Grundwissen Säuren Basen - schule.gymnasium-kirchseeon.de

Themengebiet:
NTG: 9. Jg
SG: 10. Jg
1
Themengebiet: 1
Säuren sind Protonendonatoren, d.h. Stoffe, die an
einen Reaktionspartner ein oder mehrere Protonen
abgeben können;
Säuredefinition nach Brönsted
Im Falle von Wasser:
HA + H 2 O → A - + H 3 O +
H 3 O + : Oxonium- oder Hydroxoniumion
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2
Themengebiet: 2
Basen sind Protonenakzeptoren, d.h. Stoffe die ein
Proton von einem Reaktionspartner aufnehmen
können; Basen verfügen immer über ein freies
Elektronenpaar;
Basendefinition nach Brönsted
Im Falle von Wasser:
B + H 2 O → BH + + OH -
OH - : Hydroxidion
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3
Themengebiet: 3
Schwefelsäure H 2 SO 4
Schweflige Säure H 2 SO 3
Wichtige Säuren
Salpetersäure HNO 3
Phosphorsäure H 3 PO 4
Kohlensäure H 2 CO 3
Salzsäure
HCl
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Themengebiet: 4
Ammoniak NH 3
Wichtige Basen (Laugen oder alkalische
Lösungen)
Natronlauge NaOH
Kalilauge KOH
Kalkwasser Ca(OH) 2
Barytwasser Ba(OH) 2

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5
Themengebiet: 5
Nichtmetalloxid und Wasser → Säure
Darstellung von Oxosäuren
z.B. SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4
CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3
Das entsprechende Nichtmetalloxid ist also zugleich das
Anhydrid der Säure!
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6
Themengebiet: 6
1. aus den Elementen
Darstellung von
Halogenwasserstoffsäuren
z.B. H 2 + Cl 2 → 2 HCl
HCl + H 2 O → Cl - + H 3 O +
2. aus den Salzen
z.B. NaCl + H 2 SO 4 → NaSO 4 + HCl
Themengebiet: 7
Themengebiet: 7
Darstellung von Ammoniak
Aus den Elementen nach dem Haber-Bosch Verfahren:
N 2 + 3 H 2 → 2 NH 3
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Themengebiet: 8
Darstellung der Metallhydroxide
Metalloxid und Wasser → Base
z.B. Na 2 O + H 2 O → 2 NaOH

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9
Themengebiet: 9
Indikatoren sind Stoffe, die über charakteristische
Farbreaktionen anzeigen, ob ein Stoff basisch oder
sauer reagiert;
Indikatoren
z.B. Phenolphthalein: farblos – rosa
Bromthymolblau: gelb – blau
Methylrot: rot – gelb
Blaukraut: rot - grün
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10
Themengebiet: 10
Der pH-Wert ist der negative Logarithmus der H 3 0 +
Konzentration;
pH = - log [H 3 O + ] (pOH = - log[OH - ]; pH + pOH = 14)
pH- Wert
Skala: 0-14; pH = 7: neutrale Lösung
pH < 7 saure Lösung
pH > 7 basische Lösung
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11
Themengebiet: 11
Reaktion zwischen H 3 O + und OH - Ionen unter Bildung
von Wasser;
Neutralisation
z.B. NaOH + HCl → Na + + Cl - + H 2 O
2 KOH + H 2 SO 4 → Na + + SO 4 2- + 2 H 2 O
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12
Themengebiet: 12
Brönstedsches Säure-Basen-Paar, das durch Abgabe
bzw. Aufnahme eines Protons in Beziehung steht;
Konjugiertes (korrespondierendes) Säure-
Basen-Paar
z.B. NH 4
+
(Säure) ↔ NH 3 (Base)
Eine Base geht durch Protonenaufnahme in ihre
korrespondierende Säure über und umgekehrt.

