muss die Stärke der Säure bzw Base in die Berechnung einfliessen. Dazu muss zunächst ein Mass für die Säure- bzw Basenstärke erarbeitet werden.

== Exkurse ==

=== Das Mass für die Stärke von Säuren: Der pKs-Wert ===

Ein Mass für die Stärke von Säuren ist der pKs –Wert. Er gibt Auskunft darüber, wie stark eine Säure ist. Es ist der negative Logarithmus der Gleichgewichtskonstante Ks, wenn eine Säure bzw Base mit Wasser reagiert.

Mit dem Massenwirkungsgesetz kann die Lage des Gleichgewichts gemessen werden, wenn eine bestimmte Menge einer Säure in Wasser gegeben wird.

Reaktionsgleichung: HA + H2O ⇌ H3O+ + A-

[[Bild:PKs-Wert.png‎]]

Der ''maximale Wert'' strebt gegen ∞
→ Je positiver, desto schwächer die Säure

Der ''minimale Wert'' strebt gegen -∞
→ Je negativer, desto stärker die Säure

Eine starke Säure hat einen pKs-Wert mit negativem Vorzeichen, das wird aufgrund der Ks-Gleichung erklärt.

Der pKs-Wert ist somit die Stärke der Säure gegenüber Wasser. HA ist hierbei die Säure, welche ihr Proton abgibt. Die Konzentration des Wassers kann hier vernachlässigt werden, da sie beinahe konstant bleibt. Man sieht hier also, dass bei einem hohen Ks-Wert die Konzentration an Edukten sehr niedrig ist.

Säuren sind stark, wenn pKs < 0

=== Die Stärke von Basen: Der pKB-Wert ===

'''Base + H2O ⇌ konj. Säure + OH-'''

Je stärker die konjugierte Säure, umso schwächer ist die Base, da die starke Säure Tendenz hat Protonen abzugeben und die schwache Säure notwendigerweise eine geringere, die Protonen zu halten.

[[Bild:Säurebase.jpg‎]]

Oben: Starke Säuren - Schwache Basen

Unten: Schwache Säuren - Starke Basen

[[Bild:PKb.jpg]]

Basen sind stark, wenn pKB < 0

Berechnung des pKB aus dem pKs:

[[Bild:Pkb2.jpeg]]

Hier sieht man auch wieder, dass eine starke Säure eine schwache konjugierte Base hat.

Mit diesen weiteren Kenntnissen, können nun auch der pH-Wert schwacher Säuren bzw Basen berechnet werden.

=== Berechnung des pH-Wertes starker Säuren und Basen ===

Aus dem einleitenden Experiment geht die folgende Berechnugsformel hervor.

[[Bild:Unbenannt-1.jpg]]

Aus diesem Zusammenhang lässt sich auch der Berechnungsweg für starke Basen herleiten.

[[Bild:Unbenannt-2.jpg]]

Achtung! Bei mehrprotonigen Säuren muss die Anzahl der OH- - und H3O+ - Ionen aus der Formel des Stoffes hergeleitet werden. Zur Veranschaulichung ein Beispiel:

- Bei Ca(OH)2 entstehen beim Lösen in Wasser pro Calciumhydroxid zwei OH- - Ionen, also bei 0.1M Ca(OH)2 sind das 0.2M OH-.

=== Berechnung des pH-Wertes schwacher Säuren und Basen ===

(HAc ist in diesem Fall das Symbol für eine schwache Säure)

Aus dieser Formel HAc + H2O ↔ Ac- + H3O+ geht beispielsweise ein pKs-Wert von 4.8 hervor.

[[Bild:Unbenannt-3.jpg‎]]

Da '''x = [H3O+]GW = -log[H3O+]GW''' kann nun der pH-Wert schwacher Säuren mit der nachstehenden Gleichung berechnet werden:

[[Bild:Unbenannt-4.jpg‎]]

Demnach lautet die Formel für schwache Basen:

[[Bild:Unbenannt-5.jpg‎]]

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==

=== pH-Wert berechnen ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=vVP10qK8lYY&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=6 pH-Wert berechnen REMAKE]

Das Video zeigt das Vorgehen, wie man den pH-Wert berechnen kann. Zuerst erläutern sie, welche Schritte man durchführen muss, bevor man mit dem Rechnen beginnt. Dann zeigen sie alle Formeln zur Berechnung auf. Am Schluss gibt es noch 2 Beispiele, anhand welchen alles nochmal erklärt und genau gezeigt wird.

Zu beachten:
* Das Video setzt voraus, dass man weiss was der pH-Wert, Säuren und Basen ist bzw. sind und deren Definitionen kennt.
* Nicht zu vergessen: Der pH-Wert eignet sich nur für die Bestimmung des sauren/basischen Gehalt in WÄSSRIGEN Lösungen.
* Hat man ein Ampholyt, muss man zuerst entscheiden, ob er als Base oder Säure reagiert. Hier gilt: Falls pkS > pkB, dann reagiert der Stoff als Base, sonst als Säure.
* Im Video werden die Säuren und Basen in die Kategorien stark, mittelstark und schwach eingeteilt. Im Unterricht müssen wir jedoch nur zwischen starken und schwachen Säuren bzw. Basen unterscheiden. Hier gilt: pkS < 0 – starke Säure, pkS > 0 – schwache Säure. Bei Basen ist es das gleiche, dort wird jedoch der pkB Wert benutzt.
* Die Begriffe pkS und pkB werden nicht wirklich erklärt und ihr Bezug auf den pH-Wert wird nicht erwähnt. (Nachzulesen hier: [[3 Exkurse]] )
* Der pH-Wert für schwache Säuren und Basen ist ein arithmetisches Mittel und nicht ganz genau, da wir das x vernachlässigen. Der Wert ist genauer für schwächere Säuren und Basen, da dort der Fehler kleiner ist.

Besonders nützlich:
Das Berechnen des pH-Werts wird Schritt für Schritt gezeigt. Ausserdem gibt es zwei Beispiele am Schluss, wo man kontrollieren kann, ob man das Prinzip verstanden hat.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Wikipedia
* http://www.guidobauersachs.de/allgemeine/SABA.html
* Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics]
== Weblinks ==
* [http://wikipedia.org] – Bilder
* http://www.bs-wiki.de/mediawiki/images/Indikatoren.png - Indikator-Bild

Berechnen und Messen des pH-Werts

2019-06-02T22:13:36Z

16b soraya.mueller:

== Das Messen von pH-Werten ==

=== SIB-Indikatoren ===
[[image:Indikatorenneu.png‎|thumb|right|Abbildung 1: Hier sind einige Indikatoren und ihr Farbumschlag zu sehen]]
'''Prinzip: H Ind ⇌ Ind- + H+'''

Die Wirkung des Indikators als Säure oder als Base soll vernachlässigbar sein.

In einer stark sauren Lösung (viele H+-Ionen) dominiert Farbe 1 auf Grund einer hohen H3O+ -Konzentration. Aus dem Massenwirkungsgesetzt wird ersichtlich, dass ein grosser Protonendruck herrscht (alles wird protoniert), wodurch eine Verschiebung des Gleichgewichts nach links stattfindet. Bei einer stark basischen Lösung herrscht hingegen ein Protonensog.

Mit diesem Prinzip der Farbänderung funktionieren Universalindikator-Stäbchen. Auf diesen Stäbchen sind verschiedene Indikatoren, welche alle einen anderen Farbumschlag sichtbar machen, angeordnet. Zur genauen Bestimmung des pH-Wertes wird also nicht nur eine Farbänderung erreicht. Die unterschiedlichen Farbanordnungen lassen eine Spezifischere Bestimmung zu, als beispielsweise pH-Papier.

=== pH-Meter ===

Ein pH-Meter ist ein Gerät, welches die elektrische Leitfähigkeit misst.

Die elektrische Leitfähigkeit einer Säure oder Base hängt von der Konzentration der geladenen Teilchen ab: Je mehr geladene Teilchen, welche in diesem Fall H3O+ -Teilchen sind, umso höher ist die Leitfähigkeit und umso tiefer ist der pH-Welt.

So sieht auf jeden Fall die Theorie aus. In Wirklichkeit gibt es aber noch mehr Ionen, welche das genaue Messen stören. Des Weiteren gehen bei der Digitalisierung der Daten durch Auflösen und Runden von Werten Informationen über genaue Messdaten verloren.

== Das Berechnen von pH-Werten ==

Zum Berechnen der pH-Werte muss das genaue Wissen über Art und Menge der Säure bzw. Base in der Lösung vorhanden sein. In diesem Experiment wird der pH-Wert erst mit den oben erwähnten Messmethoden bestimmt. Mit dem bisher vorhandenen Wissen kann nun die Berechnung der pH-Wertes hergeleitet werden.

[[Bild:Unbenannt6.jpg]]

Nun lässt sich feststellen, dass es ein bedeutender Unterschied zwischen der Berechnung der starken und der Berechnung der schwachen Säure besteht. Die (H3O+)-Konzentration entspricht der Anfangskonzentration [HA]0, wenn es sich um eine starke Säure handelt, denn praktisch jedes Teilchen reagiert mit Wasser. Bei schwachen Säuren läuft die Reaktion nicht vollständig ab, denn ein pH-Wert von 2 bedeutet, dass es schon mehr als 10× weniger (H3O+)-Ionen hat.

Zusammenfassend kann festgehalten werden:

• starke Säure → [H3O+] ^= [HA]0

• schwache Säuren müssen anders berechnet werden

Da die Reaktion mit Wasser nicht vollständig verläuft, muss die Stärke der Säure bzw Base in die Berechnung einfliessen. Dazu muss zunächst ein Mass für die Säure- bzw Basenstärke erarbeitet werden.

== Exkurse ==

=== Das Mass für die Stärke von Säuren: Der pKs-Wert ===

Ein Mass für die Stärke von Säuren ist der pKs –Wert. Er gibt Auskunft darüber, wie stark eine Säure ist. Es ist der negative Logarithmus der Gleichgewichtskonstante Ks, wenn eine Säure bzw Base mit Wasser reagiert.

Mit dem Massenwirkungsgesetz kann die Lage des Gleichgewichts gemessen werden, wenn eine bestimmte Menge einer Säure in Wasser gegeben wird.

Reaktionsgleichung: HA + H2O ⇌ H3O+ + A-

[[Bild:PKs-Wert.png‎]]

Der ''maximale Wert'' strebt gegen ∞
→ Je positiver, desto schwächer die Säure

Der ''minimale Wert'' strebt gegen -∞
→ Je negativer, desto stärker die Säure

Eine starke Säure hat einen pKs-Wert mit negativem Vorzeichen, das wird aufgrund der Ks-Gleichung erklärt.

Der pKs-Wert ist somit die Stärke der Säure gegenüber Wasser. HA ist hierbei die Säure, welche ihr Proton abgibt. Die Konzentration des Wassers kann hier vernachlässigt werden, da sie beinahe konstant bleibt. Man sieht hier also, dass bei einem hohen Ks-Wert die Konzentration an Edukten sehr niedrig ist.

Säuren sind stark, wenn pKs < 0

=== Die Stärke von Basen: Der pKB-Wert ===

'''Base + H2O ⇌ konj. Säure + OH-'''

Je stärker die konjugierte Säure, umso schwächer ist die Base, da die starke Säure Tendenz hat Protonen abzugeben und die schwache Säure notwendigerweise eine geringere, die Protonen zu halten.

[[Bild:Säurebase.jpg‎]]

Oben: Starke Säuren - Schwache Basen

Unten: Schwache Säuren - Starke Basen

[[Bild:PKb.jpg]]

Basen sind stark, wenn pKB < 0

Berechnung des pKB aus dem pKs:

[[Bild:Pkb2.jpeg]]

Hier sieht man auch wieder, dass eine starke Säure eine schwache konjugierte Base hat.

Mit diesen weiteren Kenntnissen, können nun auch der pH-Wert schwacher Säuren bzw Basen berechnet werden.

=== Berechnung des pH-Wertes starker Säuren und Basen ===

Aus dem einleitenden Experiment geht die folgende Berechnugsformel hervor.

