Themen heute: Säuren und Basen, Redoxreaktionen

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1 Wiederholung der letzten Vorlesungsstunde: Massenwirkungsgesetz, Prinzip des kleinsten Zwangs, Löslichkeitsprodukt, Themen heute: Säuren und Basen, Redoxreaktionen Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 45

2 1) Arrhenius: Säure-/Base-Definitionen Eine Säure HA bildet in Wasser Hydronium-Ionen H O und Basen Hydroxid-Ionen OH - Beispiele: HCl H O Cl - H O NaOH Na OH - ) Brønstedt-Lowry: Säuren sind Stoffe, die H -Ionen abspalten (Protonendonatoren), Basen sind Stoffe, die OH - -Ionen abspalten bzw. H -Ionen aufnehmen (Protonenakzeptoren). Beispiele: HCl Cl - H (Säure-Base-Paar I) Säure konjugierte Base Proton H O H H O (Säure-Base-Paar II) konjugierte Base Proton Säure Protolysereaktionen sind chemische Reaktionen, bei denen H -Ionen übertragen werden: Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 46

3 Jede Säure als Protonendonator braucht einen Protonenakzeptor. Gleiches gilt sinngemäß für Basen. Die Base A -, die durch eine Protonenabgabe aus der Säure HA entstanden ist, wird als korrespondierende (oder konjugierte) Base der Säure HA bezeichnet. Ebenso ist BH die konjugierte Säure der Base B. Säure und Base in einer Reaktion bilden zusammen ein Säure-Basen-Paar. Je leichter eine Säure ihr Proton abgibt (je stärker sie ist), umso schwächer ist folglich ihre konjugierte Base. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 47

4 Säure 1 konjugierte Base Säure konjugierte Base 1 HCl H O H O Cl - H SO 4 H O H O HSO - 4 HSO - 4 H O H O SO - 4 NH 4 H O H O NH HCO - H O H O CO - H O H O H O OH - Um beschreiben zu können, wie groß die Menge an gebildeten Hydroniumionen ist, benötigt man das Massenwirkungsgesetz. Organische Säuren, Aminosäuren Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 48

5 Auf Säue-Base-Reaktionen angewendet lautet das Massenwirkungsgesetz (z.b. für) HCl H O Cl - H O K = [ H O ] [ Cl ] [ HCl] [ H O] Da für verdünnte Systeme die Konzentration des Wassers [H O] als konstant angesehen werden kann, gibt es für jede Säure eine Säurekonstante (acidity constant) (Stoffkonstante) K a : CH COOH(aq) H O(l) CH CO (aq) H O (aq) K a = [ H O ] [ Cl ] [ HCl] K a NH = 4 a(h O a(ch (aq) H ) a(ch O(l) CO COOH) NH ) (aq) H O (aq) K a = a(h O a(nh ) a(nh Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 49 4 ) )

6 Werte für K a fallen in den Bereich von K a = 5,6*10-10 (für NH 4 ) bis 0.16 (für HIO ), daher werden häufig die dekadischen Logarithmen angegeben: pk a = -lg K a Starke Säuren liegen in wässriger Lösung stark (vollständig) dissoziiert vor. Sie haben einen pk S < 0 (z.b. HCl mit pk S = -7.0). Schwache Säuren liegen in wässriger Lösung nur schwach (unvollständig) dissoziiert vor. Sie haben einen pk S > 0 (z.b. Essigsäure mit pk S = 4.75). Je größer der Wert von K S -Wert um so stärker dissoziiert eine Säure in Wasser. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 50

7 pk a1 pk a pk a Essigsäure (CH COOH) 4,75 Ammonium-Ion (NH 4 ) 9,5 Kohlensäure (H CO ) 6,7 10,5 Phosphorsäure (H PO 4 ),1 7,1 1,67 Spezialfall Wasser: kann sowohl Säure als auch Base sein: Autoprotolyse des Wassers Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 51

8 Ein Spezialfall ist die Autoprotolyse des Wassers. Wasser dissoziiert in geringem Masse zu H O und OH -. H H O O H OH O H H O O OH (Autoprotolyse) (Neutralisation) Die zu Wasser konjugierte Säure H O wird Hydronium-Ion genannt (andere Schreibweisen: H, H (aq)). Die zu Wasser konjugierte Base OH - heißt Hydroxid-Ion. Gleichgewichtskonstante K = [H O [H ][OH O] ] Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 5

9 Die Konzentration von Wasser kann hier wie auch in verdünnten Lösungen als konstant angenommen werden. Man kann daher eine neue Konstante K w definieren: K K[HO] = [HO W ][OH = Ionenprodukt des Wasser ] Der Wert beträgt bei 5 C: K w = M Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 5

10 Bestimmung z.b. durch Leitfähigkeitsmessungen an hochreinem Wasser! In reinem Wasser sind pro Liter 10-7 mol H O -Ionen und 10-7 mol OH Ionen vorhanden. Rein rechnerisch heißt das, dass in ca. 556 Millionen Wassermolekülen genau ein H O und ein OH - Ion zu finden ist. Angenommen man mischt nach diesem Verhältnis einen hebräischen Buchstaben mit 556 Millionen lateinischen Buchstaben. Das vorliegende Skript (komplett) bis hierher enthält ca Buchstaben auf 54 Seiten. Legt man das Skript 4847 mal aneinander, was Seiten entspricht, so würde sich unter dieser Anzahl von Buchstaben genau einmal der hebräische Buchstabe finden lassen. Die Anzahl der Hydroxid- und Hydroniumionen in reinem Wasser ist also verschwindend klein. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 54