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13
Themengebiet: 13
Säuren-Basen - Titration
Zu einer bestimme Menge einer Säure (Base)
unbekannter Konzentration wird allmählich eine Base
bekannter Konzentration gegeben. Am
Äquivalenzpunkt (gleiche Mengen an H 3 O + und OH - -
Ionen) schlägt der pH wert vom sauren (basischen) zum
basischen (sauren) um. Dadurch kann rechnerisch die
unbekannte Konzentration der Säure (Base) bestimmt
werden.
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14
Themengebiet: 14
Graph zur Darstellung des pH-Werts als Funktion der
zugegebenen Säure- oder Basenmenge im Verlauf einer
Säure-Base-Titration.
Titrationskurve
Themengebiet: 15 Themengebiet: 15
Themengebiet: 16 Themengebiet: 16

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1
Themengebiet: 1
Ursprüngliche Definition: Reaktion, bei der sich
Sauerstoff mit anderen Substanzen verbindet;
Oxidation
Moderne Definition: Prozeß, bei dem einem Atom
Elektronen entzogen werden; die Oxidationszahl des
Atoms wird dabei erhöht;
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2
Themengebiet: 2
Ursprüngliche Definition: Reaktion, bei der der
Sauerstoff aus einer Verbindung entfernt wird;
Reduktion
Moderne Definition: Prozeß, bei dem einem Atom
Elektronen zugefügt werden; die Oxidationszahl wird
dabei verringert;
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3
Themengebiet: 3
Oxidationszahl
Fiktive Ionenladung an einem Atom, die sich ergibt,
wenn man alle Elektronenpaare von kovalenten
Bindungen dem jeweils elektronegativeren
Bindungspartner zuteilt;
I -II IV -II
z.B. H 2 O CO 2
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4
Themengebiet: 4
1. Ein einzelnes Atom oder ein Atom in einem Element hat die
Oxidationszahl 0.
2. Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions ist identisch mit
seiner Ionenladung.
Regeln zur Bestimmung der
Oxidationszahlen
3. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines
mehratomigen Ions ist gleich der Ladung dieses Ions; die
Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines Moleküls ist
Null.
4. Fluor, das elektronegativste Element hat in allen
Verbindungen die Oxidationszahl – I.
5. Sauerstoff als zweit elektronegativstes Element hat die
Oxidationszahl – II (Ausnahme: Peroxid mit – I).
6. Wasserstoff hat die Oxidationszahl + I (Ausnahme: Hydride mit

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5
Themengebiet: 5
Oxidationsmittel / Reduktionsmittel
Die Substanz, die dem Rektionspartner die Elektronen
entzieht und damit dessen Oxidation bewirkt,
bezeichnet man als Oxidationsmittel. Es wird selbst
reduziert.
Die Substanz, die selbst oxidiert wird bezeichnet man
als Reduktionsmittel.
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6
Themengebiet: 6
1. Aufstellen der unvollständigen Redoxgleichung mit allen
bekannten Edukten und Produkten;
2. Ermittlung der Oxidationszahlen;
Aufstellen einer Redoxgleichung (1.
Teil)
3. Aufstellen der Teilgleichungen für den Oxidations- und
den Reduktionsvorgang (Ionen, deren Oxidationszahl sich
nicht ändern bleiben unberücksichtigt!);
4. Ausgleich der Differenz der Oxidationszahlen mit
Elektronen; dabei stehen bei der Oxidation die Elektronen
immer auf der rechten Seite, bei der Reduktion auf der
linken;
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Themengebiet: 7
5 Ausgleich der Atomanzahlen mit Wassermolekülen
(= Stoffbilanz)
6 Anpassung der Elektronenzahlen durch Multiplikation der
Aufstellen einer Redoxgleichung (2.
Teil)
Teilgleichungen mit dem entsprechenden Faktor
7 Addition der Teilgleichungen mit Verrechnung der auf beiden
Seiten vorkommenden Elektronen und Stoffen
8 Überprüfung der Ladungs- und Stoffbilanz