Übungen zur VL Chemie für Biologen und Humanbiologen

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1 Übungen zur VL Chemie für Biologen und Humanbiologen Redoxchemie 1. a) Was beobachten Sie, wenn Sie in getrennten Experimenten einen Eisen-, Kupfer-, Zink- und Goldstab in eine Salzsäurelösung mit c 1 mol/l halten? Argumentieren Sie mit der elektrochemischen Spannungsreihe. b) Was passiert, wenn Sie einen Zinkstab in eine 1 M Silberchlorid-Lösung halten? Was passiert, wenn Sie einen Silberstab in eine 1 M Zinkchlorid-Lösung halten? Geben Sie ggf. Reaktionsgleichungen an und argumentieren Sie mit der elektrochemischen Spannungsreihe. a) Der Eisen- und Zinkstab lösen sich unter Gasentwicklung (Wasserstoff) auf, wohingegen beim Kupfer- und Goldstab nichts passiert. Erklärung: Für die Reaktion H + + e - H wurde in der elektrochemischen Spannungsreihe ein Standardpotential von 0 V festgelegt. Das Standardpotential gilt für Ionenkonzentrationen von 1 mol/l. Die edlen Metalle wie Kupfer und Gold haben ein positives Redoxpotential, d.h. ein höheres als H +. Deshalb können sie nicht durch eine 1 molare H + -Lösung oxidiert werden. Die unedlen Metalle wie Eisen und Zink hingegen haben ein negatives, d.h. niedrigeres Redoxpotential als H +. Deshalb werden sie durch eine 1 molare H + -Lösung oxidiert und gehen in Form ihrer Kationen in Lösung. b) Auf dem Zinkstab scheidet sich elementares Silber ab und Zink geht teilweise in Form von Zn + -Ionen in Lösung. Wenn man einen Silberstab in eine Zinkchlorid-Lösung hält passiert hingegen nichts. Erklärung: Nach der elektrochemischen Spannungsreihe hat Silber ein höheres Redoxpotential als Zink. Deshalb können Silberkationen Zink oxidieren, umgekehrt jedoch nicht. Säuren und Basen, ph-wert Berechnung. Was sagt der ph-wert aus? Beschreiben Sie mit einem Satz und Formel. Der ph-wert gibt den negativen dekadischen Logarithmus der Protonenkonzentration an. lg ( ) 3. Was sagt der poh-wert aus? Wie hängen ph-wert und poh-wert zusammen? Der poh-wert gibt den negativen dekadischen Logarithmus der Hydroxidionenkonzentration an. Die Summe von ph und poh ist 14.

2 4. Was unterscheidet Brønstedt-Säuren und Basen von Lewis-Säuren und Basen? (Die nachfolgenden Übungsaufgaben beziehen sich ausschließlich auf Säuren und Basen nach Brønstedt) Brønstedt-Säuren bzw. Basen sind Protonendonatoren bzw. Protonenakzeptoren. Lewis- Säuren bzw. Basen sind Elektronenakzeptoren bzw. Elektronendonatoren. 5. a) Was unterscheidet starke Säuren bzw. Basen von schwachen Säure bzw. Basen? b) Ist es einfacher den ph-wert einer starken Säure bzw. Base oder einer schwachen Säure bzw. Base zu berechnen? c) Nennen Sie jeweils zwei Beispiele für eine starke Säure und Base und jeweils zwei Beispiele für schwache Säuren und Basen. Geben Sie sowohl Namen als auch Strukturformel an. a) Starke Säuren bzw. Basen dissoziieren vollständig, schwache nur teilweise. b) Es ist einfacher den ph-wert einer starken Säure bzw. Base zu bestimmen. Durch die vollständige Dissoziation ist bei einwertigen Säuren bzw. Basen die Stoffmengenkonzentration gleich der Protonen bzw. Hydroxidionenkonzentration. Bei mehrwertigen Säuren bzw. Basen muss die Protonen bzw. Hydroxidionenkonzentration nur entsprechend multipliziert werden. c) starke Säuren: Salzsäure HCl, Salpetersäure HNO 3 starke Basen: Natronlauge NaOH, Kalilauge KOH schwache Säuren: Essigsäure CH 3 COOH, Ameisensäure HCOOH schwache Basen: Ammoniak NH 3, Triethylamin NEt 3 6. a) Was bedeutet der pk S -Wert und der pk B -Wert einer schwachen Säure bzw. Base? b) Kann man die Basizität einer Base auch durch den pk S -Wert ausdrücken? c) Geben Sie die Formel zur Berechnung des ph-wertes einer schwachen Säure bzw. Base an. a) Der pk S bzw. pk B -Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Dissoziationskonstante K S bzw. K B. Die Dissoziationskonstante beschreibt die Lage des Gleichgewichts zwischen Undissoziierter und Dissoziierter Form.