[[Bild:Unbenannt-1.jpg]]

Aus diesem Zusammenhang lässt sich auch der Berechnungsweg für starke Basen herleiten.

[[Bild:Unbenannt-2.jpg]]

Achtung! Bei mehrprotonigen Säuren muss die Anzahl der OH- - und H3O+ - Ionen aus der Formel des Stoffes hergeleitet werden. Zur Veranschaulichung ein Beispiel:

- Bei Ca(OH)2 entstehen beim Lösen in Wasser pro Calciumhydroxid zwei OH- - Ionen, also bei 0.1M Ca(OH)2 sind das 0.2M OH-.

=== Berechnung des pH-Wertes schwacher Säuren und Basen ===

(HAc ist in diesem Fall das Symbol für eine schwache Säure)

Aus dieser Formel HAc + H2O ↔ Ac- + H3O+ geht beispielsweise ein pKs-Wert von 4.8 hervor.

[[Bild:Unbenannt-3.jpg‎]]

Da '''x = [H3O+]GW = -log[H3O+]GW''' kann nun der pH-Wert schwacher Säuren mit der nachstehenden Gleichung berechnet werden:

[[Bild:Unbenannt-4.jpg‎]]

Demnach lautet die Formel für schwache Basen:

[[Bild:Unbenannt-5.jpg‎]]

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==

=== pH-Wert berechnen ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=vVP10qK8lYY&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=6 pH-Wert berechnen REMAKE]
Das Video zeigt das Vorgehen, wie man den pH-Wert berechnen kann. Zuerst erläutern sie, welche Schritte man durchführen muss, bevor man mit dem Rechnen beginnt. Dann zeigen sie alle Formeln zur Berechnung auf. Am Schluss gibt es noch 2 Beispiele, anhand welchen alles nochmal erklärt und genau gezeigt wird.

Zu beachten:
* Das Video setzt voraus, dass man weiss was der pH-Wert, Säuren und Basen ist bzw. sind und deren Definitionen kennt.
* Nicht zu vergessen: Der pH-Wert eignet sich nur für die Bestimmung des sauren/basischen Gehalt in WÄSSRIGEN Lösungen.
* Hat man ein Ampholyt, muss man zuerst entscheiden, ob er als Base oder Säure reagiert. Hier gilt: Falls pkS > pkB, dann reagiert der Stoff als Base, sonst als Säure.
* Im Video werden die Säuren und Basen in die Kategorien stark, mittelstark und schwach eingeteilt. Im Unterricht müssen wir jedoch nur zwischen starken und schwachen Säuren bzw. Basen unterscheiden. Hier gilt: pkS < 0 – starke Säure, pkS > 0 – schwache Säure. Bei Basen ist es das gleiche, dort wird jedoch der pkB Wert benutzt.
* Die Begriffe pkS und pkB werden nicht wirklich erklärt und ihr Bezug auf den pH-Wert wird nicht erwähnt. [[3 Exkurse]]
* Der pH-Wert für schwache Säuren und Basen ist ein arithmetisches Mittel und nicht ganz genau, da wir das x vernachlässigen. Der Wert ist genauer für schwächere Säuren und Basen, da dort der Fehler kleiner ist.

Besonders nützlich:
Das Berechnen des pH-Werts wird Schritt für Schritt gezeigt. Ausserdem gibt es zwei Beispiele am Schluss, wo man kontrollieren kann, ob man das Prinzip verstanden hat.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Wikipedia
* http://www.guidobauersachs.de/allgemeine/SABA.html
* Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics]
== Weblinks ==
* [http://wikipedia.org] – Bilder
* http://www.bs-wiki.de/mediawiki/images/Indikatoren.png - Indikator-Bild

Der pH-Wert

2019-06-02T22:05:05Z

16b soraya.mueller: /* Quellen */

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der H3O+ Konzentration. Er ist ein Mass für den sauren & basischen Charakter einer wässrigen Lösung (nur von wässrigen Lösungen).

'''''pH = - log [H3O+]'''''

Die Herleitung dazu befindet sich im Kapitel ''Berechnen und Messen des pH-Werts''

==Mass für den pH-Wert==
Mischt man dem Ampholyten Wasser eine Säure oder Base bei, so reagiert Wasser mit der beigegebenen Substanz.

Säure in Wasser: HA + H2O ⇌ A- + H3O+ (Säure + Wasser ⇌ Base +Oxonium-Ion)

'''''Idee''': Je mehr H3O+ desto '''sauerer''' ist die Lösung.''

Base in Wasser: A- + H2O ⇌ HA + OH - (Base + Wasser ⇌ Säure +Hydroxid-Ion)

'''''Idee''': Je mehr OH - desto '''basischer''' ist die Lösung.''

==Autoprotolyse von Wasser==
[[Bild:Autoprotolyse.jpg|thumb|right|350px|Autoprotolyse von H2O ]]
'''''Autoprotolyse''''': H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH -

Wenn zwei Wassermoleküle in einem bestimmten Winkel aufeinandertreffen entstehen bei dieser Kollision je ein Oxonium- & Hydroxid-Ion. Die Konzentration dieser beider Ionen ist in reinem Wasser gleich (Ionengleichgewicht, welches in ''jeder'' basischen/saueren Lösung gilt). Danke diesem Gleichgewicht kann man von der einen Konzentration auf die andere schliessen (im Verhältnis zu H2O ist die Konzentration jedoch sehr gering, da die Reaktion sehr linkslastig ist). Man kann ''K'' mit Hilfe der elektr. Leitfähigkeit berechnen (Siehe: [[Berechnen und Messen des pH-Werts]]). Denn wegen den Ionen die bei der Autoprotolyse entstehen, ist selbst reines Wasser leicht elektr. Leitfähig.

[[Bild:CodeCogsEqn-1.gif‎]]

[[Bild:KW.gif‎]]

Die Wasserkonzentration ist eigentlich nicht konstant und hängt davon ab, wieviel Säure/Base Wasser beigefügt wird. Solange man jedoch nicht mehr als 1 Mol Säure/Base hinzugibt, kann man davon ausgehen, dass die Wasserkonzentration konstant ist (da die Ungenauigkeit relativ klein ist). Diese Voraussetzung ist wichtig, damit der pH-Wert Gültigkeit hat.

Daraus ergibt sich die Konzentration von H3O+ & OH -, welche in reinem Wasser bei je '''10-7 M (=Mol/Liter)''' liegt.

[http://www.youtube.com/watch?v=4FWAaoqdv-c Zum besseren Verstehen der Autoprotolyse ist dieses Video sehr zu empfehlen!]

Wegen der Autoprotolyse von Wasser ist destiliertes Wasser nicht ionenfrei. Wird nun eine Säure beigefügt, so steigt die Konzentration von H3O+ während die Konzentration von OH - sinkt. Um den pH-wert zu berechnen verwendet man die H3O+ Konzentration (Dies wurde so definiert, es könnte ebenso gut die OH - Konzentration verwendet werden).

==Grenzbereich des pH-Wertes==
[[Bild:Phwert.gif|thumb|right|525px|ph-Werte Skala]]

Da KW = [H3O+] * [OH -] = 10 -14 konstant bleibt, ist die maximal mögliche Konzentration 100 Mol (=1) * 10 -14 Mol = 10 -14 Mol und die minimal mögliche Konzentration 10 -14 * 100 = 10 -14 Mol.

Die H3O+ Konzentrationen gehen daher von 100 bis 10 -14 . Da der pH-Wert der negative (dekadische) '''''Logarithmus''''' der H3O+ Konzentration ist geht dieser von 0 bis 14. Dabei ist 0 am sauersten und 14 am basischsten.

'''''Fügt man die maximale Säuremenge 1 Mol hinzu, so ist die H3O+ Konzentration auch maximal und der pH-Wert somit 0. '''''

'''''Fügt man die maximale Basemenge 1 Mol hinzu, so ist die H3O+ Konzentration minimal und der pH-Wert somit 14. '''''

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==

=== Autoprotolyse von Wasser ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=6L_vSyIGdMk Autoprotolyse von Wasser]

Das Video beginnt mit einer Einführung zur elektrischen Leitfähigkeit von Wasser. Danach wird der Begriff Autoprotolyse definiert und ausführlich erklärt. Dabei zeigen sie auch das Massenwirkungsgesetz auf und dessen Bezug zu der Gleichgewichtsreaktion. Dann wird Schritt für Schritt erklärt, wie das Ionenprodukt hergeleitet wird. Am Schluss erklären sie noch die Relevanz vom Ionenprodukt im Bezug auf den pH-Wert.

Zu beachten:
* Im Video wird das Massenwirkungsgesetz zwar benutzt, aber nie als solches bezeichnet. Das Massenwirkungsgesetz ist allgemein definiert als: Konzentration der Produkte geteilt durch die Konzentration der Edukte.
* Die Kriterien für die elektrische Leitfähigkeit von Flüssigkeiten werden nicht erwähnt. Damit eine Flüssigkeit elektrisch leitfähig ist, muss sie frei bewegliche, geladene Teilchen beinhalten.
* Der Grenzbereich des pH-Wert wird nicht erwähnt. Die maximal mögliche Konzentration von Wasser, damit das Prinzip des Ionenprodukts immer noch funktioniert, ist 1M.

Besonders nützlich:
* Es wird sehr ausführlich gezeigt, wie man auf die Konzentration von H20 kommt.
* Die Herleitung des Ionenprodukts wird Schritt für Schritt gezeigt, so dass man alles sehr gut nachvollziehen kann.

== Quellen ==
*Notizen aus dem Unterricht von R. Deuber

*Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics]

Der pH-Wert

2019-06-02T22:04:41Z

16b soraya.mueller: /* Autoprotolyse von Wasser */

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der H3O+ Konzentration. Er ist ein Mass für den sauren & basischen Charakter einer wässrigen Lösung (nur von wässrigen Lösungen).

'''''pH = - log [H3O+]'''''

Die Herleitung dazu befindet sich im Kapitel ''Berechnen und Messen des pH-Werts''

==Mass für den pH-Wert==
Mischt man dem Ampholyten Wasser eine Säure oder Base bei, so reagiert Wasser mit der beigegebenen Substanz.

Säure in Wasser: HA + H2O ⇌ A- + H3O+ (Säure + Wasser ⇌ Base +Oxonium-Ion)

'''''Idee''': Je mehr H3O+ desto '''sauerer''' ist die Lösung.''

Base in Wasser: A- + H2O ⇌ HA + OH - (Base + Wasser ⇌ Säure +Hydroxid-Ion)

'''''Idee''': Je mehr OH - desto '''basischer''' ist die Lösung.''

==Autoprotolyse von Wasser==
[[Bild:Autoprotolyse.jpg|thumb|right|350px|Autoprotolyse von H2O ]]
'''''Autoprotolyse''''': H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH -

Wenn zwei Wassermoleküle in einem bestimmten Winkel aufeinandertreffen entstehen bei dieser Kollision je ein Oxonium- & Hydroxid-Ion. Die Konzentration dieser beider Ionen ist in reinem Wasser gleich (Ionengleichgewicht, welches in ''jeder'' basischen/saueren Lösung gilt). Danke diesem Gleichgewicht kann man von der einen Konzentration auf die andere schliessen (im Verhältnis zu H2O ist die Konzentration jedoch sehr gering, da die Reaktion sehr linkslastig ist). Man kann ''K'' mit Hilfe der elektr. Leitfähigkeit berechnen (Siehe: [[Berechnen und Messen des pH-Werts]]). Denn wegen den Ionen die bei der Autoprotolyse entstehen, ist selbst reines Wasser leicht elektr. Leitfähig.

[[Bild:CodeCogsEqn-1.gif‎]]

[[Bild:KW.gif‎]]

Die Wasserkonzentration ist eigentlich nicht konstant und hängt davon ab, wieviel Säure/Base Wasser beigefügt wird. Solange man jedoch nicht mehr als 1 Mol Säure/Base hinzugibt, kann man davon ausgehen, dass die Wasserkonzentration konstant ist (da die Ungenauigkeit relativ klein ist). Diese Voraussetzung ist wichtig, damit der pH-Wert Gültigkeit hat.

