Säuren und Basen - Definition

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1 Säuren und Basen - Definition Säuren: Substanzen, die mit Wasser unter Bildung von Wasserstoffionen (Proton H +, Oxoniumion H 3 O + ) reagieren (Protonenspender): z.b. HCl(g) + H 2 O H 3 O + (aq)+ Cl - (aq) Basen: Substanzen, die mit Wasser unter Bildung von Hydroxidionen (OH - ) reagieren (Protonenempfänger): z.b. NaOH(s) + H 2 O Na + (aq) + OH - (aq) + H 2 O Folie Nr. 6

2 Säuren Arten von Säuren: Einprotonige Säuren besitzt eine Dissoziationsstufe: z.b. HNO 3 (aq) H + (aq) + NO 3- (aq) entsteht aus: NO 2 (g) + H 2 O HNO 3 (aq) Mehrprotonige Säuren besitzen zwei Dissoziationsstufen: z.b. 1. Stufe H 2 SO 4 (aq) H + (aq) + HSO 4- (aq) 2. Stufe HSO 4- (aq) H + (aq) + SO 2-4 (aq) 1. Dissoziationsschritt verläuft vollständig, 2. Schritt nur teilweise Folie Nr. 7

3 Basen Substanzen, die H + -Ionen aufnehmen (Protonenakzeptor) Typische Basen: NaOH, KOH, Ca(OH) 2 z.b.: KOH(aq) K + (aq) + OH - (aq) Base ohne Hydroxidionen: NH 3 NH 3 (aq) NH 4+ (aq) + OH - (aq) keine vollständige Dissoziation, schwache Base Folie Nr. 8

4 Säure-Base-Reaktion Neutralisationsreaktion am Beispiel von NaOH und HCl: NaOH(aq) HCl(aq) H O 2 NaCl H (aq) Cl - (aq) Na (aq) OH (aq) H O 2 Na (aq) Cl (aq) Nettoreaktion: H + (aq) + OH - (aq) H 2 O gibt H + ab HCl(aq) H2O Cl (aq) H3O (aq) Säure1 Base2 Base1 Säure 2 Protonenübertragungs- reaktion nimmt H + auf Folie Nr. 10

5 Ionenprodukt des Wassers Autodissoziation des Wassers: H 2 O H OH Bei Raumtemperatur: 2 von 10 9 Molekülen sind dissoziiert Gleichgewichtskonstante K w = c(h + ) c(oh - ) oder K w = [H + ] [OH - ] K w = Ionenprodukt des Wassers Bei Raumtemperatur K w = mol²/l² Es gilt für reines Wasser: [H + ] = [OH - ] = 1, mol/l ph-wert = - log [H + ] poh-wert = - log [OH - ] ph + poh =14 Quelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr. 11

6 Säuren u. Basen in Salzlösungen Anionen sind konjugierten Basen der Säuren z.b. CH 3 COO - von Essigsäure Bei schwachen Säuren relevant: X ( aq) H 2 O HX ( aq) OH z. B. H 3 CCOO ( aq) H 2 O H 3 CCOOH ( aq) OH ( aq) Kationen sind konjugierten Säuren der Basen z.b. NH + 4 von Ammoniak Bei schwachen Basen relevant: NH4 ( aq) H2O NH3( aq) H3O ( aq) Folie Nr. 13

7 Oxidationszahlen Was ist die Oxidationszahl? Besitzt positives oder negatives Vorzeichen und gibt die Ladung an, welches das Atom haben würde, wenn man die Elektronen in dem betreffenden Molekül in bestimmter Weise den einzelnen Atomen zuteilt (Formale Größen zur Beschreibung von Redoxreaktionen) Folgende Regeln gelten: 1. Die Oxidationszahl eines Atoms in einem freien Element ist immer Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions ist gleich seiner Ladung. 3. In einer kovalenten Verbindung bekannter Struktur entspricht die Oxidationszahl der Ladung, welche jedes Atom erhält, wenn die bindenden Elektronenpaare vollständig dem elektronegativeren Atom zugeteilt werden. Bei Elektronenpaaren zwischen zwei gleichen Atomen erhält jedes Atom ein Elektron. 4. Die Summe der Oxidationszahlen in einem ungeladenen Molekül ist immer 0. Folie Nr. 14

