Modul BCh 1.2 Praktikum Anorganische und Analytische Chemie I

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1 Institut für Anorganische Chemie Prof. Dr. R. Streubel Modul BCh 1.2 Praktikum Anorganische und Analytische Chemie I Vorlesung für die Studiengänge Bachelor Chemie und Lebensmittelchemie Im WS 08/09 Die ins Netz gestellte Foliensammlung soll Sie vom schnellen Mitschreiben entlasten. Sie erspart Ihnen jedoch keinesfalls das Lernen mit Büchern. Die Folien sind nur für Ihren eigenen Gebrauch bestimmt ein Vervielfältigen und Verbreiten ist nicht gestattet. Es sind weiterhin an vielen Stellen absichtlich Auslassungen vorhanden, die von Ihnen zu ergänzen sind.

2 Themenübersicht 1. Die chemische Reaktion 2. Chemie der wässrigen Lösung 3. Säure-Base-Reaktionen 4. Reduktions-Oxidations-Reaktionen 5. Einführung in nasschemische Analysemethoden 6. (Nachweis-)Reaktionen von HGE-Verbindungen (I) 7. (Nachweis-)Reaktionen von HGE-Verbindungen (II) 8. (Nachweis-)Reaktionen von HGE-Verbindungen (III) Folie 1

3 Lewis-Säure-Base-Reaktionen (I) Lewis-Säure-Base-Reaktionen: Im Boran (BH 3 ) hat das Bor-Zentrum sechs Valenzelektronen, d.h. eine Elektronenpaar-Lücke - Boran ist eine Lewis-Säure (Elektronenpaar-Akzeptor)! H H B H H H N H B H H H N H Im Addukt hat das Bor- und das Stickstoff-Zentrum acht Valenzelektronen. H H Im Ammoniak (NH 3 ) hat das Stickstoff-Zentrum ein freies Elektronenpaar - Ammoniak ist eine Lewis-Base (Elektronenpaar-Donator)! Wie wären NH 3, BH 3 und das Addukt nach Brönstedt zu klassifizieren? Folie 2

4 Lewis-Säure-Base-Reaktionen (II) Beispiele für Lewis-Säuren und Lewis-Basen BF 3 F - SO 3 CO 2 O 2- H + OH - und deren Reaktionsprodukte: BF - 4 SO 2-4 [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ H 2 O Deutung nach dem HSAB-Prinzip möglich Bedeutung in der Qualitativen Analyse (!): 2) Darstellung von Schwefelsäure Folie 3

5 Redox-Reaktionen (I) Reduktions- und Oxidations-Definition nach Lavoisier: Oxidation ist das Verbinden einer Substanz mit Sauerstoff. Reduktion ist der Entzug von Sauerstoff aus einer Substanz. Aktuelle Definition: Oxidation ist die Abgabe von Elektronen. Reduktion ist die Aufnahme von Elektronen. Oxidation von A: Reduktion von B: A Red B Ox + n. e - B Red Zur Ermittelung der Anzahl der abgegebenen oder aufgenommenen Elektronen wird die Oxidationszahl verwendet (röm. Ziffern). Folie 4

6 Redox-Reaktionen (II) Beispiele für Reduktions- und Oxidations-Reaktionen nach Lavoisier: Folie 5

7 Redox-Reaktionen (III) Einfache Regeln für das Ermitteln der Oxidationszahl (Angabe in röm. Ziffern über dem Elementsymbol): 1) Die Oxidationszahl eines Atoms im elementaren Zustand ist gleich Beispiele: H 2, F 2, Al, Au oder S 8 2) In Salzen ist die Oxidationszahl identisch gleich der Ionenladung 3) Bei kovalenten Molekülverbindungen erfolgt (virtuell) heteropolare Bindungstrennung (entsprechend den EN-Werten der beteiligten Atome) und die Ox.zahl entspricht dann der fiktiven Ionenladung Folie 6

8 Redox-Reaktionen (IV) Beispiele für das Ermitteln der Oxidationszahl in Molekülen: HCl H 2 CO 3 CO NO 3 - +I -I H Cl +I +IV -II H C O +II -II C O +I +V -II H N O HClO 4 +I +VII -II H Cl O Folie 7

9 Redox-Reaktionen (V) Vergleich: Koordinations-, Oxidationszahl, Ionenladung und formale Ladung NaCl 6 / 6 +I / -I HF 1 / 1 0 / 0 MgO 6 / 6 +II / -II CO 2 1 / 2 0 / 0 H 3 PO 4 1 / 4 / 1 (2) 0 / 0 / 0 HNO 3 1 / 3 / 1 (2) 0 / 0 / 0 Folie 8

10 Redox-Reaktionen (VI) 1) Es sind immer zwei korrespondierende Säure-Base-Paare beteiligt 2) Elektronen-Abgabe und Aufnahme ergeben den Elektronen-Transfer 3) Bei einer Oxidation erhöht sich die Oxidationszahl 4) Bei einer Reduktion erniedrigt sich die Oxidationszahl Oxidationsmittel Reduktionsmittel Elektronen-Akzeptor Elektronen-Donor korresp. Red-Ox-Paar 2 A B n Ox B n+z Red + A m-z Redm + Ox korrespondierendes Red-Ox-Paar 1 Elektronen-Donor Elektronen-Akzeptor Reduktionsmittel Oxidationsmittel Hinreaktion Rückreaktion Folie 9