Daraus ergibt sich die Konzentration von H3O+ & OH -, welche in reinem Wasser bei je '''10-7 M (=Mol/Liter)''' liegt.

[http://www.youtube.com/watch?v=4FWAaoqdv-c Zum besseren Verstehen der Autoprotolyse ist dieses Video sehr zu empfehlen!]

Wegen der Autoprotolyse von Wasser ist destiliertes Wasser nicht ionenfrei. Wird nun eine Säure beigefügt, so steigt die Konzentration von H3O+ während die Konzentration von OH - sinkt. Um den pH-wert zu berechnen verwendet man die H3O+ Konzentration (Dies wurde so definiert, es könnte ebenso gut die OH - Konzentration verwendet werden).

==Grenzbereich des pH-Wertes==
[[Bild:Phwert.gif|thumb|right|525px|ph-Werte Skala]]

Da KW = [H3O+] * [OH -] = 10 -14 konstant bleibt, ist die maximal mögliche Konzentration 100 Mol (=1) * 10 -14 Mol = 10 -14 Mol und die minimal mögliche Konzentration 10 -14 * 100 = 10 -14 Mol.

Die H3O+ Konzentrationen gehen daher von 100 bis 10 -14 . Da der pH-Wert der negative (dekadische) '''''Logarithmus''''' der H3O+ Konzentration ist geht dieser von 0 bis 14. Dabei ist 0 am sauersten und 14 am basischsten.

'''''Fügt man die maximale Säuremenge 1 Mol hinzu, so ist die H3O+ Konzentration auch maximal und der pH-Wert somit 0. '''''

'''''Fügt man die maximale Basemenge 1 Mol hinzu, so ist die H3O+ Konzentration minimal und der pH-Wert somit 14. '''''

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==

=== Autoprotolyse von Wasser ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=6L_vSyIGdMk Autoprotolyse von Wasser]

Das Video beginnt mit einer Einführung zur elektrischen Leitfähigkeit von Wasser. Danach wird der Begriff Autoprotolyse definiert und ausführlich erklärt. Dabei zeigen sie auch das Massenwirkungsgesetz auf und dessen Bezug zu der Gleichgewichtsreaktion. Dann wird Schritt für Schritt erklärt, wie das Ionenprodukt hergeleitet wird. Am Schluss erklären sie noch die Relevanz vom Ionenprodukt im Bezug auf den pH-Wert.

Zu beachten:
* Im Video wird das Massenwirkungsgesetz zwar benutzt, aber nie als solches bezeichnet. Das Massenwirkungsgesetz ist allgemein definiert als: Konzentration der Produkte geteilt durch die Konzentration der Edukte.
* Die Kriterien für die elektrische Leitfähigkeit von Flüssigkeiten werden nicht erwähnt. Damit eine Flüssigkeit elektrisch leitfähig ist, muss sie frei bewegliche, geladene Teilchen beinhalten.
* Der Grenzbereich des pH-Wert wird nicht erwähnt. Die maximal mögliche Konzentration von Wasser, damit das Prinzip des Ionenprodukts immer noch funktioniert, ist 1M.

Besonders nützlich:
* Es wird sehr ausführlich gezeigt, wie man auf die Konzentration von H20 kommt.
* Die Herleitung des Ionenprodukts wird Schritt für Schritt gezeigt, so dass man alles sehr gut nachvollziehen kann.

== Quellen ==
Notizen aus dem Unterricht von R. Deuber
Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics]

Der pH-Wert

2019-06-02T22:04:11Z

16b soraya.mueller: /* Autoprotolyse von Wasser */

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der H3O+ Konzentration. Er ist ein Mass für den sauren & basischen Charakter einer wässrigen Lösung (nur von wässrigen Lösungen).

'''''pH = - log [H3O+]'''''

Die Herleitung dazu befindet sich im Kapitel ''Berechnen und Messen des pH-Werts''

==Mass für den pH-Wert==
Mischt man dem Ampholyten Wasser eine Säure oder Base bei, so reagiert Wasser mit der beigegebenen Substanz.

Säure in Wasser: HA + H2O ⇌ A- + H3O+ (Säure + Wasser ⇌ Base +Oxonium-Ion)

'''''Idee''': Je mehr H3O+ desto '''sauerer''' ist die Lösung.''

Base in Wasser: A- + H2O ⇌ HA + OH - (Base + Wasser ⇌ Säure +Hydroxid-Ion)

'''''Idee''': Je mehr OH - desto '''basischer''' ist die Lösung.''

==Autoprotolyse von Wasser==
[[Bild:Autoprotolyse.jpg|thumb|right|350px|Autoprotolyse von H2O ]]
'''''Autoprotolyse''''': H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH -

Wenn zwei Wassermoleküle in einem bestimmten Winkel aufeinandertreffen entstehen bei dieser Kollision je ein Oxonium- & Hydroxid-Ion. Die Konzentration dieser beider Ionen ist in reinem Wasser gleich (Ionengleichgewicht, welches in ''jeder'' basischen/saueren Lösung gilt). Danke diesem Gleichgewicht kann man von der einen Konzentration auf die andere schliessen (im Verhältnis zu H2O ist die Konzentration jedoch sehr gering, da die Reaktion sehr linkslastig ist). Man kann ''K'' mit Hilfe der elektr. Leitfähigkeit berechnen (Siehe: [[Berechnen und Messen des pH-Werts]]). Denn wegen den Ionen die bei der Autoprotolyse entstehen, ist selbst reines Wasser leicht elektr. Leitfähig.

[[Bild:CodeCogsEqn-1.gif‎]]

[[Bild:KW.gif‎]]

Die Wasserkonzentration ist eigentlich nicht konstant und hängt davon ab, wieviel Säure/Base Wasser beigefügt wird. Solange man jedoch nicht mehr als 1 Mol Säure/Base hinzugibt, kann man davon ausgehen, dass die Wasserkonzentration konstant ist (da die Ungenauigkeit relativ klein ist). Diese Voraussetzung ist wichtig, damit der pH-Wert Gültigkeit hat.

Daraus ergibt sich die Konzentration von H3O+ & OH -, welche in reinem Wasser bei je '''10-7 M (=Mol/Liter)''' liegt.

[http://www.youtube.com/watch?v=4FWAaoqdv-c Zum besseren Verstehen der Autoprotolyse ist dieses Video sehr zu empfehlen!]

Wegen der Autoprotolyse von Wasser ist destiliertes Wasser nicht ionenfrei. Wird nun eine Säure beigefügt, so steigt die Konzentration von H3O+ während die Konzentration von OH - sinkt. Um den pH-wert zu berechnen verwendet man die H3O+ Konzentration (Dies wurde so definiert, es könnte ebenso gut die OH - Konzentration verwendet werden).

==Grenzbereich des pH-Wertes==
[[Bild:Phwert.gif|thumb|right|525px|ph-Werte Skala]]

Da KW = [H3O+] * [OH -] = 10 -14 konstant bleibt, ist die maximal mögliche Konzentration 100 Mol (=1) * 10 -14 Mol = 10 -14 Mol und die minimal mögliche Konzentration 10 -14 * 100 = 10 -14 Mol.

Die H3O+ Konzentrationen gehen daher von 100 bis 10 -14 . Da der pH-Wert der negative (dekadische) '''''Logarithmus''''' der H3O+ Konzentration ist geht dieser von 0 bis 14. Dabei ist 0 am sauersten und 14 am basischsten.

'''''Fügt man die maximale Säuremenge 1 Mol hinzu, so ist die H3O+ Konzentration auch maximal und der pH-Wert somit 0. '''''

'''''Fügt man die maximale Basemenge 1 Mol hinzu, so ist die H3O+ Konzentration minimal und der pH-Wert somit 14. '''''

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==

=== Autoprotolyse von Wasser ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=6L_vSyIGdMk Autoprotolyse von Wasser]

Das Video beginnt mit einer Einführung zur elektrischen Leitfähigkeit von Wasser. Danach wird der Begriff Autoprotolyse definiert und ausführlich erklärt. Dabei zeigen sie auch das Massenwirkungsgesetz auf und dessen Bezug zu der Gleichgewichtsreaktion. Dann wird Schritt für Schritt erklärt, wie das Ionenprodukt hergeleitet wird. Am Schluss erklären sie noch die Relevanz vom Ionenprodukt im Bezug auf den pH-Wert.

Zu beachten:
* Im Video wird das Massenwirkungsgesetz zwar benutzt, aber nie als solches bezeichnet. Das Massenwirkungsgesetz ist allgemein definiert als: Konzentration der Produkte geteilt durch die Konzentration der Edukte.
* Die Kriterien für die elektrische Leitfähigkeit von Flüssigkeiten werden nicht erwähnt. Damit eine Flüssigkeit elektrisch leitfähig ist, muss sie frei bewegliche, geladene Teilchen beinhalten.
* Der Grenzbereich des pH-Wert wird nicht erwähnt. Die maximal mögliche Konzentration von Wasser, damit das Prinzip des Ionenprodukts immer noch funktioniert, ist 1M.

Besonders nützlich:
* Es wird sehr ausführlich gezeigt, wie man auf die Konzentration von (H20) kommt.
* Die Herleitung des Ionenprodukts wird Schritt für Schritt gezeigt, so dass man alles sehr gut nachvollziehen kann.

== Quellen ==
Notizen aus dem Unterricht von R. Deuber
Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics]

Der pH-Wert

2019-06-02T22:03:25Z

16b soraya.mueller: /* Autoprotolyse von Wasser */

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der H3O+ Konzentration. Er ist ein Mass für den sauren & basischen Charakter einer wässrigen Lösung (nur von wässrigen Lösungen).

'''''pH = - log [H3O+]'''''

Die Herleitung dazu befindet sich im Kapitel ''Berechnen und Messen des pH-Werts''

==Mass für den pH-Wert==
Mischt man dem Ampholyten Wasser eine Säure oder Base bei, so reagiert Wasser mit der beigegebenen Substanz.

Säure in Wasser: HA + H2O ⇌ A- + H3O+ (Säure + Wasser ⇌ Base +Oxonium-Ion)

'''''Idee''': Je mehr H3O+ desto '''sauerer''' ist die Lösung.''

Base in Wasser: A- + H2O ⇌ HA + OH - (Base + Wasser ⇌ Säure +Hydroxid-Ion)

'''''Idee''': Je mehr OH - desto '''basischer''' ist die Lösung.''

==Autoprotolyse von Wasser==
[[Bild:Autoprotolyse.jpg|thumb|right|350px|Autoprotolyse von H2O ]]
'''''Autoprotolyse''''': H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH -

Wenn zwei Wassermoleküle in einem bestimmten Winkel aufeinandertreffen entstehen bei dieser Kollision je ein Oxonium- & Hydroxid-Ion. Die Konzentration dieser beider Ionen ist in reinem Wasser gleich (Ionengleichgewicht, welches in ''jeder'' basischen/saueren Lösung gilt). Danke diesem Gleichgewicht kann man von der einen Konzentration auf die andere schliessen (im Verhältnis zu H2O ist die Konzentration jedoch sehr gering, da die Reaktion sehr linkslastig ist). Man kann ''K'' mit Hilfe der elektr. Leitfähigkeit berechnen (Siehe: [[Berechnen und Messen des pH-Werts]]). Denn wegen den Ionen die bei der Autoprotolyse entstehen, ist selbst reines Wasser leicht elektr. Leitfähig.

[[Bild:CodeCogsEqn-1.gif‎]]

[[Bild:KW.gif‎]]

Die Wasserkonzentration ist eigentlich nicht konstant und hängt davon ab, wieviel Säure/Base Wasser beigefügt wird. Solange man jedoch nicht mehr als 1 Mol Säure/Base hinzugibt, kann man davon ausgehen, dass die Wasserkonzentration konstant ist (da die Ungenauigkeit relativ klein ist). Diese Voraussetzung ist wichtig, damit der pH-Wert Gültigkeit hat.

Daraus ergibt sich die Konzentration von H3O+ & OH -, welche in reinem Wasser bei je '''10-7 M (=Mol/Liter)''' liegt.

