Vom Leit- zum pH-Wert
Vorbemerkung: Der hier skizzierte Unterrichtsgang ist in mehreren Jahren gewachsen. Da nicht an allen Schulen in den verschiedenen Bundesländern die gleichen
Voraussetzungen bzw. Hauscurricula vorhanden sind, um genau den gleichen Weg zu
gehen, muss eventuell die eine oder andere Passage (s.u.) abgeändert werden. Als zusätzliche Hilfe zu dem didaktischen Vorschlag finden sich über der
Darstellung Links zu Hilfen wie Videoclips oder Arbeitsblättern. Inhalt Bedeutung der
Abkürzungen: LV Lehrerversuch, SV Schülerversuch, IB
Informationsblatt, AB Arbeitsblatt,
Aus
Schüleraufzeichnungen (überarbeitet und mit entsprechenden Links versehen) 1a Die elektrische Leitfähigkeit (der
Leitwert) von Säuren und Basen Der Lehrer
sagt: "Erinnert Euch an die Untersuchungen der Lösungen mit Hilfe der
elektrischen Leitfähigkeit. Was beeinflusst die elektrische Leitfähigkeit?" 1.
Die
Leitfähigkeit steigt proportional zur Konzentration der Ionen. 2.
Je höher die
Ladung eines Ions desto größer die Leitfähigkeit. 3.
Von den
gelösten Stoffen, die wir bis jetzt kennen, leiten Laugen besonders gut - nur
Säuren leiten noch viel besser. Das sehen wir und jetzt an.
1c Exkurs Konzentrationsangaben bei
Lösungen Beim Aufbau der Stoffe bzw. bei den Berechnungen
von Stoffumsätzen bei chemischen Reaktionen haben wir gesehen, wie hilfreich
die Stoffmenge Mol ist. Natürlich hat es Einfluss auf Reaktivität, elektrische Leitfähigkeit
etc., wie viel von einem Stoff in der Lösung ist. Auch in Lösungen ist es viel sinnvoller statt
einer Massenkonzentration z.B. in g/L eine Stoffmengenkonzentration c anzugeben. Einheit: mol/L Stoffmenge n Stoffmengenkonzentration = --------------------- - c =
------------- Einheit: mol/L Volumen V Merke: Bei uns haben verdünnte Lösungen (fast) immer die
Stoffmengenkonzentration von ungefähr 2 mol/L. Will man
z.B. eine Kochsalzlösung mit der Konzentration c(NaCl) = 1 mol/L herstellen, so
wiegt man 58,5 g NaCl ab, gibt es in einen 1L-Messkolben und füllt
(gegebenenfalls nach Schütteln) bis zur Marke auf. Beim
folgenden Versuch benutzen wir Lösungen mit der Konzentration c= 0,1 mol/L 1d Vorübungen für Titrationen Wir haben mit einem tollen Computerprogramm gespielt. Es heißt: Titrations-Trainer.
Wenn man alles richtig macht, ertönt eine Siegeshymne. Das Programm gibt es
auch als App fürs Handy.
Nun wird es
ernst: Wir sollen die Titration sowohl ganz klassisch (Portionen aus der
Bürette auslaufen lassen, Leitwert ablesen und zusammen mit dem Volumen in eine
Tabelle eintragen), als auch als LowCost-Variante mit Computer oder als bequeme
Variante mit dem ALL-CHEM-MISST durchführen. 1e Säure-Base-Titration unter
Verfolgung der elektrischen Leitfähigkeit
Dann müssen
wir den Gehalt an Salzsäure mit der Zweigeradenmethode bestimmen. Die Leute mit der klassischen Methode waren zwar zuerst fertig,
müssen aber jetzt noch die Zeichnung anfertigen und die Auswertung mit dem
GEO-Dreieck vornehmen. Wir kriegen alles auf Knopfdruck. Mit der Zweigeradenmethode
können wir den "Bogen" im Leitwertminimum als Knick betrachten. Am
Schnittpunkt der beiden Geraden ist der Äquivalenzpunkt. Auswertung Säure + Base à
Wasser + Salz HNO3 + NaOH à
H2O + NaNO3 Am
Äquivalenzpunkt sind die vorgelegte Stoffmengen an Säure und die zugegebene
Stoffmenge Base genau gleich. Äquivalenzpunkt:
n(Säure) = n(Base) c(Säure)
· V(Säure) = c(Base) · V(Base)
Titration: Man legt
ein bestimmtes Volumen der Säure V(Säure),
deren Konzentration man bestimmen will, vor. Dazu lässt man aus einer Bürette eine
Base mit bekannter Konzentration c(Base)
bis zum Äquivalenzpunkt hineintropfen V(Base).