3 c(h ) c(anion) K c(undissoziierte Säure) pk lg(k ) b) Nicht direkt. Beispiel: Ammoniak Der pk B -Wert beträgt 4,75. Soll der ph-wert bzw. poh-wert einer Ammoniak-Lsg. berechnet werden, so muss dieser Wert verwendet werden. Allerdings gibt es einen Zusammenhang zwischen pk B -Wert einer Base und pk S -Wert der korrespondierenden Säure. Im Falle von Ammoniak ist die korrespondierende Säure das Ammoniumion. Der pk S -Wert von Ammonium beträgt 14 - pk B, also 9,5. c) ((ä)) (()) 7. Berechnen Sie die ph-werte von folgenden wässrigen Lösungen Benötigte Daten: pk S (Essigsäure) 4,75, pk B (Ammoniak) 4,75 (Dass der pks von Essigsäuren gleich dem pkb von Ammoniak ist, ist reiner Zufall!) a) mol/l HCl b) 0.01 mol/l HCl c) 0.1 mol/l HCl d) 1 mol/l HCl e) 1 mol/l HCl (konzentrierte Salzsäure) f) 0.1 mol/l H SO 4 g) 0.01 mol/l Essigsäure h) 1 mol/l Essigsäure i) mol/l NaOH j) 1 mol/l Ammoniak a) 3 b) c) 1 d) 0 e) -1,1 f) 0,7 g) ((ä)) h) ((ä)) i) poh 3 ph 11 j) (()) ph 14,4 11,6, (,), (), () 3,4,4,4

4 8. Wieso gelten die (vereinfachten) Formeln für die ph-wert Berechnung nicht bei sehr hohen Verdünnungen? Nennen Sie einen Grund für starke Säuren (c < 10-6 mol/l) und zwei Gründe für schwache Säuren (c < 10 - mol/l). In beiden Fällen wird die Autoprotolyse von Wasser vernachlässigt. Reines Wasser hat einen ph-wert von 7. Das heißt, wenn in sehr geringen Mengen eine Säuren oder Base zugesetzt wird überwiegt der natürliche Protonen- bzw. Hydroxidionengehalt von Wasser. Im Falle von schwachen Säuren gilt zusätzlich, dass der Dissoziationsgrad in sehr verdünnten Lösungen zunimmt. Dies wurde bei der Herleitung der Formel nicht berücksichtigt. 9. Die Lösungen von Salzen der schwachen Säuren oder Basen sind ebenfalls in der Lage Protonen aufzunehmen bzw. abzugeben. Klassische Beispiele sind Natriumacetat (pk B 9.5) und Ammoniumchlorid (pk S 9.5). a) Formulieren Sie die Reaktion von Natriumacetat bzw. Ammoniumchlorid mit Wasser. b) Welchen ph-wert hat eine Lösung eine 0.1 molare Lösung von Natriumacetat bzw. eine 3 molare Lösung von Ammoniumchlorid in Wasser. a) Natriumacetat + H O Na + + Essigsäure + OH - b) NH 4 Cl + H O NH 3 + Cl- + H 3 O + lg (()) ph 14 5,1 8,9 lg ((h)) 9.5 lg (0,1) 9.5 lg (3) 5,1 4,4 10. a) Was ist ein Puffer? Geben Sie ein Beispiel und erklären Sie weshalb sowohl bei Zugabe kleiner Mengen von starken Säuren als auch Basen sich der ph-wert nur geringfügig ändert. Benutzen Sie Reaktionsgleichungen zur Argumentation. b) Berechnen Sie den ph-wert folgender Pufferlösung mit Hilfe der Henderson- Hasselbalch-Gleichung: Sie stellen eine Lösung nach folgendem Rezept her: 3 ml Essigsäure + 10 g Natriumacetat, dann Auffüllen mit Wasser bis zu einem Gesamtvolumen von 100 ml. Die Dichte von Essigsäure beträgt 1.05 g/ml und der pk S - Wert ist a) Eine Pufferlösung ist eine wässrige Lösung aus schwacher Säure bzw. Base und dem Salz der korrespondierenden Base bzw. Säure. Beispiel: Essigsäure-Natriumacetat-Puffer Bei Zugabe einer starken Base wie Natriumhydroxid entsteht das nur sehr schwach basische Salz Natriumacetat. CH 3 COOH + NaOH CH 3 COONa + HO Bei Zugabe einer starken Säure wie Salzsäure entsteht die schwache Säure Essigsäure.