[http://www.youtube.com/watch?v=4FWAaoqdv-c Zum besseren Verstehen der Autoprotolyse ist dieses Video sehr zu empfehlen!]

Wegen der Autoprotolyse von Wasser ist destiliertes Wasser nicht ionenfrei. Wird nun eine Säure beigefügt, so steigt die Konzentration von H3O+ während die Konzentration von OH - sinkt. Um den pH-wert zu berechnen verwendet man die H3O+ Konzentration (Dies wurde so definiert, es könnte ebenso gut die OH - Konzentration verwendet werden).

==Grenzbereich des pH-Wertes==
[[Bild:Phwert.gif|thumb|right|525px|ph-Werte Skala]]

Da KW = [H3O+] * [OH -] = 10 -14 konstant bleibt, ist die maximal mögliche Konzentration 100 Mol (=1) * 10 -14 Mol = 10 -14 Mol und die minimal mögliche Konzentration 10 -14 * 100 = 10 -14 Mol.

Die H3O+ Konzentrationen gehen daher von 100 bis 10 -14 . Da der pH-Wert der negative (dekadische) '''''Logarithmus''''' der H3O+ Konzentration ist geht dieser von 0 bis 14. Dabei ist 0 am sauersten und 14 am basischsten.

'''''Fügt man die maximale Säuremenge 1 Mol hinzu, so ist die H3O+ Konzentration auch maximal und der pH-Wert somit 0. '''''

'''''Fügt man die maximale Basemenge 1 Mol hinzu, so ist die H3O+ Konzentration minimal und der pH-Wert somit 14. '''''

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==

=== Autoprotolyse von Wasser ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=6L_vSyIGdMk Autoprotolyse von Wasser]

Das Video beginnt mit einer Einführung zur elektrischen Leitfähigkeit von Wasser. Danach wird der Begriff Autoprotolyse definiert und ausführlich erklärt. Dabei zeigen sie auch das Massenwirkungsgesetz auf und dessen Bezug zu der Gleichgewichtsreaktion. Dann wird Schritt für Schritt erklärt, wie das Ionenprodukt hergeleitet wird. Am Schluss erklären sie noch die Relevanz vom Ionenprodukt im Bezug auf den pH-Wert.

Zu beachten:
* Im Video wird das Massenwirkungsgesetz zwar benutzt, aber nie als solches bezeichnet. Das Massenwirkungsgesetz ist allgemein definiert als: Konzentration der Produkte geteilt durch die Konzentration der Edukte.
* Die Kriterien für die elektrische Leitfähigkeit von Flüssigkeiten werden nicht erwähnt. Damit eine Flüssigkeit elektrisch leitfähig ist, muss sie frei bewegliche, geladene Teilchen beinhalten.
* Der Grenzbereich des pH-Wert wird nicht erwähnt. Die maximal mögliche Konzentration von Wasser, damit das Prinzip des Ionenprodukts immer noch funktioniert, ist 1M.

Besonders nützlich:
* Es wird sehr ausführlich gezeigt, wie man auf die Konzentration von (H<sub<20) kommt.
* Die Herleitung des Ionenprodukts wird Schritt für Schritt gezeigt, so dass man alles sehr gut nachvollziehen kann.

== Quellen ==
Notizen aus dem Unterricht von R. Deuber
Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics]

Der pH-Wert

2019-06-02T21:57:45Z

16b soraya.mueller:

Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der H3O+ Konzentration. Er ist ein Mass für den sauren & basischen Charakter einer wässrigen Lösung (nur von wässrigen Lösungen).

'''''pH = - log [H3O+]'''''

Die Herleitung dazu befindet sich im Kapitel ''Berechnen und Messen des pH-Werts''

==Mass für den pH-Wert==
Mischt man dem Ampholyten Wasser eine Säure oder Base bei, so reagiert Wasser mit der beigegebenen Substanz.

Säure in Wasser: HA + H2O ⇌ A- + H3O+ (Säure + Wasser ⇌ Base +Oxonium-Ion)

'''''Idee''': Je mehr H3O+ desto '''sauerer''' ist die Lösung.''

Base in Wasser: A- + H2O ⇌ HA + OH - (Base + Wasser ⇌ Säure +Hydroxid-Ion)

'''''Idee''': Je mehr OH - desto '''basischer''' ist die Lösung.''

==Autoprotolyse von Wasser==
[[Bild:Autoprotolyse.jpg|thumb|right|350px|Autoprotolyse von H2O ]]
'''''Autoprotolyse''''': H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH -

Wenn zwei Wassermoleküle in einem bestimmten Winkel aufeinandertreffen entstehen bei dieser Kollision je ein Oxonium- & Hydroxid-Ion. Die Konzentration dieser beider Ionen ist in reinem Wasser gleich (Ionengleichgewicht, welches in ''jeder'' basischen/saueren Lösung gilt). Danke diesem Gleichgewicht kann man von der einen Konzentration auf die andere schliessen (im Verhältnis zu H2O ist die Konzentration jedoch sehr gering, da die Reaktion sehr linkslastig ist). Man kann ''K'' mit Hilfe der elektr. Leitfähigkeit berechnen (Siehe: [[Berechnen und Messen des pH-Werts]]). Denn wegen den Ionen die bei der Autoprotolyse entstehen, ist selbst reines Wasser leicht elektr. Leitfähig.

[[Bild:CodeCogsEqn-1.gif‎]]

[[Bild:KW.gif‎]]

Die Wasserkonzentration ist eigentlich nicht konstant und hängt davon ab, wieviel Säure/Base Wasser beigefügt wird. Solange man jedoch nicht mehr als 1 Mol Säure/Base hinzugibt, kann man davon ausgehen, dass die Wasserkonzentration konstant ist (da die Ungenauigkeit relativ klein ist). Diese Voraussetzung ist wichtig, damit der pH-Wert Gültigkeit hat.

Daraus ergibt sich die Konzentration von H3O+ & OH -, welche in reinem Wasser bei je '''10-7 M (=Mol/Liter)''' liegt.

[http://www.youtube.com/watch?v=4FWAaoqdv-c Zum besseren Verstehen der Autoprotolyse ist dieses Video sehr zu empfehlen!]

Wegen der Autoprotolyse von Wasser ist destiliertes Wasser nicht ionenfrei. Wird nun eine Säure beigefügt, so steigt die Konzentration von H3O+ während die Konzentration von OH - sinkt. Um den pH-wert zu berechnen verwendet man die H3O+ Konzentration (Dies wurde so definiert, es könnte ebenso gut die OH - Konzentration verwendet werden).

==Grenzbereich des pH-Wertes==
[[Bild:Phwert.gif|thumb|right|525px|ph-Werte Skala]]

Da KW = [H3O+] * [OH -] = 10 -14 konstant bleibt, ist die maximal mögliche Konzentration 100 Mol (=1) * 10 -14 Mol = 10 -14 Mol und die minimal mögliche Konzentration 10 -14 * 100 = 10 -14 Mol.

Die H3O+ Konzentrationen gehen daher von 100 bis 10 -14 . Da der pH-Wert der negative (dekadische) '''''Logarithmus''''' der H3O+ Konzentration ist geht dieser von 0 bis 14. Dabei ist 0 am sauersten und 14 am basischsten.

'''''Fügt man die maximale Säuremenge 1 Mol hinzu, so ist die H3O+ Konzentration auch maximal und der pH-Wert somit 0. '''''

'''''Fügt man die maximale Basemenge 1 Mol hinzu, so ist die H3O+ Konzentration minimal und der pH-Wert somit 14. '''''

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==

=== Autoprotolyse von Wasser ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=6L_vSyIGdMk Autoprotolyse von Wasser]

Das Video beginnt mit einer Einführung zur elektrischen Leitfähigkeit von Wasser. Danach wird der Begriff Autoprotolyse definiert und ausführlich erklärt. Dabei zeigen sie auch das Massenwirkungsgesetz auf und dessen Bezug zu der Gleichgewichtsreaktion. Dann wird Schritt für Schritt erklärt, wie das Ionenprodukt hergeleitet wird. Am Schluss erklären sie noch die Relevanz vom Ionenprodukt im Bezug auf den pH-Wert.

Zu beachten:
* Im Video wird das Massenwirkungsgesetz zwar benutzt, aber nie als solches bezeichnet. Das Massenwirkungsgesetz ist allgemein definiert als: (konz. Produkte geteilt durch konz. Edukte)
* Die Kriterien für die elektrische Leitfähigkeit von Flüssigkeiten werden nicht erwähnt. Damit eine Flüssigkeit elektrisch leitfähig ist, muss sie frei bewegliche, geladene Teilchen beinhalten.
* Der Grenzbereich des pH-Wert wird nicht erwähnt. Die maximal mögliche Konzentration, damit das Prinzip des Ionenprodukts immer noch funktioniert, ist 1M.

Besonders nützlich:
* Es wird sehr ausführlich gezeigt, wie man auf die Konzentration von H20 kommt.
* Die Herleitung des Ionenprodukts wird Schritt für Schritt gezeigt, so dass man alles sehr gut nachvollziehen kann.

== Quellen ==
Notizen aus dem Unterricht von R. Deuber
Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics]

Grundlagen

2019-06-02T21:50:53Z

16b soraya.mueller:

== Säure-Base-Reaktion ==

Eine Säure-Base-Reaktion ist eine Protonenübergabe, auch Protolyse genannt. Dabei gibt die Säure ein Proton, ein H+, ab während die Base dieses Proton aufnimmt.

Säure: HNO3 + Base: NH3 ⇌ Base: NO3- + Säure: NH4+

Ein H+ kann jedoch nur abgegeben werden, wenn das Elektron des H sehr stark angezogen ist und das H somit leicht von der Säure getrennt werden kann - d.h. Säuren sind polare Stoffe. Je polarer die H-Bindung, desto stärker die Säure.. Die Säure wird nach Abgabe eines Protons zu einer Base, die Base hingegen nach der Aufnahme eben dieses Protons zu einer Säure. Dadurch wird auch klar, dass jede Säure eine sogenannte konjugierte Base hat, als auch jede Base eine konjugierte Säure hat, z.B. HNO3 (Salpetersäure) wird zu NO3- (Nitrat-Ion) und umgekehrt.
Manche Stoffe können sowohl eine Säure als auch eine Base sein - diese nennt man Ampholyte. Ein wichtiges Beispiel dafür ist H2O (wichtig für den pH-Wert). Ob ein Ampholyt als Säure oder als Base reagiert hängt von dessen Reaktionspartner ab: Es reagiert immer die stärkste Säure mit der stärksten Base. So wird Wasser, wenn es mit einer Säure reagiert, zu einer Base und es entsteht H3O+ (siehe dazu [[Der pH-Wert]]), während bei einer Reaktion mit einer Base OH- entsteht und die Base selbst zu einer Säure wird.

Säure: HCl + Base: H2O ⇌ Konjugierte Base: Cl- + Konjugierte Säure: H3O+

Base: NH3 + Säure: H2O ⇌ Konjugierte Säure: NH4+ + Konjugierte Base: OH-

Ausserdem sind die Säuren häufig in Wasser gelöst, dies bezeichnet man mit dem Kürzel (aq). Säure-Base-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen, also wird aus einer Säure eine Base und daraus wieder eine Säure. Das Gleichgewicht liegt dabei auf der Seite der schwächeren Säure und der schwächeren Base, dies müssen nicht immer die Edukte sein sondern das Gleichgewicht kann auch auf der Seite der Produkte liegen.