11 Relevanz? Im menschlichen Blut findet man eine c(h O ) von ca. 4,0*10-8 mol/l. Ein Anstieg auf über 4.5*10-8 mol/l oder ein Abfall auf unter.5*10-8 mol/l hat lebensbedrohliche Folgen für den menschlichen Organismus. Kleine Effekte, große Wirkung. In wässrigen Systemen, die Säuren oder Basen enthalten, wird die Gesamtkonzentration an H O -Ionen durch den ph-wert angegeben! Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 55

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13 Versuch Rotkohlindikator Amoniak Stoffprobe Natronlauge Natriumhydrogencarbonat Leitungswasser Mineralwasser Dest. Wasser Apfelsaft Salzsäure Farbe Gelb Grün Blau Lila Violett Pink Rosa Rot Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 57

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15 Puffersysteme Puffer sind Lösungen, die bei Zusatz von Säuren und Basen den ph-wert weitgehend konstant halten. Pufferlösungen enthalten immer ein schwaches korrespondierendes Säure/Base-Paar, idealerweise im Konzentrationsverhältnis von 1:1. Beispiel: Mischung aus Essigsäure Natriumacetat oder Ammoniak Ammoniumchlorid Berechnung der ph-werte von Pufferlösungen mittels der Henderson-Hasselbach Gleichung: ph = pk S lg c( A ) c( HA) Puffersysteme spielen im menschlichen Blut eine sehr wichtige Rolle! Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 59

16 Redoxreaktionen Photosynthese: Erster Schritt: Gewinnung chemischer Energie, gespeichert in ADP Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 60

17 Redoxreaktionen Redoxreaktionen sind chemische Vorgänge, bei denen Elektronen von einem Reaktionspartner auf einen anderen übertragen werden. Dabei ändern sich die Oxidationszahlen! Fe 0 0 O 0 0 S O 0 CuO H 0 4 C 0 S O 0 Mg O MgO Oxidation von Magnesium 1 Cu H Fe C O O Oxidation von Schwefel Reduktion von Eisenoxid Reduktion von Kupferoxid Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 61

18 Bei einer Oxidation werden Elektronen abgegeben: 0 Mg Mg e 0 S 4 4 S 4e Bei einer Reduktion werden Elektronen aufgenommen: Fe e 0 Fe Cu e 0 Cu Eine Oxidation ist immer mit einer Reduktion verbunden und umgekehrt. Man spricht dann von einer Redoxreaktion: Na Oxidation Reduktion Na e Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 6

19 Vergleichbar zu Säure-Base-Paaren entstehen so korrespondierende Redoxpaare: Na Oxidation Na e Cl e Reduktion Cl Na Cl NaCl Redoxreaktionen sind Elektronenübergangsreaktionen: Oxidation Elektronenabgabe Gibt ein Teilchen Elektronen ab, spricht man davon, dass es oxidiert wird. (Bei der Oxidation werden Elektronen obdachlos.) Reduktion Elektronenaufnahme Nimmt ein Teilchen Elektronen auf, so wird es reduziert. Oxidationsmittel Elektronenakzeptor Stoffe, die andere Stoffe oxidieren bezeichnet man als Oxidationsmittel. Da sie von den anderen Stoffen zwangsläufig Elektronen aufnehmen, werden sie selbst reduziert. Reduktionsmittel Elektronendonator Stoffe, die andere Stoffe reduzieren, bezeichnet man als Reduktionsmittel. Da sie zwangsläufig an die anderen Stoffe Elektronen abgeben, werden sie selbst oxidiert. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 6

20 Beispiel einer Redoxreaktion: Reaktion von Kupfer mit Salpetersäure: Summe der abgegebenen Elektronen = Summe der aufgenommenen Elektronen Cu NO 8 H Cu 8 HNO Cu Cu(NO NO 4 H ) O NO 4 H O Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 64

21 Die Elemente und Verbindungen haben eine unterschiedlich hohe Tendenz Elektronen abzugeben oder aufzunehmen (ein unterschiedlich hohes Oxidations- bzw. Reduktionsvermögen) (vergleichbar Säurestärke) Zunehmende Tendenz der Elektronenabgabe, zunehmende reduzierende Wirkung reduzierte Form oxidierte Form e - Na Na 1 e - Zunehmende Zn Zn e - Tendenz der Elektronenaufnahme; Fe Fe e - H zunehmende H O H O e - oxidierende I - I e - Wirkung Cu Cu e - Fe Fe 1 e - Br - Br e - Cl - Cl e - Versuch Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 65

22 Die Oxidations-/Reduktionskraft wird durch elektrochemische Potentiale ausgedrückt, die relativ zu dem Potential der Normal-Wasserstoffelektrode (Pot. = 0 V) angegeben. Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 66

23 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 67

24 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 68

25 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 69

26 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 70

27 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 71

28 Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 7

29 Elektrische Spannungsquellen: Batterien Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 7

30 Pb (s) SO - 4 PbO (s) SO H e - Pb (s) PbO (s) H SO 4 Der Blei-Akku Entladen Laden PbSO 4 (s) e - PbSO 4 H O PbSO 4(s) H O Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr. Martin Köckerling 74