5 CH 3 COONa + HCl NaCl + CH 3 COOH b) Henderson-Hasselbalch-Gleichung für saure Puffer: (ä) () Zur Berechnung des ph-wertes müssen die Stoffmengenkonzentrationen berechnet werden. 3 ml Essigsäure wiegen 3,15 g. Die molare Masse von Essigsäure ist laut Periodensystem 60 g/mol. Daraus folgt, dass 3,15 g Essigsäure einer Stoffmenge von 0,05 mol entsprechen. Natriumacetat hat eine molare Masse von 8 g/mol. Daraus folgt, dass 10 g Natriumacetat einer Stoffmenge von 0.1 mol entsprechen. Es wird auf 100 ml aufgefüllt. Daraus folgt für die Stoffmengenkonzentrationen: c(essigsäure) 0,05 mol / 100 ml 0,5 mol/l c(natriumacetat) 0,1 mol / 100 ml 1, mol/l 4,75 0,5 1, 5,1 11. Skizzieren Sie die Titrationskurve von 50 ml 0.1 mol/l Schwefelsäure mit 00 ml 0.1 mol/l Ammoniak. Folgende Punkte der Kurve sollten deutlich gekennzeichnet sein. a) Startpunkt. Welcher ph-liegt vor Beginn der Titration vor? b) Äquivalenzpunkt. Welcher ph-liegt vor? (pk S (Ammoniumsulfat) 9,5) c) Neutralpunkt. Nach wie viel ml Ammoniak beträgt der ph-wert exakt 7? d) Endpunkt. Welcher ph-liegt nach Zugabe der gesamten 00 ml Ammoniak vor? e) Liegt im Laufe der Titration ein Puffersystem vor? Wenn ja, kennzeichnen Sie den Pufferbereich. a) c(h SO 4 ) 0.1 mol/l ph 0,7 b) Nach Zugabe von 100 ml Ammoniak ist der Äquivalenzpunkt erreicht. Am Äquivalenzpunkt wurden alle Schwefelsäureprotonen durch Ammoniak neutralisiert. H SO 4 + NH 3 (NH 4 ) SO 4 Am Anfang der Titration liegen n c V 0.1 mol/l 0,05 L 0,005 mol Schwefelsäure vor. Aus der Reaktionsgleichung wird ersichtlich, dass nach Zugabe von zwei Äquivalenten Ammoniak ebenfalls 0,005 mol Ammoniumsulfat-Salz vorliegt. Nach Zugabe von 100 ml Ammoniak-Lösung beträgt das Gesamtvolumen der Lösung 150 ml. Folglich ist die Konzentration von Ammoniumsulfat c n/v 0,005 mol / 0,15 L 0,03. Ammoniumsulfat ist ein sehr schwach sauer wirkendes Salz mit einem pk S -Wert von 9,5.