=== Einige Säuren und ihre konjugierten Basen ===

{|
| Salpetersäure: HNO3 || Nitrat-Ion: NO3-
|-
| Kohlensäure: H2CO3 || Hydrogencarbonat-Ion: HCO3-
|-
| Hydrogencarbonat: HCO3- (Ampholyt!) || Carbonat-Ion: CO32-
|-
| Phosphorsäure: H3PO4 (daraus:H2PO4- und H1PO42-, Ampholyte) || Phosphat-Ion: PO43-
|-
| Oxonium: H3O+ || Wasser: H2O
|-
| Wasser: H2O || Hydroxid-Ion: OH-
|-
| Hydroxid-Ion: OH- || Oxid-Ion: O 2-
|-
| Essigsäure: CH3COOH || Acetat-Ion: CH3COO
|}
Die Essigsäure gehört zu der Gruppe der organischen Säuren, welche jeweils eher schwach sind. Praktisch immer ist eine Carboxylgruppe vorhanden (COOH), der Rest variiert. Schwache organische Säuren finden auch zur Bestimmung des pH-Wertes eine Funktion, wenn die konjugierte Base eine andere Farbe hat als die Säure.
Wenn eine Base (oder auch ein Ampholyt) negativ geladen ist, können sie auch mit einem Metall binden und dadurch zu einem Salz werden, z.B. Kalk (Ca2+CO32-). Dies ist jedoch nicht das Kalk, das wir in unserem Wasser finden, denn in unserem Wasser finden wir eine wasserlöslichere Form, die dadurch entsteht, dass Kalk mit Kohlensäure reagiert, die schon vorher im Wasser vorhanden war:

Ca2+CO32-+H2CO3→Ca2+(HCO3-)2

=== Beweis für die Protonenübergabe bei Säure-Base-Reaktionen ===

{|
| Reine Essigsäure || H3CCOOH || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Wasser || H2O || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Gemisch aus Essigsäure und Wasser || || elektrisch leitfähig
|}

Damit ein Stoff leitfähig ist, muss folgende Bedingung erfüllt sein: Es müssen frei bewegliche, geladene Teilchen vorhanden sein. Damit also dieses Gemisch leitfähig ist, müssen entweder frei bewegliche Elektronen oder Protonen verfügbar sein. Es ist somit also ein Beweis dafür, dass in einer Säure-Base-Reaktion Protonen den Besitzer wechseln. Wasser selbst ist durch die Autoprotolyse auch leicht leitfähig:

2 H2O ⇌ H3O+ + OH-

=== Reaktionstypen ===

==== Neutralisation ====

Eine Base und eine Säure neutralisieren sich gegenseitig. Typisch hierfür ist die Reaktion von OH--Ionen mit starken Säuren, dadurch entsteht das dazu korrespondierende Säure-Basen-Paar, also Wasser sowie eine schwache Base (da aus einer starken Säure eine schwache Base wird), damit liegt das Gleichgewicht fast nur auf der Seite der Edukte, da das Säure-Basen-Paar viel schwächer ist.

HCl + Na+OH- → H2O + Na+Cl-

==== "Die starke Säure vertreibt die schwache Base aus ihrem Salz" ====

K+CN- + HClaq ⇌ K+Claq- + HCN

Kalknachweis:

Wenn aus Kohlensäure (H2CO3) ein Carbonat-Ion (CO32-) entsteht, so kann man dies auch in der Geologie verwenden. CO32- kann mit Ca2+ reagieren und es entsteht Kalk Ca2+CO32-. Dies kann man dann mit einer starken Säure reagieren lassen, zum Beispiel HCl:

Ca2+CO32- + 2HClaq ⇌ H2CO3 + Ca2+Cl2-

==== Basen im Wasser ====

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-

Dies wird auch später wichtig sein um den pOH (Gegenstück des pH-Wertes) zu bestimmen, da dies in der Anzahl OH--Ionen gemessen wird. Logischerweise hat es mehr OH-, wenn es auch mehr Base hat.

=== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ===

==== Wie reagieren Säuren? Säure-Base-Paare ====

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=FxXISwuj9Rc&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=13 Säure-Base Paare REMAKE]

Im Video wird zuerst erklärt, was eine Säure bzw. eine Base genau ist. Dann werden einige Beispiele dafür gennant. Wie genau eine Säure bzw. eine Base reagiert wird anhand zweier Beispiele von Reaktionen mit Wasser gezeigt. Dabei wird immer das konjugierte Säure-Base-Paar genannt.

Zu beachten:
* Bei der Definition im Video werden die Begriffe «Protonendonator» und «Protonenakzeptor» genannt. Im Unterricht haben wir dafür die Begriffe «Protonenspender» und «Protonenempfänger» benutzt.
* Der Begriff «konjugiertes Säure-Basen-Paar» wird zwar erwähnt, jedoch ist nicht klar definiert, was damit gemeint ist. Unter einem konjugierten Säure-Base-Paar versteht man eine Säure und deren dazugehörige Base. Die Säure unterscheidet sich jeweils um ein H+ von der Base, die Säure hat also jeweils ein Proton mehr als die Base. Die Säure gibt das Proton dann ab und daraus entsteht die konjugierte Base mit einem Proton weniger.
* Das Video erwähnt den Begriff «Ampholyt» nicht. Es gibt zwei Reaktionen mit Wasser, einmal reagiert es mit einer Base, das andere Mal mit einer Säure. Dabei ist es wichtig in Erinnerung zu behalten, dass Wasser sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann, da es ein Ampholyt ist.

Besonders nützlich: Das Video eignet sich sehr gut als Einführung in das Thema. Es erklärt das Prinzip der Säure-Base Reaktion einfach und gut verständlich.

Zusätzliche Informationen:
Brönsted ist der Urheber der Säure-Basen Theorie, wie wir sie heute kennen. Davor haben die Wissenschaftler geglaubt, dass Stoffe nur mit Wasser sauer oder basisch reagieren können. Brönsted hat gezeigt, dass auch eine Reaktion ohne Wasser eine S/B-Reaktion sein kann.

=== Quellen ===
<ul>
<li>Text: eigene Notizen</li>
<li>Bild: [http://de.wikipedia.org/wiki/PKs-Wert Wikipedia]</li>
<li> Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics] </li>
</ul>

Grundlagen

2019-06-02T21:50:27Z

16b soraya.mueller: /* Wie reagieren Säuren? Säure-Base-Paare */

== Säure-Base-Reaktion ==

Eine Säure-Base-Reaktion ist eine Protonenübergabe, auch Protolyse genannt. Dabei gibt die Säure ein Proton, ein H+, ab während die Base dieses Proton aufnimmt.

Säure: HNO3 + Base: NH3 ⇌ Base: NO3- + Säure: NH4+

Ein H+ kann jedoch nur abgegeben werden, wenn das Elektron des H sehr stark angezogen ist und das H somit leicht von der Säure getrennt werden kann - d.h. Säuren sind polare Stoffe. Je polarer die H-Bindung, desto stärker die Säure.. Die Säure wird nach Abgabe eines Protons zu einer Base, die Base hingegen nach der Aufnahme eben dieses Protons zu einer Säure. Dadurch wird auch klar, dass jede Säure eine sogenannte konjugierte Base hat, als auch jede Base eine konjugierte Säure hat, z.B. HNO3 (Salpetersäure) wird zu NO3- (Nitrat-Ion) und umgekehrt.
Manche Stoffe können sowohl eine Säure als auch eine Base sein - diese nennt man Ampholyte. Ein wichtiges Beispiel dafür ist H2O (wichtig für den pH-Wert). Ob ein Ampholyt als Säure oder als Base reagiert hängt von dessen Reaktionspartner ab: Es reagiert immer die stärkste Säure mit der stärksten Base. So wird Wasser, wenn es mit einer Säure reagiert, zu einer Base und es entsteht H3O+ (siehe dazu [[Der pH-Wert]]), während bei einer Reaktion mit einer Base OH- entsteht und die Base selbst zu einer Säure wird.

Säure: HCl + Base: H2O ⇌ Konjugierte Base: Cl- + Konjugierte Säure: H3O+

Base: NH3 + Säure: H2O ⇌ Konjugierte Säure: NH4+ + Konjugierte Base: OH-

Ausserdem sind die Säuren häufig in Wasser gelöst, dies bezeichnet man mit dem Kürzel (aq). Säure-Base-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen, also wird aus einer Säure eine Base und daraus wieder eine Säure. Das Gleichgewicht liegt dabei auf der Seite der schwächeren Säure und der schwächeren Base, dies müssen nicht immer die Edukte sein sondern das Gleichgewicht kann auch auf der Seite der Produkte liegen.

=== Einige Säuren und ihre konjugierten Basen ===

{|
| Salpetersäure: HNO3 || Nitrat-Ion: NO3-
|-
| Kohlensäure: H2CO3 || Hydrogencarbonat-Ion: HCO3-
|-
| Hydrogencarbonat: HCO3- (Ampholyt!) || Carbonat-Ion: CO32-
|-
| Phosphorsäure: H3PO4 (daraus:H2PO4- und H1PO42-, Ampholyte) || Phosphat-Ion: PO43-
|-
| Oxonium: H3O+ || Wasser: H2O
|-
| Wasser: H2O || Hydroxid-Ion: OH-
|-
| Hydroxid-Ion: OH- || Oxid-Ion: O 2-
|-
| Essigsäure: CH3COOH || Acetat-Ion: CH3COO
|}
Die Essigsäure gehört zu der Gruppe der organischen Säuren, welche jeweils eher schwach sind. Praktisch immer ist eine Carboxylgruppe vorhanden (COOH), der Rest variiert. Schwache organische Säuren finden auch zur Bestimmung des pH-Wertes eine Funktion, wenn die konjugierte Base eine andere Farbe hat als die Säure.
Wenn eine Base (oder auch ein Ampholyt) negativ geladen ist, können sie auch mit einem Metall binden und dadurch zu einem Salz werden, z.B. Kalk (Ca2+CO32-). Dies ist jedoch nicht das Kalk, das wir in unserem Wasser finden, denn in unserem Wasser finden wir eine wasserlöslichere Form, die dadurch entsteht, dass Kalk mit Kohlensäure reagiert, die schon vorher im Wasser vorhanden war:

Ca2+CO32-+H2CO3→Ca2+(HCO3-)2

=== Beweis für die Protonenübergabe bei Säure-Base-Reaktionen ===

{|
| Reine Essigsäure || H3CCOOH || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Wasser || H2O || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Gemisch aus Essigsäure und Wasser || || elektrisch leitfähig
|}

Damit ein Stoff leitfähig ist, muss folgende Bedingung erfüllt sein: Es müssen frei bewegliche, geladene Teilchen vorhanden sein. Damit also dieses Gemisch leitfähig ist, müssen entweder frei bewegliche Elektronen oder Protonen verfügbar sein. Es ist somit also ein Beweis dafür, dass in einer Säure-Base-Reaktion Protonen den Besitzer wechseln. Wasser selbst ist durch die Autoprotolyse auch leicht leitfähig:

2 H2O ⇌ H3O+ + OH-

=== Reaktionstypen ===

==== Neutralisation ====

Eine Base und eine Säure neutralisieren sich gegenseitig. Typisch hierfür ist die Reaktion von OH--Ionen mit starken Säuren, dadurch entsteht das dazu korrespondierende Säure-Basen-Paar, also Wasser sowie eine schwache Base (da aus einer starken Säure eine schwache Base wird), damit liegt das Gleichgewicht fast nur auf der Seite der Edukte, da das Säure-Basen-Paar viel schwächer ist.

HCl + Na+OH- → H2O + Na+Cl-

==== "Die starke Säure vertreibt die schwache Base aus ihrem Salz" ====

K+CN- + HClaq ⇌ K+Claq- + HCN

Kalknachweis:

Wenn aus Kohlensäure (H2CO3) ein Carbonat-Ion (CO32-) entsteht, so kann man dies auch in der Geologie verwenden. CO32- kann mit Ca2+ reagieren und es entsteht Kalk Ca2+CO32-. Dies kann man dann mit einer starken Säure reagieren lassen, zum Beispiel HCl:

Ca2+CO32- + 2HClaq ⇌ H2CO3 + Ca2+Cl2-

==== Basen im Wasser ====

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-

Dies wird auch später wichtig sein um den pOH (Gegenstück des pH-Wertes) zu bestimmen, da dies in der Anzahl OH--Ionen gemessen wird. Logischerweise hat es mehr OH-, wenn es auch mehr Base hat.

=== Zusammenfassung: Video von simple chemics ===

==== Wie reagieren Säuren? Säure-Base-Paare ====

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=FxXISwuj9Rc&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=13 Säure-Base Paare REMAKE]

Im Video wird zuerst erklärt, was eine Säure bzw. eine Base genau ist. Dann werden einige Beispiele dafür gennant. Wie genau eine Säure bzw. eine Base reagiert wird anhand zweier Beispiele von Reaktionen mit Wasser gezeigt. Dabei wird immer das konjugierte Säure-Base-Paar genannt.

