| 1)
Säure |
Stoff, der Protonen
(H+ ) abgibt, der die Konzentration
der H3O+-Ionen erhöht |
| 2) Lauge |
Stoff, der
die Konzentration der OH--Ionen erhöht |
| 3) starke
Säure |
liegt fast vollständig
dissoziiert vor, KS >>1, Konzentration der Säure
kann der cH3O+gleichgesetzt
werden |
| 4) schwache
Säure |
liegt hauptsächlich
undissoziiert vor, KS <<1, pH-Wert ist komplizierter
zu berechnen |
| 5) KS |
Gleichgewichtskonstante
für die Dissoziation der Säure, ergibt sich, wenn die Konzentrationen
der Säure und ihrer Dissoziationsprodukte in das "Massenwirkungsgesetz"
eingesetzt werden, KS ist (wie alle Gleichgewichtskonstanten)
abhängig von den Bedingungen |
| 6) pKS |
= -log KS (der
negative dekadische Logarithmus) |
| 7) saures
Salz |
erhöht die Konzentration
der H3O+-Ionen entweder durch
Bildung von H3O+-Ionen (Hydrogensalze starker Säuren)
oder durch Binden von OH--Ionen (FeCl3) |
| 8) basisches
Salz |
erhöht die
Konzentration der OH--Ionen, indem das Säurerest-Anion
mit H3O+-Ionen reagiert und sie "verbraucht" |
| 9) pH-Wert |
negativer dekadischer Logaritmus
der Konzentration der H3O+-Ionen
(-logcH3O+ ), je niedriger, desto stärker sauer
ist die Lösung (unter 7), je höher, desto stärker basisch
(über 7), pH + pOH = 14 |
| 10) pOH |
negativer dekadischer Logaritmus
der Konzentration der OH--Ionen (-log
cOH- ), je niedriger, desto stärker basisch
ist die Lösung (über 7), je höherer, desto stärker
sauer ist die Lösung (unter 7), pH + pOH = 14 |
| 11) Protolyse |
Gleichgewichtsreaktion,
bei der die Säure Protonen (H+ ) an H2O-Moleküle
abgibt, wird auch als "Dissoziation" bezeichnet |
| 12) zweibasige
Säure |
zweibasige Säuren können
2 Protonen abgeben (z.B. Schwefelsäure) , dreibasige Säuren können
3 Protonen abgeben (z.B. Phosphorsäure) |