Mit diesen Werten kann man c(Säure)
berechnen. 1e Berechnete Säure-Base-Titration
L gegen V Um alles
besser verstehen zu können schauen wir uns Computerfilmberechnungen (des
Programms TitraCalc) einer virtuellen Titration an. Gut, dass wir nicht selber
rechnen müssen. Man sieht,
wie die einzelnen Teilchen miteinander reagieren und auf der rechten Seite die
Stoffmengenbilanz. Aus ihr werden über die Konzentrationen die Leitwerte in der
Kurve als Summe der Einzelleitwerte berechnet und aufgezeichnet und.... die
Kurve sieht fast genauso aus, wie die, die wir gemessen haben.
2a Berechnete Säure-Base-Titration:
-log(H3O+) bzw. -log(OH-) gegen V In der
nächten Berechnung spielen die H3O+- bzw. OH--Ionen
eine Rolle. Es wird nicht deren Leitwert oder die Konzentration sondern der
negative dekadische Logarithmus der Konzentration aufgetragen. Wir lernen einen
neuen Begriff. Merke: Der pH-Wert
ist der negative dekadische Logarithmus der Oxoniumionenkonzentration
Leider lässt sich der pH-Wert
bzw. der pOH-Wert beim Äquivalenzpunkt aus mathematischen Gründen nicht
berechnen. Der Lehrer sagt:"Wenn wir mit Messgeräten den pH-Wert messen,
ist er an unserem Äquivalenzpunkt gleich 7". Da wir wissen, dass da die
Konzentrationen der H3O+-
bzw. OH-- Ionen genau gleich sind, muss auch der pOH-Wert
gleich 7 sein. Merke: Die Summe von pH-
und pOH-Wert ist immer 14 pH
+ pOH = 14 Damit können
wir auch pH-Werte jenseits von pH = 7 berechnen: pH = 14 - pOH 2b Berechnung: Konzentration aus
dem pH-Wert Wie kommen
wir an die Konzentration der Oxoniumionen, wenn wir den pH-Wert haben? Das ist eine
einfache mathematische Operation: Merke: c(H3O+)
= 10-pH (Einheit wieder: mol/L) Was und wie
wenig aber 10-7 sind, können wir mit der Animation zum negativen dekadischen
Logarithmus ansehen. Die Einführung des pH-Wertes ist ganz praktisch: Wir
brauchen nicht 0,000 000 1 mol/L zu schreiben sonder pH=7!
2c pH-Werte
unterschiedlichster Lösungen Jeder von
uns darf zur nächsten Stunde etwas Flüssiges mitbringen. Er soll dann auch
selbst den pH-Wert messen. Es sind ganz
witzige Ergebnisse dabei (siehe Arbeitsblatt): 2d Säuren und
Basen
Jetzt
haben wir schon so viel mit Säuren und Basen gearbeitet, wissen, dass Säuren
Bromthymolblaulösung gelb, Basen die Lösung aber blau färben und manche Stoffe
sogar Säuren heißen. Nun wollen wir wissen, was Säuren sind und der Lehrer
lässt uns die Definition nach Brönstedt aufschreiben Merke:
1. Säuren geben Protonen ab (Donatoren), Basen
nehmen Protonen auf (Acceptoren) aber: 2. Saure Lösungen haben einen pH-Wert
<7 - basische (Laugen) einen pH-Wert > 7 Mit Wasser als Base reagieren alle Säuren nach dem gleichen
Schema: Die Base H2O bekommt von der Säure HA ein Proton (H+) HA + H2O D
H3O+ + A- Merke: Ein Stoff ist nur dann eine Säure, wenn
er als Säure reagiert, also Protonen abgibt. Es muss dafür immer eine Base da sein (Simulationen
x120- siehe unten) Wir müssen eine Reihe von Säuren aufschreiben. Manche davon können
mehrfach ein H+ abgeben, z.B. die Schwefelsäure H2SO4.Aber,
wenn die Säure (z.B. Schwefelsäure) ein Proton abgegeben hat, entsteht das
Hydrogensulfat-Ion HSO4- , welches als Säure noch ein
Proton abgeben oder als Base auch ein Proton aufnehmen kann.
Werden nicht alle Protonen abgegeben, so wird "hydrogen"
vor dem Namen des Säurerestes angefügt. 2e Säure-Base-Titration unter
Verfolgung des pH-Wertes Nun wiederholen
wir die Titration, bei der wir damals den Leitwert gemessen haben. Nur messen
wir jetzt den pH-Wert.
Die Form der
Kurve ist genau wie die, die wir bei Punkt 2a berechnet haben. 2f Starke und schwache Säuren Wenn wir
Säuren gleicher Konzentration als Lösung in Wasser vorliegen haben, besitzen
diese unterschiedliche pH-Werte. Das bedeutet, dass manche Säuren ihr Proton
"leichter" abgeben als andere. Die Säuren, die ihr Proton vollständig
abgeben, heißen starke Säuren wie z.B. Salz- oder Schwefelsäure, die anderen
schwache Säuren wie z.B. Essigsäure. Natürlich
ist Wasser eine ziemlich schwache Säure. Das kann man sich auch in den
Simulationen (X120) ansehen. |