7. Chemische Reaktionen

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1 7. Chemische Reaktionen 7.1 Thermodynamik chemischer Reaktionen 7.2 Säure Base Gleichgewichte

2 Grundlagen Lösung: homogene Phase aus Lösungsmittel und gelösten Stoff Lösungsmittel liegt im Überschuss vor Beispiele wässriger Lösungen: NaCl Na 2 CO 3 C 2 H 5 OH Glucose Salzlösungen Flüssigkeiten molekularer Feststoff CO 2 NH 3 Gase O 2

3 7. Chemische Reaktionen 7.1 Thermodynamik chemischer Reaktionen 7.2 Säure Base Gleichgewichte Was ist eine Solvathülle? Qualitative Bestimmung von Säure- und Basestärken Lösungen: Was sind Elektrolyte und Nicht-Elektrolyte? Was sind Säuren und Basen? Was ist ein Ampholyt? Wie reagieren die Salze von Säuren und Basen? Quantitative Bestimmung von Säure- bzw. Basestärken

4 Stoffmengenangaben in Lösungen Konzentration c = Stoffmenge der gelösten Substanz Volumen der Lösung = n V mol/l Molenbruch x i = Stoffmenge der gelösten Substanz Gesamtstoffmenge = n i n i Volumenprozent Vol.% = Volumen einer Komponente Gesamtvolumen 100 = % Masseprozent Gew.% = Masse einer Komponente Gesamtmasse 100 = % Molalität c m = Stoffmenge der gelösten Substanz Masse des Lösungsmittels = mol/kg

5 Stoffmengenangaben in Lösungen Masseprozent: 40 g (NaCl) Gew. % = x 100 = 4 Gew. % 40 g NaCl 1000 g (Lösung) 960 g H 2 O Molalität: M(NaCl) = g mol -1 n(nacl) = mol c m = mol kg = mol kg -1 Konzentration: ρ(25 C) = g cm L für 1000 g Lsg. c = mol L = mol L -1

6 Säure Base Theorie Definition nach BRÖNSTEDT (1923) Säuren: Stoffe, die H + - Ionen (Protonen) abgeben; Protonendonatoren Basen: Stoffe, die H + - Ionen aufnehmen; Protonenakzeptoren HCl H + + Cl - NH 3 + H + NH 4 +

7 ph und poh Definition ph = - log c(h 3 O + ) poh = - log c(oh - ) pk W = ph + poh = 14 bei T = 25 C Für reines Wasser bei T = 25 C: c(h 3 O + ) = c(oh - ) = K W = 10-7 mol L -1 ph = poh = 7 ph < 7 ph = 7 ph > 7 Lösung reagiert sauer Lösung reagiert neutral Lösung reagiert basisch (alkalisch)

8 Einteilung von Säure- und Basestärken Säure wird stärker pk S pk B HClO 4 / ClO HCl / Cl H 2 SO 4 / HSO H3O + / H 2 O HF / F CH 3 COOH / CH 3 COO NH + 4 / NH H 2 O 2 / HO H 2 O / OH sehr starke Säuren pk S < 0 starke Säuren 0 < pk S 4 schwache Säuren 4 < pk S 10 sehr schwache Säuren 10 < pk S 14 sehr sehr schwache Säuren pk S >14

9 Nivellierungs Effekt Sehr starke Säuren werden in wässrigen Systemen vollständig in H 3 O + überführt, so dass die stärkste wirkende Säure im wässrigen System H 3 O + ist. Nivellierung HClO 4 + H 2 O H 3 O + + ClO 4 - HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - kein Unterschied zwischen HCl und HClO 4 Sehr starke Basen werden in wässrigen Systemen vollständig in OH - überführt, so dass die stärkste wirkende Base im wäßrigen System OH - ist. Nivellierung

10 ph Wert Berechnung HA + H 2 O H 3 O + + A - K S = c(h 3 O + ) c(a - ) c(ha) sehr starke Säuren: ph = - log c HA 0 ( pk S < 0 ) (K starke Säuren: c(h 3 O + ) = - + S ) 2 + K S c 0 HA ( 0 < pk S 4) 2 4 K S schwache Säuren: ph = ½ ( pk S log c HA0 ) (4 < pk S 10)

11 poh Wert Berechnung sehr starke Basen: poh = - log c B 0 ( pk B < 0 ) (K starke Basen: c OH -=- + B ) 2 + K B c 0 B ( 0 < pk B 4) 2 4 K B schwache Basen: poh = ½ ( pk B log c B0 ) (4 < pk B 10) Beispiel: NH 3 Lsg. NH 4+ / NH 3 pk B = 4.75 ( 4 < pk B 10 ) poh = ½ ( 4.75 log 10-3 ) = 3.88 ph = 14 poh = 10.12