Zu beachten:
* Bei der Definition im Video werden die Begriffe «Protonendonator» und «Protonenakzeptor» genannt. Im Unterricht haben wir dafür die Begriffe «Protonenspender» und «Protonenempfänger» benutzt.
* Der Begriff «konjugiertes Säure-Basen-Paar» wird zwar erwähnt, jedoch ist nicht klar definiert, was damit gemeint ist. Unter einem konjugierten Säure-Base-Paar versteht man eine Säure und deren dazugehörige Base. Die Säure unterscheidet sich jeweils um ein H+ von der Base, die Säure hat also jeweils ein Proton mehr als die Base. Die Säure gibt das Proton dann ab und daraus entsteht die konjugierte Base mit einem Proton weniger.
* Das Video erwähnt den Begriff «Ampholyt» nicht. Es gibt zwei Reaktionen mit Wasser, einmal reagiert es mit einer Base, das andere Mal mit einer Säure. Dabei ist es wichtig in Erinnerung zu behalten, dass Wasser sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann, da es ein Ampholyt ist.

Besonders nützlich: Das Video eignet sich sehr gut als Einführung in das Thema. Es erklärt das Prinzip der Säure-Base Reaktion einfach und gut verständlich.

Zusätzliche Informationen:
Brönsted ist der Urheber der Säure-Basen Theorie, wie wir sie heute kennen. Davor haben die Wissenschaftler geglaubt, dass Stoffe nur mit Wasser sauer oder basisch reagieren können. Brönsted hat gezeigt, dass auch eine Reaktion ohne Wasser eine S/B-Reaktion sein kann.

=== Quellen ===
<ul>
<li>Text: eigene Notizen</li>
<li>Bild: [http://de.wikipedia.org/wiki/PKs-Wert Wikipedia]</li>
<li> Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics] </li>
</ul>

Grundlagen

2019-06-02T21:49:54Z

16b soraya.mueller: /* Quellen */

== Säure-Base-Reaktion ==

Eine Säure-Base-Reaktion ist eine Protonenübergabe, auch Protolyse genannt. Dabei gibt die Säure ein Proton, ein H+, ab während die Base dieses Proton aufnimmt.

Säure: HNO3 + Base: NH3 ⇌ Base: NO3- + Säure: NH4+

Ein H+ kann jedoch nur abgegeben werden, wenn das Elektron des H sehr stark angezogen ist und das H somit leicht von der Säure getrennt werden kann - d.h. Säuren sind polare Stoffe. Je polarer die H-Bindung, desto stärker die Säure.. Die Säure wird nach Abgabe eines Protons zu einer Base, die Base hingegen nach der Aufnahme eben dieses Protons zu einer Säure. Dadurch wird auch klar, dass jede Säure eine sogenannte konjugierte Base hat, als auch jede Base eine konjugierte Säure hat, z.B. HNO3 (Salpetersäure) wird zu NO3- (Nitrat-Ion) und umgekehrt.
Manche Stoffe können sowohl eine Säure als auch eine Base sein - diese nennt man Ampholyte. Ein wichtiges Beispiel dafür ist H2O (wichtig für den pH-Wert). Ob ein Ampholyt als Säure oder als Base reagiert hängt von dessen Reaktionspartner ab: Es reagiert immer die stärkste Säure mit der stärksten Base. So wird Wasser, wenn es mit einer Säure reagiert, zu einer Base und es entsteht H3O+ (siehe dazu [[Der pH-Wert]]), während bei einer Reaktion mit einer Base OH- entsteht und die Base selbst zu einer Säure wird.

Säure: HCl + Base: H2O ⇌ Konjugierte Base: Cl- + Konjugierte Säure: H3O+

Base: NH3 + Säure: H2O ⇌ Konjugierte Säure: NH4+ + Konjugierte Base: OH-

Ausserdem sind die Säuren häufig in Wasser gelöst, dies bezeichnet man mit dem Kürzel (aq). Säure-Base-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen, also wird aus einer Säure eine Base und daraus wieder eine Säure. Das Gleichgewicht liegt dabei auf der Seite der schwächeren Säure und der schwächeren Base, dies müssen nicht immer die Edukte sein sondern das Gleichgewicht kann auch auf der Seite der Produkte liegen.

=== Einige Säuren und ihre konjugierten Basen ===

{|
| Salpetersäure: HNO3 || Nitrat-Ion: NO3-
|-
| Kohlensäure: H2CO3 || Hydrogencarbonat-Ion: HCO3-
|-
| Hydrogencarbonat: HCO3- (Ampholyt!) || Carbonat-Ion: CO32-
|-
| Phosphorsäure: H3PO4 (daraus:H2PO4- und H1PO42-, Ampholyte) || Phosphat-Ion: PO43-
|-
| Oxonium: H3O+ || Wasser: H2O
|-
| Wasser: H2O || Hydroxid-Ion: OH-
|-
| Hydroxid-Ion: OH- || Oxid-Ion: O 2-
|-
| Essigsäure: CH3COOH || Acetat-Ion: CH3COO
|}
Die Essigsäure gehört zu der Gruppe der organischen Säuren, welche jeweils eher schwach sind. Praktisch immer ist eine Carboxylgruppe vorhanden (COOH), der Rest variiert. Schwache organische Säuren finden auch zur Bestimmung des pH-Wertes eine Funktion, wenn die konjugierte Base eine andere Farbe hat als die Säure.
Wenn eine Base (oder auch ein Ampholyt) negativ geladen ist, können sie auch mit einem Metall binden und dadurch zu einem Salz werden, z.B. Kalk (Ca2+CO32-). Dies ist jedoch nicht das Kalk, das wir in unserem Wasser finden, denn in unserem Wasser finden wir eine wasserlöslichere Form, die dadurch entsteht, dass Kalk mit Kohlensäure reagiert, die schon vorher im Wasser vorhanden war:

Ca2+CO32-+H2CO3→Ca2+(HCO3-)2

=== Beweis für die Protonenübergabe bei Säure-Base-Reaktionen ===

{|
| Reine Essigsäure || H3CCOOH || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Wasser || H2O || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Gemisch aus Essigsäure und Wasser || || elektrisch leitfähig
|}

Damit ein Stoff leitfähig ist, muss folgende Bedingung erfüllt sein: Es müssen frei bewegliche, geladene Teilchen vorhanden sein. Damit also dieses Gemisch leitfähig ist, müssen entweder frei bewegliche Elektronen oder Protonen verfügbar sein. Es ist somit also ein Beweis dafür, dass in einer Säure-Base-Reaktion Protonen den Besitzer wechseln. Wasser selbst ist durch die Autoprotolyse auch leicht leitfähig:

2 H2O ⇌ H3O+ + OH-

=== Reaktionstypen ===

==== Neutralisation ====

Eine Base und eine Säure neutralisieren sich gegenseitig. Typisch hierfür ist die Reaktion von OH--Ionen mit starken Säuren, dadurch entsteht das dazu korrespondierende Säure-Basen-Paar, also Wasser sowie eine schwache Base (da aus einer starken Säure eine schwache Base wird), damit liegt das Gleichgewicht fast nur auf der Seite der Edukte, da das Säure-Basen-Paar viel schwächer ist.

HCl + Na+OH- → H2O + Na+Cl-

==== "Die starke Säure vertreibt die schwache Base aus ihrem Salz" ====

K+CN- + HClaq ⇌ K+Claq- + HCN

Kalknachweis:

Wenn aus Kohlensäure (H2CO3) ein Carbonat-Ion (CO32-) entsteht, so kann man dies auch in der Geologie verwenden. CO32- kann mit Ca2+ reagieren und es entsteht Kalk Ca2+CO32-. Dies kann man dann mit einer starken Säure reagieren lassen, zum Beispiel HCl:

Ca2+CO32- + 2HClaq ⇌ H2CO3 + Ca2+Cl2-

==== Basen im Wasser ====

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-

Dies wird auch später wichtig sein um den pOH (Gegenstück des pH-Wertes) zu bestimmen, da dies in der Anzahl OH--Ionen gemessen wird. Logischerweise hat es mehr OH-, wenn es auch mehr Base hat.

=== Zusammenfassung: Video von simple chemics ===

==== Wie reagieren Säuren? Säure-Base-Paare ====

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=FxXISwuj9Rc&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=13]

Im Video wird zuerst erklärt, was eine Säure bzw. eine Base genau ist. Dann werden einige Beispiele dafür gennant. Wie genau eine Säure bzw. eine Base reagiert wird anhand zweier Beispiele von Reaktionen mit Wasser gezeigt. Dabei wird immer das konjugierte Säure-Base-Paar genannt.

Zu beachten:
* Bei der Definition im Video werden die Begriffe «Protonendonator» und «Protonenakzeptor» genannt. Im Unterricht haben wir dafür die Begriffe «Protonenspender» und «Protonenempfänger» benutzt.
* Der Begriff «konjugiertes Säure-Basen-Paar» wird zwar erwähnt, jedoch ist nicht klar definiert, was damit gemeint ist. Unter einem konjugierten Säure-Base-Paar versteht man eine Säure und deren dazugehörige Base. Die Säure unterscheidet sich jeweils um ein H+ von der Base, die Säure hat also jeweils ein Proton mehr als die Base. Die Säure gibt das Proton dann ab und daraus entsteht die konjugierte Base mit einem Proton weniger.
* Das Video erwähnt den Begriff «Ampholyt» nicht. Es gibt zwei Reaktionen mit Wasser, einmal reagiert es mit einer Base, das andere Mal mit einer Säure. Dabei ist es wichtig in Erinnerung zu behalten, dass Wasser sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann, da es ein Ampholyt ist.

Besonders nützlich: Das Video eignet sich sehr gut als Einführung in das Thema. Es erklärt das Prinzip der Säure-Base Reaktion einfach und gut verständlich.

Zusätzliche Informationen:
Brönsted ist der Urheber der Säure-Basen Theorie, wie wir sie heute kennen. Davor haben die Wissenschaftler geglaubt, dass Stoffe nur mit Wasser sauer oder basisch reagieren können. Brönsted hat gezeigt, dass auch eine Reaktion ohne Wasser eine S/B-Reaktion sein kann.

=== Quellen ===
<ul>
<li>Text: eigene Notizen</li>
<li>Bild: [http://de.wikipedia.org/wiki/PKs-Wert Wikipedia]</li>
<li> Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics] </li>
</ul>

Grundlagen

2019-06-02T21:49:24Z

16b soraya.mueller: /* Quellen */

== Säure-Base-Reaktion ==

Eine Säure-Base-Reaktion ist eine Protonenübergabe, auch Protolyse genannt. Dabei gibt die Säure ein Proton, ein H+, ab während die Base dieses Proton aufnimmt.

Säure: HNO3 + Base: NH3 ⇌ Base: NO3- + Säure: NH4+

Ein H+ kann jedoch nur abgegeben werden, wenn das Elektron des H sehr stark angezogen ist und das H somit leicht von der Säure getrennt werden kann - d.h. Säuren sind polare Stoffe. Je polarer die H-Bindung, desto stärker die Säure.. Die Säure wird nach Abgabe eines Protons zu einer Base, die Base hingegen nach der Aufnahme eben dieses Protons zu einer Säure. Dadurch wird auch klar, dass jede Säure eine sogenannte konjugierte Base hat, als auch jede Base eine konjugierte Säure hat, z.B. HNO3 (Salpetersäure) wird zu NO3- (Nitrat-Ion) und umgekehrt.
Manche Stoffe können sowohl eine Säure als auch eine Base sein - diese nennt man Ampholyte. Ein wichtiges Beispiel dafür ist H2O (wichtig für den pH-Wert). Ob ein Ampholyt als Säure oder als Base reagiert hängt von dessen Reaktionspartner ab: Es reagiert immer die stärkste Säure mit der stärksten Base. So wird Wasser, wenn es mit einer Säure reagiert, zu einer Base und es entsteht H3O+ (siehe dazu [[Der pH-Wert]]), während bei einer Reaktion mit einer Base OH- entsteht und die Base selbst zu einer Säure wird.