8 Oxidationszahlen wichtiger Elemente Quelle: H. R. Christen, Grundlagen der allgemeinen und anorganischen Chemie Folie Nr. 15

9 Oxidationszahlen im PSE Quelle: H. R. Christen, Grundlagen der allgemeinen und anorganischen Chemie Folie Nr. 16

10 Ermittlung von Oxidationszahlen (1) Quelle: Basiswissen Schule Chemie Abitur, Duden-Verlag Folie Nr. 17

11 Ermittlung von Oxidationszahlen (2) 6. Die Summe aller OZ der Atome eines Teilchens entspricht der Ladung des betrachten Teilchens. Bei neutralen Molekülen ist die Summe der OZ immer Null, bei Molekülionen entspricht sie der Ionenladung. Quelle: Basiswissen Schule Chemie Abitur, Duden-Verlag Folie Nr. 18

12 Oxidationszahlen Beispiele MgNH 4 PO 4 : bestehend aus Mg 2+ : OZ = +2 (Struvit, Urinstein ) NH 4+ : OZ(ges.) = +1 OZ(H)= +1 x 4 = +4 OZ(N)= - 3 PO 4 3- : OZ(ges) = - 3 OZ(O) = -2 x 4 = - 8 OZ(P) = +5 CaSO 4 : bestehend aus Ca 2+ : OZ = +2 (Gips) SO 4 2- : OZ = - 2 OZ(O) = -2x 4 = -8 OZ(S) = +6 Folie Nr. 19

13 Redoxreaktionen Kennzeichen: Elektronenübertragung vom Reaktionspartner mit der geringeren Ionisierungsenergie auf den Reaktionspartner mit der höheren Elektronenaffinität Oxidation: Elektronenabgabe Erhöhung der Oxidationszahl Reduktion: Elektronenaufnahme Reduzierung der Oxidationszahl Beispiel: Oxidation: Reduktion: 2 Ca( s) 2H ( aq) Ca ( aq) H2( g) Ca Ca 2H 2e 2 2e H 2 Allgemein gilt: Reduktionsmittel Oxidationsmittel + Elektronen Folie Nr. 20

14 Aufstellen einer Redoxgleichung Beispiel: Reaktion von Eisen mit Kupferchlorid Fe + CuCl 2 FeCl 2 + Cu Vorgehensweise: Ermittlung der Oxidationszahlen (Was wird oxidiert, was reduziert?) Aufstellen der Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion Wie viele Elektronen werden übertragen? Ausgleich ggf. mit H + (sauer) oder OH - (basisch) und H 2 O Erstellen der Gesamtreaktionsgleichung Folie Nr. 21

15 Irreversible Reaktionen Oft liegen irreversible, d.h. nicht mehr umkehrbare Reaktionen vor. Wenn der Reaktionspfeil nur in die Richtung der Produkt zeigt, liegt eine irreversible Reaktion vor: z.b. Verbrennungsreaktionen von Holz oder Papier Verbrennung von Methan: CH4 2O2 CO2 2H2O Folie Nr. 25

16 Einstellung des chem. Gleichgewichts Beispiel: Synthese von Ammoniak aus Wasserstoff und Stickstoff N2 3H2 2NH3 ΔH = -92,5 kj Grundlage für das Haber-Bosch-Verfahren zur Synthese von Ammoniak Hinreaktion Rückreaktion Bildquelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr. 26

17 Massenwirkungsgesetz Massenwirkungsgesetz (MWG) zur Beschreibung chemischer Gleichgewichte drückt Beziehung zwischen den Konzentrationen der Edukte und Produkte im Gleichgewichtszustand aus: Hinreaktion: Rückreaktion: A B C D C D A B Bildungsgeschwindigkeit v 1 = k 1 [A] [B] Zerfallsgeschwindigkeit v 2 = k 2 [C] [D] Im Gleichgewichtszustand gilt: v 1 = v 2 k 1 [A] [B] = k 2 [C] [D] C D AB k k K 1 K c : Massenwirkungskonstante, 2 C Gleichgewichtskonstante Folie Nr. 27

18 Anwendung auf Ammoniaksynthese N2( g) 3H 2(g) 2NH3(g) 2 NH N H 2 3 K 3 C 2 oder K P (p p p 3 N 2 NH 3 ) H 2 2 Folie Nr. 28