12 7. Chemische Reaktionen 7.1 Thermodynamik chemischer Reaktionen 7.2 Säure Base Gleichgewichte Was ist eine Solvathülle? Qualitative Bestimmung von Säure- und Basestärken Lösungen: Was sind Elektrolyte und Nicht-Elektrolyte? Was sind Säuren und Basen? Was ist ein Ampholyt? Wie reagieren die Salze von Säuren und Basen? Quantitative Bestimmung von Säure- bzw. Basestärken

13 ph Wertberechnung von Salzen neutrale Salze: starke Säure und starke Base saure Salze: starke Säure und schwache Base ph = ½ ( pk S log c 0 Salz ) basische Salze: schwache Säure und starke Base poh = ½ ( pk B log c 0 Salz ) Was passiert bei der Lösung von Salzen, die durch Reaktion einer schwachen Säure und einer schwachen Base gebildet wurden?

14 Protolysereaktion von Salzen Reaktion ph- Wert HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + sauer HAc + H 2 O Ac - + H 3 O + sauer Al 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O 2 [AlOH] 2+ +3SO H 3 O + sauer NH 4 Cl + H 2 O NH 3 + Cl - + H 3 O + sauer NaCl + H 2 O Na + + Cl - + H 2 O neutral NaAc + H 2 O HAc + Na + + OH - basisch Na 2 CO 3 + 2H 2 O CO 2 + H 2 O +2Na + + 2OH - basisch

15 Protolyse von Salzen MeA n + H 2 O Me n+ + A n- + H 2 O H 2 O + Universalindikator + Al 2 (SO 4 ) 3 NH 4 Cl NaAc Na 2 CO 3 NaCl 2[Al(H 2 O) 5 OH] SO H 3 O + sauer NH 3 + Cl - + H 3 O + sauer Na + + Cl - + H 2 O neutral HAc + Na + + OH - basisch CO 2 + H 2 O + 2 Na OH - basisch

16 Ammoniak- Springbrunnen sehr gute Löslichkeit in Wasser (1 Liter Wasser löst bei 20 C 702 Liter NH 3 ) NH 3 -Gas H 2 O mit Bromthymolblau angefärbtes Wasser

17 Bestimmung des ph-wertes 1. visuelle Methoden: Indikatorpapiere Indikatorlösungen 2. instrumentelle Methoden: elektrochemische ph-messung

18 Natürliche Indikatoren R. Boyle, Beispiel: Cyanidin aus Rotkohl Farbänderung durch stufenweise Deprotonierung R = Zuckerreste 2. Beispiel: Orcein aus Flechten Säureeinwirkung färbt blaues (Rocella tinctoria) Lackmuspapier (bzw. -Lösung) Salzsäure Wasser Natronlauge

19 Farbindikatoren HInd + H 2 O H 3 O + + Ind - Farbe 1 Farbe 2 c H K 3 O S + = c = K Ind S - c c c c H HInd 3 HInd Ind O - + ph = pk S + lg c c Ind HInd - ph = pk S ± 1

20 Säure Base Indikatoren HInd + H 2 O H 3 O + + Ind -

21 Umschlagfarben verschiedener Indikatoren H + OH - Methylrot H + OH - Methylorange H + OH - Phenolphthalein H + OH - Tashiro H + OH - Universalindikator H + OH - Bromkresolgrün

22 Potenziometrische Endpunkterkennung mittels Glaselektrode I Arbeitselektrode: Silberdraht/AgCl Pufferlösung mit definiertem ph-wert (7,0) ph-sensitiver Glaskörper (Glasmembran) Referenzelektrode: Silberdraht/AgCl Referenzlösung KCl (0,1 mol/l) poröse Trennwand

23 Glaselektrode

24 Titrierautomaten

25 Quantitative Bestimmung von ph Werten ( Titration ) Maßanalyse bzw. Volumetrie: 1) Bei der Maßanalyse wird eine Lösung unbekannter Zusammensetzung mit einer Lösung genau bekannter Konzentration titriert, bis ein Indikator den Endpunkt (Äquivalenzpunkt) anzeigt. 2) Stoffmengenberechnung durch Kenntnis der umgesetzten Mengen. Voraussetzung: Chemische Reaktion ist wohldefiniert. Verfahren: a) Säure Base Titration b) Fällungstitration c) Redox Titration d) Komplexometrie