Säure: HCl + Base: H2O ⇌ Konjugierte Base: Cl- + Konjugierte Säure: H3O+

Base: NH3 + Säure: H2O ⇌ Konjugierte Säure: NH4+ + Konjugierte Base: OH-

Ausserdem sind die Säuren häufig in Wasser gelöst, dies bezeichnet man mit dem Kürzel (aq). Säure-Base-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen, also wird aus einer Säure eine Base und daraus wieder eine Säure. Das Gleichgewicht liegt dabei auf der Seite der schwächeren Säure und der schwächeren Base, dies müssen nicht immer die Edukte sein sondern das Gleichgewicht kann auch auf der Seite der Produkte liegen.

=== Einige Säuren und ihre konjugierten Basen ===

{|
| Salpetersäure: HNO3 || Nitrat-Ion: NO3-
|-
| Kohlensäure: H2CO3 || Hydrogencarbonat-Ion: HCO3-
|-
| Hydrogencarbonat: HCO3- (Ampholyt!) || Carbonat-Ion: CO32-
|-
| Phosphorsäure: H3PO4 (daraus:H2PO4- und H1PO42-, Ampholyte) || Phosphat-Ion: PO43-
|-
| Oxonium: H3O+ || Wasser: H2O
|-
| Wasser: H2O || Hydroxid-Ion: OH-
|-
| Hydroxid-Ion: OH- || Oxid-Ion: O 2-
|-
| Essigsäure: CH3COOH || Acetat-Ion: CH3COO
|}
Die Essigsäure gehört zu der Gruppe der organischen Säuren, welche jeweils eher schwach sind. Praktisch immer ist eine Carboxylgruppe vorhanden (COOH), der Rest variiert. Schwache organische Säuren finden auch zur Bestimmung des pH-Wertes eine Funktion, wenn die konjugierte Base eine andere Farbe hat als die Säure.
Wenn eine Base (oder auch ein Ampholyt) negativ geladen ist, können sie auch mit einem Metall binden und dadurch zu einem Salz werden, z.B. Kalk (Ca2+CO32-). Dies ist jedoch nicht das Kalk, das wir in unserem Wasser finden, denn in unserem Wasser finden wir eine wasserlöslichere Form, die dadurch entsteht, dass Kalk mit Kohlensäure reagiert, die schon vorher im Wasser vorhanden war:

Ca2+CO32-+H2CO3→Ca2+(HCO3-)2

=== Beweis für die Protonenübergabe bei Säure-Base-Reaktionen ===

{|
| Reine Essigsäure || H3CCOOH || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Wasser || H2O || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Gemisch aus Essigsäure und Wasser || || elektrisch leitfähig
|}

Damit ein Stoff leitfähig ist, muss folgende Bedingung erfüllt sein: Es müssen frei bewegliche, geladene Teilchen vorhanden sein. Damit also dieses Gemisch leitfähig ist, müssen entweder frei bewegliche Elektronen oder Protonen verfügbar sein. Es ist somit also ein Beweis dafür, dass in einer Säure-Base-Reaktion Protonen den Besitzer wechseln. Wasser selbst ist durch die Autoprotolyse auch leicht leitfähig:

2 H2O ⇌ H3O+ + OH-

=== Reaktionstypen ===

==== Neutralisation ====

Eine Base und eine Säure neutralisieren sich gegenseitig. Typisch hierfür ist die Reaktion von OH--Ionen mit starken Säuren, dadurch entsteht das dazu korrespondierende Säure-Basen-Paar, also Wasser sowie eine schwache Base (da aus einer starken Säure eine schwache Base wird), damit liegt das Gleichgewicht fast nur auf der Seite der Edukte, da das Säure-Basen-Paar viel schwächer ist.

HCl + Na+OH- → H2O + Na+Cl-

==== "Die starke Säure vertreibt die schwache Base aus ihrem Salz" ====

K+CN- + HClaq ⇌ K+Claq- + HCN

Kalknachweis:

Wenn aus Kohlensäure (H2CO3) ein Carbonat-Ion (CO32-) entsteht, so kann man dies auch in der Geologie verwenden. CO32- kann mit Ca2+ reagieren und es entsteht Kalk Ca2+CO32-. Dies kann man dann mit einer starken Säure reagieren lassen, zum Beispiel HCl:

Ca2+CO32- + 2HClaq ⇌ H2CO3 + Ca2+Cl2-

==== Basen im Wasser ====

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-

Dies wird auch später wichtig sein um den pOH (Gegenstück des pH-Wertes) zu bestimmen, da dies in der Anzahl OH--Ionen gemessen wird. Logischerweise hat es mehr OH-, wenn es auch mehr Base hat.

=== Zusammenfassung: Video von simple chemics ===

==== Wie reagieren Säuren? Säure-Base-Paare ====

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=FxXISwuj9Rc&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=13]

Im Video wird zuerst erklärt, was eine Säure bzw. eine Base genau ist. Dann werden einige Beispiele dafür gennant. Wie genau eine Säure bzw. eine Base reagiert wird anhand zweier Beispiele von Reaktionen mit Wasser gezeigt. Dabei wird immer das konjugierte Säure-Base-Paar genannt.

Zu beachten:
* Bei der Definition im Video werden die Begriffe «Protonendonator» und «Protonenakzeptor» genannt. Im Unterricht haben wir dafür die Begriffe «Protonenspender» und «Protonenempfänger» benutzt.
* Der Begriff «konjugiertes Säure-Basen-Paar» wird zwar erwähnt, jedoch ist nicht klar definiert, was damit gemeint ist. Unter einem konjugierten Säure-Base-Paar versteht man eine Säure und deren dazugehörige Base. Die Säure unterscheidet sich jeweils um ein H+ von der Base, die Säure hat also jeweils ein Proton mehr als die Base. Die Säure gibt das Proton dann ab und daraus entsteht die konjugierte Base mit einem Proton weniger.
* Das Video erwähnt den Begriff «Ampholyt» nicht. Es gibt zwei Reaktionen mit Wasser, einmal reagiert es mit einer Base, das andere Mal mit einer Säure. Dabei ist es wichtig in Erinnerung zu behalten, dass Wasser sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann, da es ein Ampholyt ist.

Besonders nützlich: Das Video eignet sich sehr gut als Einführung in das Thema. Es erklärt das Prinzip der Säure-Base Reaktion einfach und gut verständlich.

Zusätzliche Informationen:
Brönsted ist der Urheber der Säure-Basen Theorie, wie wir sie heute kennen. Davor haben die Wissenschaftler geglaubt, dass Stoffe nur mit Wasser sauer oder basisch reagieren können. Brönsted hat gezeigt, dass auch eine Reaktion ohne Wasser eine S/B-Reaktion sein kann.

=== Quellen ===
<ul>
<li>Text: eigene Notizen</li>
<li>Bild: [http://de.wikipedia.org/wiki/PKs-Wert Wikipedia]</li>
<li> Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics] </li>
</ul>

Grundlagen

2019-06-02T21:48:02Z

16b soraya.mueller: /* Wie reagieren Säuren? Säure-Base-Paare */

== Säure-Base-Reaktion ==

Eine Säure-Base-Reaktion ist eine Protonenübergabe, auch Protolyse genannt. Dabei gibt die Säure ein Proton, ein H+, ab während die Base dieses Proton aufnimmt.

Säure: HNO3 + Base: NH3 ⇌ Base: NO3- + Säure: NH4+

Ein H+ kann jedoch nur abgegeben werden, wenn das Elektron des H sehr stark angezogen ist und das H somit leicht von der Säure getrennt werden kann - d.h. Säuren sind polare Stoffe. Je polarer die H-Bindung, desto stärker die Säure.. Die Säure wird nach Abgabe eines Protons zu einer Base, die Base hingegen nach der Aufnahme eben dieses Protons zu einer Säure. Dadurch wird auch klar, dass jede Säure eine sogenannte konjugierte Base hat, als auch jede Base eine konjugierte Säure hat, z.B. HNO3 (Salpetersäure) wird zu NO3- (Nitrat-Ion) und umgekehrt.
Manche Stoffe können sowohl eine Säure als auch eine Base sein - diese nennt man Ampholyte. Ein wichtiges Beispiel dafür ist H2O (wichtig für den pH-Wert). Ob ein Ampholyt als Säure oder als Base reagiert hängt von dessen Reaktionspartner ab: Es reagiert immer die stärkste Säure mit der stärksten Base. So wird Wasser, wenn es mit einer Säure reagiert, zu einer Base und es entsteht H3O+ (siehe dazu [[Der pH-Wert]]), während bei einer Reaktion mit einer Base OH- entsteht und die Base selbst zu einer Säure wird.

Säure: HCl + Base: H2O ⇌ Konjugierte Base: Cl- + Konjugierte Säure: H3O+

Base: NH3 + Säure: H2O ⇌ Konjugierte Säure: NH4+ + Konjugierte Base: OH-

Ausserdem sind die Säuren häufig in Wasser gelöst, dies bezeichnet man mit dem Kürzel (aq). Säure-Base-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen, also wird aus einer Säure eine Base und daraus wieder eine Säure. Das Gleichgewicht liegt dabei auf der Seite der schwächeren Säure und der schwächeren Base, dies müssen nicht immer die Edukte sein sondern das Gleichgewicht kann auch auf der Seite der Produkte liegen.

=== Einige Säuren und ihre konjugierten Basen ===

{|
| Salpetersäure: HNO3 || Nitrat-Ion: NO3-
|-
| Kohlensäure: H2CO3 || Hydrogencarbonat-Ion: HCO3-
|-
| Hydrogencarbonat: HCO3- (Ampholyt!) || Carbonat-Ion: CO32-
|-
| Phosphorsäure: H3PO4 (daraus:H2PO4- und H1PO42-, Ampholyte) || Phosphat-Ion: PO43-
|-
| Oxonium: H3O+ || Wasser: H2O
|-
| Wasser: H2O || Hydroxid-Ion: OH-
|-
| Hydroxid-Ion: OH- || Oxid-Ion: O 2-
|-
| Essigsäure: CH3COOH || Acetat-Ion: CH3COO
|}
Die Essigsäure gehört zu der Gruppe der organischen Säuren, welche jeweils eher schwach sind. Praktisch immer ist eine Carboxylgruppe vorhanden (COOH), der Rest variiert. Schwache organische Säuren finden auch zur Bestimmung des pH-Wertes eine Funktion, wenn die konjugierte Base eine andere Farbe hat als die Säure.
Wenn eine Base (oder auch ein Ampholyt) negativ geladen ist, können sie auch mit einem Metall binden und dadurch zu einem Salz werden, z.B. Kalk (Ca2+CO32-). Dies ist jedoch nicht das Kalk, das wir in unserem Wasser finden, denn in unserem Wasser finden wir eine wasserlöslichere Form, die dadurch entsteht, dass Kalk mit Kohlensäure reagiert, die schon vorher im Wasser vorhanden war:

Ca2+CO32-+H2CO3→Ca2+(HCO3-)2

=== Beweis für die Protonenübergabe bei Säure-Base-Reaktionen ===

{|
| Reine Essigsäure || H3CCOOH || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Wasser || H2O || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Gemisch aus Essigsäure und Wasser || || elektrisch leitfähig
|}

Damit ein Stoff leitfähig ist, muss folgende Bedingung erfüllt sein: Es müssen frei bewegliche, geladene Teilchen vorhanden sein. Damit also dieses Gemisch leitfähig ist, müssen entweder frei bewegliche Elektronen oder Protonen verfügbar sein. Es ist somit also ein Beweis dafür, dass in einer Säure-Base-Reaktion Protonen den Besitzer wechseln. Wasser selbst ist durch die Autoprotolyse auch leicht leitfähig:

2 H2O ⇌ H3O+ + OH-

=== Reaktionstypen ===

==== Neutralisation ====

Eine Base und eine Säure neutralisieren sich gegenseitig. Typisch hierfür ist die Reaktion von OH--Ionen mit starken Säuren, dadurch entsteht das dazu korrespondierende Säure-Basen-Paar, also Wasser sowie eine schwache Base (da aus einer starken Säure eine schwache Base wird), damit liegt das Gleichgewicht fast nur auf der Seite der Edukte, da das Säure-Basen-Paar viel schwächer ist.

