Vorlesung 2. November Gleichgewichte. 18. Säuren und Basen

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1 Vorlesung 2. November Gleichgewichte 18. Säuren und Basen

2 Simulation mit IBM Programm NO = 1 mm, O 2 = 3 mm NO = 1 mm, O 2 = 2 mm NO = O 2 = 1 mm

3 NO = 1 mm, O 2 = 3 mm NO = 2 mm, O 2 = 3 mm NO = 3 mm, O 2 = 3 mm

4 Voraussage Beispiel 17.5 Reaktion: 2 SO 2 + O 2 2 SO 3 Q = [SO ] [SO ] [O ] K = 36.9 L/mol bei 827 K c(so 2 ) = mol in 1 L c(o 2 ) = 0.030,,,, c(so 3 ) = 0.125,,,, Q = 208 L/mol und?? Falls Q > K, zuviel Produkt, Reaktion verlauft nach links Falls Q < K, zuviel Edukt, Reaktion verlauft nach rechts Konzentrationen sind gegeben

5 Heterogene Gleichgewichte Beispiel: CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 K = [CaO(s)] pco [CaCO (s)] 3 2 pco 2 ist der Druck des Kohlendioxid-Gases Was ist [CaO(s)]? Oder [CaCO 3 (s)]? Weil man solche Konzentrationen nicht definieren kann, haben die Feststoffe die Konzentration 1. K = pco 2 bleibt übrig

6 Falls wir nur Gasen betrachten, benutzen wir die Formel für K mit partiellen Drücken statt Konzentrationen, als soeben benutzt. [Gas] in einer Lösung, wie z.b. Wasser, ist proportional zum Druck des Gases. Beispiel: Falls po 2 = kpa, [O 2 ] = 1.3 mm Falls pno = kpa, [NO ] = 1.9 mm 1 atm = kpa, heute benutzen wir für Standardbedingungen: 100 kpa Eine Konzentration von 1 [M] O 2 correspondiert zu einem Druck von ca 7 x 10 2 atm oder 70 MPa!

7 Unterschied zwischen K p und K c ins Buch (wichtig für Gasen) aa + ee xx + zz K x [ X] [ Z] [ ] [ ] x z c ( X) ic ( Z) = = a e c ( A) ic ( E) A E c a e z K p p x z X Z p = a e pa pe pv = nrt, p= (n/v) RT n/v ist Konzentration, im Buch wird c benutzt p = c RT K p = [X] x RT x [Z] z RT z / [A] a RT a [E] e RT e K p = K c (RT) Δn n = x+z-a-e

8 17.4 Prinzip von Le Chatelier Konzentration Zugabe von einem Edukt zu einer Reaktion in Gleichgewicht mehr Produkt Beispiel: H + zu Glgew H + + CH 3 COO CH 3 COOH Druck Erhöhung des Druckes führt zu einer Verschiebung des Gleichgewichts in die Richtung wo weniger Moleküle anwesend sind Beispiel: Ammoniaksynthese, N 2 + 3H 2 2NH 3 Temperatur Die Reaktion CO 2 + H 2 CO + H 2 O ist endotherm Temperaturerhöhung bevorzügt die endotherme Reaktion Zugabe von einem Produkt, Erniedrigung des Druckes und Temperaturerniedrigung...

9 Frage Festes Ammoniumhydrogensulfid (NH 4 SH) wurde bei 24 C in ein evakuiertes Gefäss eingebracht. Nach Einstellung des Gleichgewichts NH 4 SH(s) NH 3 + H 2 S ist der Gesamtdruck im Gefäss 62.2 kpa. Wie gross ist K bei 24 C? Der Druck is verursacht von gleichen Mengen NH 3 und H 2 S. Die Partial- Drucken sind 31.1 kpa. Kp ist das Produkt der Partialdrucken, oder (31.1) 2 kpa 2 Was findet statt, wenn ich mehr NH 4 SH zugebe? den Druck erhöhe mit N 2? NH 3 zugebe? das Gefäss kleiner mache? die Temperatur niedriger mache? Uebungen 17.4 und 17.8, Projektor

10 Schon gesehen: 15.4 Arrhenius-Säuren und Basen Säure: H + Donor, Base, HO Donor H 3 O + Oxonium ist veraltet: Oxidanium, oder Trihydridosauerstoff(1+) HO Oxidanid, Hydroxid ist erlaubt Säure + Base Salz + Wasser (Später kommen noch Definitionen von Brønsted und Lewis, und eine gattungsmässige Definition) Starke Säuren: z.b. HCl, HNO 3, H 2 SO 4, H 3 PO 4 (weniger stark: HSO 4 ) Schwache Säuren: z.b. CH 3 COOH, H 2 PO 4 Sehr schwach: z.b. HPO 4 2

11 15.5 Saure und basische Oxide Nichtmetalloxide sind saure Oxide Metalloxide sind basische Oxide Gruppen 1 und 2 löslich saure Oxid + basische Oxid Salz Nomenklatur von Säuren und Anionen! Oxidochlorat(1 ) vs Chloridooxigenat(1 )

12 18 Säuren und Basen Arrhenius Säure = H + Donor; Base = HO Donor Brønsted-Lowry Säure = H + Donor; Base = H + Akzeptor 18.3 Stärke von Brønsted-Lowry-Säuren und Basen HCl + H 2 O Cl + H 3 O + Säure1 Base 2 Base1 Säure 2 HCl vs H 2 O: HCl ist eine stärkere Säure, weil es sein Hydron an H 2 O abgibt H 2 O ist eine stärkere Base, weil es ein Hydron besser festhalt als Cl Bildung der schwächeren Säure und der schwächeren Base