6 lg (()) 9.5 lg (0,03) 5,4 Der Äquivalenzpunkt liegt bei dieser Titration also NICHT im Neutralen bei ph 7, sondern bei ph 5,4. c) Bei ph 7 liegt eine Mischung von Ammoniak und Ammoniumsulfat vor, ein basischer Puffer. Deshalb wird zur Berechnung des ph bzw. poh die Henderson-Hasselbalch- Gleichung verwendet. () () 7, 14 () 74,75 () () (),5 () () 0,0056 Sowohl Base als auch Salz befinden sich immer im gleichen Volumen. Deshalb entspricht das Konzentrationsverhältnis gleich dem Stoffmengenverhältnis. Die Stoffmenge an Salz steigt nach Erreichen des Äquivalenzpunktes nicht mehr an und beträgt konstant n 0,005 mol. So kann die Stoffmenge an Base berechnet werden, die zugegeben werden muss, um ph 7 zu erreichen. () () 0,0056() 0,005 ()0,00008 mol Die Konzentration von Ammoniak beträgt 0,1 mol/l. Daraus folgt, dass über den Äquivalenzpunkt hinaus V n/c 0,00008 mol / 0,1 mol/l 0,0008 L 0,8 ml Ammoniak hinzugegeben werden müssen, um den Neutralpunkt zu erreichen. Insgesamt müssen 100,8 ml Ammoniak zugegeben werden, um den Neutralpunkt bei exakt ph 7 zu erreichen. d) Auch hier liegt eine Mischung aus Base und Salz der korrespondierenden Säure vor. Es wird die Henderson-Hasselbalch-Gleichung verwendet. () () Welche Konzentrationen liegen nach Zugabe der gesamten 00 ml vor?

7 0,005 mol Ammoniumsulfat in 50 ml c(ammoniumsulfat) 0,0 mol/l 00 ml Ammoniak der Konzentration 0,1 mol/l enthalten 0,0 mol Ammoniak. 0,005 mol dieser Menge wurden jedoch für die Neutralisation der Schwefelsäure verbraucht. Es verbleiben 0,015 mol Ammoniak in der Lösung. Das Endvolumen nach der Titration beträgt 50 ml. Die Konzentration von Ammoniak ist folglich c(ammoniak) 0,015 mol/50 ml 0,06 mol/l. () () 4,75 (0,06) (0,0) 4,75 0,484,3 ph 14 poh 14 4,3 9,7 e) Ja, nach überschreiten des Äquivalenzpunktes liegt ein basischer Ammoniak-Ammonium- Puffer vor. Der Pufferbereich ist als ph pk S der korrespondierenden Säure (im Falle von sauren Puffern natürlich poh pk B der korrespondierenden Base) ±1 definiert. In diesem Fall ist der Pufferbereich also ph 9,5±1. Die Skizze kann aus technischen Gründen leider nicht in der Lösung dargestellt werden. 1. Mit Hilfe von ph-indikatorfarbstoffen können gewisse ph-wert Änderungen optisch verfolgt werden. a) Wie funktioniert ein Indikatorfarbstoff? (Grundprinzip, ohne Strukturformeln) b) Welcher Indikator eignet sich, wenn der Äquivalenzpunkt der Titration aus Aufgabe 10 erfasst werden soll? (Tabelle von Indikatoren im Vorlesungsskript) c) Welcher Indikator eignet sich, wenn der Neutralpunkt der Titration aus Aufgabe 10 erfasst werden soll? (Tabelle von Indikatoren im Vorlesungsskript) a) Indikatorfarbstoffe sind organische Moleküle, die selbst befähigt sind Protonen aufzunehmen oder abzugeben. Dies geschieht bei einem spezifischen ph-wert und geht mit einer Farbänderung des Moleküls einher (konjugiertes pi-system wird vergrößert oder verkleinert Farbänderung). b) Der Äquivalenzpunkt der Titration von Aufgabe 10 lag bei ph 5,4. Methylrot hat seinen Umschlagspunkt genau in diesem ph-bereich (4,4-6,) und wäre gut geeignet. Am Äquivalenzpunkt ist ein Farbumschlag von rot nach gelb zu beobachten. c) Der Neutralpunkt ist immer bei ph 7. Hierfür eignet sich Bromthymolblau (Umschlagsbereich 6,-7,6). Am Neutralpunkt ist ein Farbumschlag von gelb nach blau zu beobachten.

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