19 Aussagekraft von K C bzw. K p Die Gleichgewichtskonstante K c bzw Kp gibt Auskunft über die Lage des Gleichgewichts. Die Größe der Konstante liefert wichtige Informationen über die Zusammensetzung des Gleichgewichtsgemisches: K >> 1 Gleichgewicht liegt auf der Seite der Produkte (liegt rechts in der Reaktionsgleichung) K << 1 Gleichgewicht liegt auf der Seite der Edukte (liegt links in der Reaktionsgleichung) Folie Nr. 29

20 Prinzip des kleinsten Zwangs Einfluss von Temperatur und Druck und auf die Gleichgewichtslage: Prinzip des kleinsten Zwangs nach Le Chatelier Quelle: Basiswissen Schule Chemie Abitur, Duden-Verlag Folie Nr. 33

21 Veränderung der Konzentration N 2 3H2 2NH3 ΔH = -92,5 kj Technische Durchführung bei C und MPa: 15-20% Ammoniak Kontinuierlicher Kreislaufprozeß mit laufender Entfernung des Ammoniaks aus dem Gaskreislauf Quelle: Basiswissen Schule Chemie Abitur, Duden-Verlag Folie Nr. 34

22 Säure-Base-Gleichgewichte (1) Jede Säure unterliegt im wässrigen Medium einer elektrolytischen Dissoziation: HA(aq) H (aq) A (aq) K S < 10-4 schwache Säuren, K S > 10-4 mittelstarke Säuren Je größer K S desto stärker die Säure Beispiel Kohlensäure H 2 CO 3 : K S H A HA H CO ( aq) 2 3 H ( aq) HCO 3 ( aq) K S1 4, HCO 3 ( aq) H ( aq) CO 2 3 ( aq) K S2 5, Folie Nr. 36

23 Säure-Base-Gleichgewichte (2) Jede Base unterliegt im wässrigen Medium einer elektrolytischen Dissoziation: B(aq) H O Schwache Base 2 HB (aq) OH Beispiel wässrige Lösung von Ammoniak (aq) K B HB OH B NH 3 (aq) H 2 O NH 4 (aq) OH (aq) NH OH 4 NH 3 K B 1, Folie Nr. 37

24 ph-wert von Salzlösungen Anionen: konjugierte Basen von Säuren (z.b. Cl -, SO 4 ² -, CH 3 COO - ) Kationen: konjugierte Säuren von Basen (z.b. Na +, Mg² +, NH 4+ ) Was geschieht mit dem ph-wert, wenn Salze in Wasser aufgelöst werden? ph-wert ändert sich, wenn das Anion die konjugierte Base einer schwachen Säure, bzw. das Kation die konjugierte Säure einer schwachen Base ist: Anion : Kation : X HB (aq) H O 2 (aq) H O 2 HX(aq) OH B(aq) H O 3 (aq) Folie Nr. 38

25 ph-wert von Salzlösungen - Regeln 1) Anionen starker Säuren beeinflussen den ph-wert einer Lösung nicht, z.b. Cl -, Br -, NO 3-2) Anionen schwacher Säuren erhöhen den ph-wert einer Lösung z.b. Acetat CH3COO -, Cyanid CN - 3) Kationen schwacher Basen senken den ph-wert einer Lösung z.b. NH 4 + 4) Kationen der Alkalimetalle und schweren Erdalkalimetalle ändern den ph-wert nicht, z.b. (Ca² +, Sr² +, Ba² + ) 5) Andere Metallionen verursachen eine Absenkung des ph-werts z.b. Fe 2+, Al 3+ 6) Bei Lösungen mit Anionen schwacher Säuren und Kationen schwacher Basen, dominiert das Ion bei der ph-wert-änderung mit der größeren Gleichgewichtskonstante K S bzw. K B Folie Nr. 39

26 ph-wert von Salzlösungen - Beispiele 1) Was geschieht mit dem ph-wert (steigend oder fallend), wenn Ammoniumchlorid NH 4 Cl in Wasser gelöst wird? 2) Was geschieht mit dem ph-wert (steigend oder fallend), wenn Natriumcarbonat Na 2 CO 3 in Wasser gelöst wird? Folie Nr. 40