HCl + Na+OH- → H2O + Na+Cl-

==== "Die starke Säure vertreibt die schwache Base aus ihrem Salz" ====

K+CN- + HClaq ⇌ K+Claq- + HCN

Kalknachweis:

Wenn aus Kohlensäure (H2CO3) ein Carbonat-Ion (CO32-) entsteht, so kann man dies auch in der Geologie verwenden. CO32- kann mit Ca2+ reagieren und es entsteht Kalk Ca2+CO32-. Dies kann man dann mit einer starken Säure reagieren lassen, zum Beispiel HCl:

Ca2+CO32- + 2HClaq ⇌ H2CO3 + Ca2+Cl2-

==== Basen im Wasser ====

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-

Dies wird auch später wichtig sein um den pOH (Gegenstück des pH-Wertes) zu bestimmen, da dies in der Anzahl OH--Ionen gemessen wird. Logischerweise hat es mehr OH-, wenn es auch mehr Base hat.

=== Zusammenfassung: Video von simple chemics ===

==== Wie reagieren Säuren? Säure-Base-Paare ====

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=FxXISwuj9Rc&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=13]

Im Video wird zuerst erklärt, was eine Säure bzw. eine Base genau ist. Dann werden einige Beispiele dafür gennant. Wie genau eine Säure bzw. eine Base reagiert wird anhand zweier Beispiele von Reaktionen mit Wasser gezeigt. Dabei wird immer das konjugierte Säure-Base-Paar genannt.

Zu beachten:
* Bei der Definition im Video werden die Begriffe «Protonendonator» und «Protonenakzeptor» genannt. Im Unterricht haben wir dafür die Begriffe «Protonenspender» und «Protonenempfänger» benutzt.
* Der Begriff «konjugiertes Säure-Basen-Paar» wird zwar erwähnt, jedoch ist nicht klar definiert, was damit gemeint ist. Unter einem konjugierten Säure-Base-Paar versteht man eine Säure und deren dazugehörige Base. Die Säure unterscheidet sich jeweils um ein H+ von der Base, die Säure hat also jeweils ein Proton mehr als die Base. Die Säure gibt das Proton dann ab und daraus entsteht die konjugierte Base mit einem Proton weniger.
* Das Video erwähnt den Begriff «Ampholyt» nicht. Es gibt zwei Reaktionen mit Wasser, einmal reagiert es mit einer Base, das andere Mal mit einer Säure. Dabei ist es wichtig in Erinnerung zu behalten, dass Wasser sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann, da es ein Ampholyt ist.

Besonders nützlich: Das Video eignet sich sehr gut als Einführung in das Thema. Es erklärt das Prinzip der Säure-Base Reaktion einfach und gut verständlich.

Zusätzliche Informationen:
Brönsted ist der Urheber der Säure-Basen Theorie, wie wir sie heute kennen. Davor haben die Wissenschaftler geglaubt, dass Stoffe nur mit Wasser sauer oder basisch reagieren können. Brönsted hat gezeigt, dass auch eine Reaktion ohne Wasser eine S/B-Reaktion sein kann.

=== Quellen ===
<ul>
<li>Text: eigene Notizen</li>
<li>Bild: [http://de.wikipedia.org/wiki/PKs-Wert Wikipedia]</li>
</ul>

Grundlagen

2019-06-02T21:45:17Z

16b soraya.mueller:

== Säure-Base-Reaktion ==

Eine Säure-Base-Reaktion ist eine Protonenübergabe, auch Protolyse genannt. Dabei gibt die Säure ein Proton, ein H+, ab während die Base dieses Proton aufnimmt.

Säure: HNO3 + Base: NH3 ⇌ Base: NO3- + Säure: NH4+

Ein H+ kann jedoch nur abgegeben werden, wenn das Elektron des H sehr stark angezogen ist und das H somit leicht von der Säure getrennt werden kann - d.h. Säuren sind polare Stoffe. Je polarer die H-Bindung, desto stärker die Säure.. Die Säure wird nach Abgabe eines Protons zu einer Base, die Base hingegen nach der Aufnahme eben dieses Protons zu einer Säure. Dadurch wird auch klar, dass jede Säure eine sogenannte konjugierte Base hat, als auch jede Base eine konjugierte Säure hat, z.B. HNO3 (Salpetersäure) wird zu NO3- (Nitrat-Ion) und umgekehrt.
Manche Stoffe können sowohl eine Säure als auch eine Base sein - diese nennt man Ampholyte. Ein wichtiges Beispiel dafür ist H2O (wichtig für den pH-Wert). Ob ein Ampholyt als Säure oder als Base reagiert hängt von dessen Reaktionspartner ab: Es reagiert immer die stärkste Säure mit der stärksten Base. So wird Wasser, wenn es mit einer Säure reagiert, zu einer Base und es entsteht H3O+ (siehe dazu [[Der pH-Wert]]), während bei einer Reaktion mit einer Base OH- entsteht und die Base selbst zu einer Säure wird.

Säure: HCl + Base: H2O ⇌ Konjugierte Base: Cl- + Konjugierte Säure: H3O+

Base: NH3 + Säure: H2O ⇌ Konjugierte Säure: NH4+ + Konjugierte Base: OH-

Ausserdem sind die Säuren häufig in Wasser gelöst, dies bezeichnet man mit dem Kürzel (aq). Säure-Base-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen, also wird aus einer Säure eine Base und daraus wieder eine Säure. Das Gleichgewicht liegt dabei auf der Seite der schwächeren Säure und der schwächeren Base, dies müssen nicht immer die Edukte sein sondern das Gleichgewicht kann auch auf der Seite der Produkte liegen.

=== Einige Säuren und ihre konjugierten Basen ===

{|
| Salpetersäure: HNO3 || Nitrat-Ion: NO3-
|-
| Kohlensäure: H2CO3 || Hydrogencarbonat-Ion: HCO3-
|-
| Hydrogencarbonat: HCO3- (Ampholyt!) || Carbonat-Ion: CO32-
|-
| Phosphorsäure: H3PO4 (daraus:H2PO4- und H1PO42-, Ampholyte) || Phosphat-Ion: PO43-
|-
| Oxonium: H3O+ || Wasser: H2O
|-
| Wasser: H2O || Hydroxid-Ion: OH-
|-
| Hydroxid-Ion: OH- || Oxid-Ion: O 2-
|-
| Essigsäure: CH3COOH || Acetat-Ion: CH3COO
|}
Die Essigsäure gehört zu der Gruppe der organischen Säuren, welche jeweils eher schwach sind. Praktisch immer ist eine Carboxylgruppe vorhanden (COOH), der Rest variiert. Schwache organische Säuren finden auch zur Bestimmung des pH-Wertes eine Funktion, wenn die konjugierte Base eine andere Farbe hat als die Säure.
Wenn eine Base (oder auch ein Ampholyt) negativ geladen ist, können sie auch mit einem Metall binden und dadurch zu einem Salz werden, z.B. Kalk (Ca2+CO32-). Dies ist jedoch nicht das Kalk, das wir in unserem Wasser finden, denn in unserem Wasser finden wir eine wasserlöslichere Form, die dadurch entsteht, dass Kalk mit Kohlensäure reagiert, die schon vorher im Wasser vorhanden war:

Ca2+CO32-+H2CO3→Ca2+(HCO3-)2

=== Beweis für die Protonenübergabe bei Säure-Base-Reaktionen ===

{|
| Reine Essigsäure || H3CCOOH || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Wasser || H2O || nicht elektrisch leitfähig
|-
|-
| Gemisch aus Essigsäure und Wasser || || elektrisch leitfähig
|}

Damit ein Stoff leitfähig ist, muss folgende Bedingung erfüllt sein: Es müssen frei bewegliche, geladene Teilchen vorhanden sein. Damit also dieses Gemisch leitfähig ist, müssen entweder frei bewegliche Elektronen oder Protonen verfügbar sein. Es ist somit also ein Beweis dafür, dass in einer Säure-Base-Reaktion Protonen den Besitzer wechseln. Wasser selbst ist durch die Autoprotolyse auch leicht leitfähig:

2 H2O ⇌ H3O+ + OH-

=== Reaktionstypen ===

==== Neutralisation ====

Eine Base und eine Säure neutralisieren sich gegenseitig. Typisch hierfür ist die Reaktion von OH--Ionen mit starken Säuren, dadurch entsteht das dazu korrespondierende Säure-Basen-Paar, also Wasser sowie eine schwache Base (da aus einer starken Säure eine schwache Base wird), damit liegt das Gleichgewicht fast nur auf der Seite der Edukte, da das Säure-Basen-Paar viel schwächer ist.

HCl + Na+OH- → H2O + Na+Cl-

==== "Die starke Säure vertreibt die schwache Base aus ihrem Salz" ====

K+CN- + HClaq ⇌ K+Claq- + HCN

Kalknachweis:

Wenn aus Kohlensäure (H2CO3) ein Carbonat-Ion (CO32-) entsteht, so kann man dies auch in der Geologie verwenden. CO32- kann mit Ca2+ reagieren und es entsteht Kalk Ca2+CO32-. Dies kann man dann mit einer starken Säure reagieren lassen, zum Beispiel HCl:

Ca2+CO32- + 2HClaq ⇌ H2CO3 + Ca2+Cl2-

==== Basen im Wasser ====

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-

Dies wird auch später wichtig sein um den pOH (Gegenstück des pH-Wertes) zu bestimmen, da dies in der Anzahl OH--Ionen gemessen wird. Logischerweise hat es mehr OH-, wenn es auch mehr Base hat.

=== Zusammenfassung: Video von simple chemics ===

==== Wie reagieren Säuren? Säure-Base-Paare ====

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=FxXISwuj9Rc&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=13]

Im Video wird zuerst erklärt, was eine Säure bzw. eine Base genau ist. Dann werden einige Beispiele dafür gennant. Wie genau eine Säure bzw. eine Base reagiert wird anhand zweier Beispiele von Reaktionen mit Wasser gezeigt. Dabei wird immer das konjugierte Säure-Base-Paar gezeigt.

Zu beachten:
* Bei der Definition im Video werden die Begriffe «Protonendonator» und «Protonenakzeptor» genannt. Im Unterricht haben wir dafür die Begriffe «Protonenspender» und «Protonenempfänger» benutzt.
* Der Begriff «konjugiertes Säure-Basen-Paar» wird zwar erwähnt, jedoch ist nicht klar definiert, was damit gemeint ist. Unter einem konjugierten Säure-Base-Paar versteht man eine Säure und deren dazugehörige Base. Die Säure unterscheidet sich jeweils um ein H+ von der Base. Die Säure hat jeweils ein Proton mehr als die Base, welches sie dann abgibt und daraus entsteht die konjugierte Base mit einem Proton weniger.
* Das Video erwähnt den Begriff «Ampholyt» nicht. Es gibt zwei Reaktionen mit Wasser, einmal reagiert es mit einer Base, das andere Mal mit einer Säure. Dabei ist es wichtig in Erinnerung zu behalten, dass Wasser sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann, da es ein Ampholyt ist.

Besonders nützlich: Das Video eignet sich sehr gut als Einführung in das Thema. Es erklärt das Prinzip der Säure-Base Reaktion einfach und gut verständlich.

Zusätzliche Informationen:
Brönsted ist der Urheber der Säure-Basen Theorie, wie wir sie heute kennen. Davor haben die Wissenschaftler geglaubt, dass Stoffe nur mit Wasser sauer oder basisch reagieren können. Brönsted hat gezeigt, dass auch eine Reaktion ohne Wasser eine S/B-Reaktion sein kann.

=== Quellen ===
<ul>
<li>Text: eigene Notizen</li>
<li>Bild: [http://de.wikipedia.org/wiki/PKs-Wert Wikipedia]</li>
</ul>