26 Analysenmethode Titration HCl + NaOH H 2 O + NaCl Maßlösung mit genau bekannter Konzentration: NaOH mit c = 0,1 mol/l V NaOH = 23,5 ml ÄP: n HCl = n NaOH mit n = c V gilt: c HCl V HCl = c NaOH V NaOH cnaoh V chcl= V HCl NaOH 0,1mol/l 0,0235l c HCl = 0,025l c HCl = 0,094 mol/l Lösung mit unbekannter Konzentration: HCl + geeigneter Indikator (Tashiro) V HCl = 25 ml Umschlag ph = 5,6-7,0 grau

27 Titration der starken Säure HCl mit der starken Base NaOH ph- Wert Umschlagbereich Methylrot Zugegebenes Volumen NaOH in ml 3 Äquivalenzpunkt

28 Titration von starken Säuren und starken Basen starke Säure mit starker Base starke Base mit starker Säure

29 Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base 1 ph = Anfangspunkt = Äquivalenzpunkt = Endpunkt = Pufferpunkt ( t = ½) = Pufferbereich Neutralisation / %

30 Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base Näherung: ohne Berücksichtigung der Volumensänderung (V = konst.) Neutralisationsreaktion: HAc + NaOH NaAc + H 2 O Vorlage: c 0 HAc = 1 mol L- 1 HAc / Ac - pk S = 4.75 (pk B = 9.25) Bürette: c NaOH = 1 mol L Anfangspunkt ph = ½ ( pk S log c 0 HAc ) 2.4

31 Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base 2 Äquivalenzpunkt n eq NaOH = n0 HAc c eq NaAc = 1 mol L- 1 (vollständige Umsetzung HAc) (für V = konst. vgl. Näherung) ph = 14 ½ ( pk B log c eq NaAc ) 9.4 (NaAc ist basisch) 3 Endpunkt c OH - c NaOH (NaOH im Überschuß) poh = - log c NaOH = 0 ph = 14

32 Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base 4 Pufferpunkt t = ½ (50 % der HAc wurden umgesetzt) c Ac - = 1 c HAc K S = c Ac -. c H3 O + c HAc c HAc c H3 O + = K S c Ac - ph = pk S + log c Ac - c HAc Konvention: log c Salz c Säure ph = pk S (am Pufferpunkt) ph = pk S 1 (Pufferbereich)

33 ph- Wert von Puffersystemen Puffer sind Lösungen, die auch bei Zugabe größerer Mengen Säure oder Base ihren ph- Wert nur wenig ändern. Sie bestehen aus einer schwachen Säure bzw. Base und deren jeweiligem Salz. Wirkungsweise einer Pufferlösung z.b. Essigsäure / Natriumacetat ( HAc / NaAc ) Wegfangen von H 3 O + : H 3 O + + Ac - Wegfangen von OH - : OH - + HAc HAc + H 2 O Ac - + H 2 O z.b. Ammoniak / Ammoniumchlorid ( NH 3 / NH 4 Cl ) Wegfangen von H 3 O + : H 3 O + + NH 3 Wegfangen von OH - : OH - + NH 4 + NH H2 O NH 3 + H 2 O

34 Berechnung des ph Wertes von Pufferlösungen HA + H 2 O H 3 O + + A - ph = pk S + log [ A - ] [ HA ] Henderson Hasselbalch Gleichung die Pufferkapazität hängt ab vom Verhältnis [ A - ] [ HA ] = [ Salz ] [ Säure ] [ A - ] [ HA ] [ A - ] [ HA ] [ A - ] [ HA ] = 1 : 1 ph = pk S größte Pufferwirkung = 10 : 1 ph = pk S + 1 = 1 : 10 ph = pk S -1

35 Titration der 0.1M Phosphorsäure mit NaOH 1) H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO H3 O + pk S1 = ) H 2 PO H2 O HPO H 3 O + pk S2 = ) HPO H 2 O PO H 3 O + pk S3 = 12.32

36 Richtige Indikatorauswahl I pk Ind1 = ½(pK 1 + pk 2 ) = ½(1,96 + 7,12) = 4,54 Bromkresolgrün (4,67) pk Ind2 = ½(pK 2 + pk 3 ) = ½(7, ,32) = 9,72 Thymolphthalein (10,0)

37 Auswahl des geeigneten Indikators

38 Richtige Indikatorauswahl II geeignet geeignet geeignet geeignet

39 ph-skala und Indikatoren saurer Bereich Neutralpunkt basischer Bereich Lackmus Methylorange Thymolphthalein Phenolphthalein Bromkresolgrün Methylrot Tashiro

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