11 Redox-Reaktionen (VII) Beispiel: Cu + HNO 3 Cu 2+ + NO (nicht ausgeglichen!) 1) Trennung der Redoxpaare und Ermittlung der benötigten Elektronen: 0 Cu +II Cu e - x 3 2) Einstellung der Elektroneutralität durch Verwendung von H 3 O + oder OH - : 4 H 3 O + + NO e - NO 3) Einstellung einer ausgeglichenen Stoffbilanz durch Verwendung von H 2 O: 4) Kombination der Redoxpaare (mit ausgeglichener Elektronenbilanz!): 3 Cu + 8 H 3 O NO 3-3 Cu NO + 12 H 2 O Folie 10

12 Redox-Reaktionen (VIII) Beispiel: Br - + MnO 4 - Mn 2+ + Br 2 (nicht ausgeglichen!) 1) Trennung der Redoxpaare und Ermittlung der benötigten Elektronen: 2) Einstellung der Elektroneutralität durch Verwendung von H 3 O + oder OH - : 16 H 3 O MnO e - 2 Mn H 2 O 3) Einstellung einer ausgeglichenen Stoffbilanz durch Verwendung von H 2 O: Entfällt hier (!?) 4) Kombination der Redoxpaare (mit ausgeglichener Elektronenbilanz!): 16 H 3 O MnO Br - 2 Mn Br H 2 O Folie 11

13 Redox-Reaktionen (IX) Starke Abhängigkeit des Redoxpotentials von MnO 4- vom ph-wert: (E o = +1,51 [V]) E = E o + 0,059 lg [MnO 4- ] [H 3 O + ] 8 5 [Mn 2+ ] Konsequenz: In schwach sauren Lösungen sinkt die Oxidationskraft! ph c(h 3 O + ) [mol/l] E [V]) 0 1 1, , ,85 Konsequenz für die Qualitative Analyse: Selektive Oxidationen von Chlorid, Bromid, Iodid möglich bei präziser ph-werteinstellung! (vgl. B5) Folie 12

14 Redox-Reaktionen (X) Redoxreaktionen mit Schwefelsäure (vgl. B-Versuche) +VI -I -II 0 H 2 SO I - H 2 S + I 2 1) Schritt: Kondensation (Anhydridbildung) 2) Thermischer Zerfall unter intramolekularer Redoxreaktion Redoxreaktion mit Chlorwasser (A37): Im 2. Schritt Bildung der Interhalogenverbindung 0 -I 0 -i 1) Cl Br - Br2 + 2 Cl I +I 2) Cl 2 + Br 2 2 ClBr Folie 13

15 Redox-Reaktionen (XI) Analytisch wichtige Oxidationen (C- und N-Verbindungen): 16 H 3 O MnO C 2 O Mn CO H 2 O H 2 SO 4 + C 2 O 4 2- H 2 C 2 O 4 + SO 4 2- H 2 O + CO + CO 2 In anderen Fällen bewirkt Schwefelsäure aber nur die Bildung/Austreibung einer anderen leichtflüchtigen Säure! (HF (B3), HCl vgl. HBr oder HI!?) Folie 14

16 Redox-Reaktionen (XII) Analytisch wichtige Oxidationen (S-Verbindungen) (A31, 33): H 2 S + H 2 O + I 2 1/8 S I- + 2 H 3 O + 1/8 S 8 + O 2 1/8 SO 2 Vergleiche folgende Reaktionen: SO H 3 O + SO H 2 O H 2 SO 4 + SCN - + H 2 O SO COS + NH 4 + Folie 15

17 Redox-Reaktionen (XIII) +II Disproportionierung: H 2 S 2 O 3 0 Synproportionierung: +V -I ClO Cl H 3 O + 3 Cl H 2 O Synproportionierung (A34): -III +V (NH 4 )NO 3 Redox-Amphoterie: Zeigen Stoffe, die sowohl als Oxidationsmittel wie auch als Reduktionsmittel reagieren können, wie z.b. H 2 O 2 (Wasserstoffperoxid): -I H 2 O 2 -II + 2e - 2 OH - (Oxidationsmittel) Folie 16

18 Redox-Reaktionen (XIV) Oxidationsschmelze (A38): Aktive Spezies: O 2- +V +IV +III +III +IV +VI 3 NO CO Cr 2 O 3 3 NO CO 2, + 2 CrO 2-4 Vergleiche folgende Reaktionen: Saurer Aufschluß (B12): +VI +VI 2 KHSO 4 K 2 S 2 O 7 + H 2 O Soda-Pottasche-Aufschluß (B13): +VI +IV +IV +VI BaSO 4 + Na 2 CO 3 BaCO 3 + Na 2 SO 4 Folie 17

19 Redox-Reaktionen (XV) Bezugspunkt Edle Metalle (E o > 0) Die Spannungsreihe (Standardreduktions- Potentiale): Unedle Metalle (E o < 0) Nichtmetallverbindungen Folie 18

20 Redox-Reaktionen (XVI) S/HS - gutes Reduktionsmittel ph-unabhängiges ph-abhängiges Redoxpotential Folie 19

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