13 Amphoter Wasser als Beispiel CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO + H 3 O + Wasser akzeptiert ein Hydron, es ist darum eine...? NH 3 + H 2 O NH 4+ + HO Wasser gibt ein Hydron ab, es ist darum eine...? H 2 O ist amphoter

14 18.4 Säurestärke und Molekülstruktur H nicht an O gebunden Wîchtig: Elektronegativität und Grösse Periode: NH 3 < H 2 O < HF Säurestärke nimmt von l nach r zu Gruppe: H 2 O < H 2 S < H 2 Se < H 2 Te,,,,,, o,, u,,

15 Oxidosäuren HOI < HOBr < HOCl HOCl < HOClO < HOClO 2 < HOClO 3 Elektronegativität Cl wird Elektronen entzogen H a XO b pk 2 = pk 1 + 5, pk 3 = pk 2 + 5, usw. pk 1 = 7, falls a = b pk 1 = 2, falls a = b 1 1O! HOCl HOClO, (HO) 2 SO pk 1 = 3, falls a = b 2 (HO) 2 SO 2, HONO 2 pk 1 = 8, falls a = b 3 HOClO 3 2O! 3O! n in Buch ist Zahl =O

16 Noch immer T. 17.2!

17 18.5 Lewis-Konzept Base: Elektronenpaar-Donor, Säure: Elektronenpaar-Akzeptor Beispiel: H 3 Nı, oder H 3 N:, mit BF 3 H 3 N-BF 3 Elektronen-Paar (Prüfungsfrage) Brønsted-Base = Lewis-Base Brønsted-Säure, ist eine von vielen Lewis-Säuren 2 AlCl 3 Al 2 Cl 6 Komplex-Bildung, [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+, Ni(CO) 4 Oktett-Aufweiterung, SiF 4 + 2F Neutralisation einer partiellen positiven Ladung HO + CO 2 HOCO 2

18 Wir schauen nochmals die folgende Reaktion an: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl Die schwächere Brønsted-Base Cl wird durch die stärkere Base H 2 O verdrängt. Der Lewis-Säure H + möchte sich gerne an einem Elektronen-Paar binden, es ist elektrophil. Es hat zwei Möglichkeiten, Cl oder H 2 O. Von diesen zwei ist Wasser mehr nukleophil als Chlorid. Hart liebt hart, weich liebt weich Weich ~ polarisierbar, grosser, der Nukleus erlaubt eine Verformung der Elektronenwolke Hart ~ nicht polarisierbar, kleiner, die Elektronen stehen unter Kontrolle des Nukleus Diese Regel ist in der Literatur bekannt als the HSAB rule, oder the hart and soft acids and bases rule

19 Beispiele in Tabelle 18.3: elektrophil nukleophil Nur horizontale Beziehungen! Beispiel aus der Natur: Galena in Calcit (geologische Nomenklatur!) PbS in CaCO 3, nicht PbCO 3 und CaS! w-w h-h

20 HSAB Prinzip. Stabilitätskonstanten: Trende und Beziehungen zu hard and soft acids and bases Klassifikazion Burgess, J. Ions in Solution: Basic Principles of Chemical Interactions: Chichester: Ellis Horwood Limited; 1988, S. 78.

21 18.6 Lösungsmittelbezogene Säuren und Basen Säure: Base: Eine Substanz, die in der Lösung das charakterische Kation des Lösungsmittel bildet Eine Substanz, die in der Lösung das charakterische Anion des Lösungsmittel bildet Beispiele in T Das Lösungsmittel COCl 2 dissoziert (ganz wenig) in COCl + und Cl ; CaCl 2 in dieser Lösung erhöht die Konzentration von chlorid, und ist darum eine Base. Das Lösungsmittel Ammoniak ist ähnlich wie Wasser: 2NH 3 NH 2 + NH 4 + Die Zugabe von Ammoniumchlorid zu NH 3...?

22 Übung 17.8 Projektor Übung Ordnen Sie nach abnehmender Säurestärke: a) AsH 3, H 2 Se, HBr b) H 2 S, H 2 Se, H 2 Te Übung Interpretieren Sie folgende Reaktionen im Sinne der Lewis-Theorie: a) AuCN + CN [Au(CN) 2 ] b) F + HF FHF d) CS 2 + SH S 2 CSH e) Fe + 5 CO Fe(CO) 5

23 Metall-Ionen können auch Säuren sein! [M(OH 2 ) x ] n+ + H 2 O = [M(OH 2 ) x-1 (OH)] (n-1)+ + H 3 O + Fe(OH 2 ) H 2 O = [Fe(OH 2 ) 5 (OH)] 2+ + H 3 O +, pk S =2.0: Hexa-aquoeisen(III) ist eine Säure! Kennen Sie ein Beispiel einer normalen Säure mit einem pk S von 2? Fe(OH 2 ) 6 3+ hat noch weitere pk S > 2 GrundweileskeinFe(OH 2 ) 6 3+ bei ph 7 gibt. Durch Verbrückung via Hydroxid gibt es eine Fällung. pk S Werten von Metall-ionen: Alkalimetallionen: ca. 14, Erdalkalimetallionen: 12.5 ± 1, Übergangsmetallen, 2+: 8.5 ± 1 Übergangsmetallen, 3+: 3 ± 1 Metallen und Übergangsmetallen: Al 3+, 5.0; Ga 3+, 2.6; Pd 2+, 1.4!