27 Löslichkeitsprodukt Feste Stoffe lösen sich nur bis zu einem Maximalwert bei einer bestimmten Temperatur. Wenn der Maximalwert erreicht wird, handelt es sich um eine gesättigte Lösung. Beispiel: Bariumsulfat BaSO 4 (schwer lösliches Salz) Bodensatz und hydratisierte Ionen im Gleichgewicht BaSO 4 (s) Ba 2+ (aq) SO 4 2- (aq) + Löslichkeitsprodukt L BaSO4 = [Ba 2+ ][SO 4 2- ] = 1, mol²/l² [BaSO 4 ] nicht relevant, da großer Überschuss Folie Nr. 41

28 Anwendung des Löslichkeitsprodukts Kesselstein und Wasserhärte Wasser enthält gelöste Salze mit Calcium- und Magnesium-Kationen sowie Kohlendioxid. Wasser mit hohen Calcium und Magnesiumkonzentrationen (Härtebildner) wird als hartes Wasser bezeichnet. Ca (aq) + CO 3 (aq) CaCO 3 (aq) Löslichkeitsprodukt L CaCO3 = [Ca 2+ ][CO 3 2- ] = 4, mol²/l² L MgCO3 = [Mg² + ][CO 3 2- ] = 1, mol 2 /l² Beim Erhitzen von Wasser mit Ca² + und CO 3 2- entsteht unlösliches CaCO 3 Folie Nr. 42

29 Kohlensäuregleichgewichte H 2 O (l) + CO 2 (g) H 2 CO 3 (aq) 2 H + (aq) + CO 3 2- (aq) H + (aq) + HCO 3 - (aq) Beim Erhitzen von Wasser sinkt die CO 2 -Konzentration in Wasser, da die Löslichkeit in wärmerem Wasser abnimmt. Kohlensäure zerfällt dabei in Wasser und Kohlendioxid und wird dabei aus HCO 3 - nachgebildet (Erniedrigung der Protonenkonzentration). Gleichzeitig steigt die CO Konzentration an Mit Ca² + Ausfällung von CaCO 3 Folie Nr. 43

30 Auswirkungen CaCO 3 + H 2 O + CO 2 Ca(HCO 3 ) 2 In kohlendioxidhaltigen Wasser wandelt sich unlösliches Calciumcarbonat in gut wasserlösliches Calciumhydrogencarbonat um (Reaktion nach rechts) Umgekehrt wird beim Erhitzen von calciumhydrogencarbonathaltigem Wasser Kohlendioxid ausgetrieben und es fällt unlösliches Calciumcarbonat aus (Reaktion nach links) Kesselsteinbildung ab Temperaturen über 65 C Folie Nr. 44

31 Galvanische Zelle Eine spontan ablaufende chemische Reaktion setzt Energie frei, die in vielen Fällen als thermische Energie abgegeben wird. Chemische Energie kann aber auch direkt in elektrische Energie umgewandelt werden. Dies geschieht in galvanischen Zellen. Beispiel: Cu/Zn-Element Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) Anode: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e - Oxidation Kathode: Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) Reduktion Erklärung: Zink ist unedler als Kupfer und wird daher oxidiert, wenn Kupfer-Ionen vorhanden sind. Die Kupfer-Ionen werden dabei zu elementaren Kupfer reduziert. Halbzelle Bildquelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr. 46

32 Elektromotorische Kraft EMK Zwischen den Elektroden der Halbzellen besteht eine Potenzialdifferenz, die mit einem Spannungsmessinstrument gemessen werden kann. Diese Spannungsdifferenz wird als Elektromotorische Kraft (EMK) oder Zellspannung bezeichnet. Für jede spontan ablaufende Reaktion ist die Zellspannung per Definition positiv. Abhängigkeiten der EMK ΔE Zelle : - Konzentration der Lösungen - Temperatur - Elektrochemische Reaktionen an Anode und Kathode Beispiel: Cu/Zn-Element bei 25 C und je 1mol/l CuSO 4 - und ZnSO 4 - Lösungen ergeben Standard-EMK von +1,10 V Folie Nr. 47

33 Standard-Redoxpotenziale Festlegung sogenannter Standard-Redoxpotenziale oder Normalpotenziale E für Halbzellen Spannung einer Zelle ergibt sich aus der Differenz der Standard- Redoxpotenziale der Anoden- und Kathodenreaktion: ΔE Zelle = E (Kathode) - E (Anode) Normalpotenzial einer Halbzelle kann nicht direkt gemessen werden, daher Konvention: 2 H + (aq, 1 mol/l) + 2 e - H 2 (g, 1atm) E = 0 V Standard-Wasserstoffelektrode oder Normal-Wasserstoffelektrode Folie Nr. 48

34 Standard-Wasserstoffelektrode Messung des Normalpotenzials des Zn/Zn² + -Halbelements Gemessene Spannung für Zn/Zn² + : 0,76 V Bildquelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr. 49

35 Elektrochemische Spannungsreihe Quelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Folie Nr. 50

36 Stärke Reduktions-/Oxidationsmittel Es gilt: Der Stoff mit der stärksten Neigung zur Aufnahme von Elektronen (F 2 ) ist das stärkste Oxidationsmittel und besitzt das größte positive Standardredoxpotenzial (E = + 2,87 V) Das Lithiumion ist der am schwierigsten zu reduzierende Stoff (hat die geringste Neigung zur Aufnahme von Elektronen) und besitzt somit das kleinste Standardredoxpotenzial (E = -3,05 V) Umgekehrt ist metallisches Li der Stoff, der sich am leichtesten oxidieren lässt. Die elektrochemische Spannungsreihe gibt Informationen über den möglichen Verlauf einer chemischen Reaktion. Ein Oxidationsmittel kann einen anderen Stoff nur dann oxidieren, wenn sein Standardredoxpotenzial größer ist als das Standardredoxpotenzial des oxidierten Stoffes. Folie Nr. 51

37 Elektrochemische Stromerzeugung Die bei chemischen Prozessen frei werdende Energie kann in Form von elektrischer Energie genutzt werden. Es werden drei verschiedene Arten von Stromquellen unterschieden: Nicht wieder aufladbare Primärelemente (Batterien) Wieder aufladbare Sekundärelemente (Akkumulatoren) Brennstoffzellen Bei Primärelementen kann durch Umkehrung der Stromrichtung das Element nicht regeneriert werden. Sekundärelemente lassen sich durch elektrischen Gleichstrom wieder aufladen. Brennstoffzellen können dauerhaft betrieben werden, wenn die Edukte ständig zugeführt werden (Kein Energiespeicher sondern wandler!) Folie Nr. 53

38 Bleiakkumulator Aufbau eines Bleiakkus: Bildquelle: G. Kickelbick, Chemie für Ingenieure Anode: Pb + SO 4 2- PbSO e - Kathode: PbO H + + SO e - PbSO H 2 O Pb + PbO H 2 SO 4 2 PbSO H 2 O Folie Nr. 56

39 NiCd- und NiMH-Akkumulatoren Nickel-Cadmium-Akkumulator (NiCd) Entladen Anode: Cd + 2 OH - Cd(OH) e - Laden Kathode: 2 NiOOH + 2 H 2 O + 2e - 2 Ni(OH) OH - Gesamt: Cd + 2 NiOOH + 2 H 2 O Cd(OH) Ni(OH) 2 Nickel-Metallhydrid-Akkumulator (NiMH) Entladen Anode: MH + OH - M + H 2 O + e - Laden Entladen Kathode: NiOOH + H 2 O + e - Ni(OH) 2 + OH - Laden Entladen Gesamt: MH + NiOOH M + Ni(OH) 2 Laden Entladen Laden Entladen Laden MH: wasserstoffspeichernde Nickellegierung Eigenschaften: Keine Wartung erforderlich Verträgt vollständige Entladung Memory-Effekt (Verringerung der nutzbaren Kapazität) In der EU verboten! Eigenschaften: Frei von giftigem Cadmium Höhere Energiedichte als NiCd Kein Memory-Effekt Niedrigere Zyklenfestigkeit Niedrigere maximale Lade- und Entladeströme Schlechteres Verhalten bei tiefen Temperaturen als NiCd Folie Nr. 57

40 Schaukelstuhl- Prinzip Funktionsprinzip des Lithium- Akkumulators Folie Nr. 59

41 Li-Ionen-Technologie: Elektrochemische Spannungsreihe Unterschiedliche Klemmenspannungen durch Elektrodenkombinationen Positive Elektrode Li-Oxide (LiCoO 2, NCA, NCM) LiFePO 4 3,7 V 3,3 V Berghütte 2,3 V 1,8 V 10 μm Negative Elektrode 1.4 V Li-Titanat 0.2V 0 V Graphit Li-Metall Meerespiegel Deich Folie Nr. 60

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