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. r.streubel@uni-bonn.de

2 Themenübersicht 1. Die chemische Reaktion 2. Chemie der wässrigen Lösung 3. Säure-Base-Reaktionen 4. Reduktion-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 Säure-Base-Reaktionen (I) Solvenstheorie (allg.): Säuren dissoziieren zum lösungsmitteleigenen Kation (oder bilden es durch Reaktion). Basen dissoziieren zum lösungsmitteleigenen Anion (oder bilden es durch Reaktion). Wasser: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Ammoniak: NH 3 + NH 3 NH NH 2 - Chlorwasserstoff und Wasser: Natriumhydroxid und Wasser: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - NaOH + H 2 O Na + + OH - Folie 2

4 Säure-Base-Reaktionen (II) Säure-Base-Theorie von Arrhenius (1887): Säuren dissoziieren in Wasser zu einem Proton (H + ) und einem Säurerest. Basen dissoziieren in Wasser zu Hydroxid (OH - ) und einem Metallkation. Allg.: Die Reaktion einer Säure mit einer Base unter Bildung des (gelösten) Salzes und des Lösungsmittels bezeichnet man als Neutralisation. H 3 O + + OH - + Na + + Cl - 2 H Na + + Cl - 2 O + H 3 O + + OH - H 2 O + H 2 O Säure-Base-Theorie von Brönstedt (1923): Folie 3

5 Säure-Base-Reaktionen (III) Säure-Base-Theorie von Broenstedt (1923) (Definition gemäß Funktionalität) Protonen-Abgabe und Aufnahme ergeben zus. einen Protonen-Transfer, d.h. eine Säure-Base-Reaktion unter Bildung einer neuen Säure und Base (vgl. A17)! H 2 O + Säure 1 korresp. Säure-Base-Paar 2 Base 2 Säure 2 H 2 O H 3 O + + OH - korrespondierendes Säure-Base-Paar 1 Base 1 Folie 4

6 Säure-Base-Reaktionen (IV) Das Proton im Wasser!? Das freie Proton (H + ) gibt es nicht in Lösungen! In Wasser gibt es nur das Oxonium und seine Hydrate (Hydroniumionen) H 3 O + aq Summenformel: Lewis-Strukturformel: Allgemein: Bestimmung des Hydratgehaltes möglich? Folie 5

7 Säure-Base-Reaktionen (V) Beispiele für Broenstedt-Säuren: Korrespond. Säure-Base-Paare nach wachsender Säure- bzw. Basen- Stärke sortiert (vgl. A17): Folie 6

8 Säure-Base-Reaktionen (VI) Wichtige Einzelaspekte von Brönstedt-Säuren: 1) Säuren, die mehrere Protonen abgeben können, heißen mehrwertige (mehrbasige) Säuren. Hierbei gilt immer, dass das erste Proton, wie z.b. im Fall von H 2 SO 4 am leichtesten abgegeben wird (warum?) 2) Die Stärke von Säuren: nimmt bei HX (X = F-I) innerhalb einer Gruppe von oben nach unten zu nimmt für EH n im PSE von links nach rechts zu nimmt innerhalb der Reihe von links nach rechts zu: H 4 SiO 4 < H 3 PO 4 < H 2 SO 4 < HClO 4 Folie 7

9 Säure-Base-Reaktionen (VII) 5) Beispiele zur Nomenklatur von Brönstedt-Säuren: HCl (Chlorwasserstoffsäure), HClO 4 (Perchlorsäure oder Chorsäure (VII) ) 7) Starke Säuren lösen unedle Metalle unter Wasserstoffentwicklung (A12) in manchen Fällen muß die Säure zus. stark oxidierend sein (Unterschied zwischen HCl und HNO 3 ); starke Säuren treiben schwache Säuren aus ihren Salzen aus (A17) (H 2 S (B6), H 2 CO 3 (B9), HAC, etc.) Folie 8

10 Säure-Base-Reaktionen (VIII) Der ph-wert: (gilt für ideale Lösungen mit c o = 1 [mol/l]); sonst a statt c! Der ph-wert ist dimensionslos (!) und gibt die Konzentration der Oxonium-Ionen in Lösung an Fragen zum ph-wert wässriger Lösungen: 1) Was ist die stärkste Säure und Base in Wasser? 2) Was sind die natürlichen ph-wertgrenzen? Folie 9

11 Säure-Base-Reaktionen (IX) Ionenprodukt des Wassers (K W ): Das MWG (K C ) des Protolysegleichgewichtes von Wasser lautet: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - K C = [H 3O + ][OH - ] K. C [H 2 O] 2 = K W = Die Konzentration des Wassers bleibt (nahezu) konstant 55,55 mol/l (25 C). K W =[H 3 O + ][OH - ] [H 3 O + ] [OH - ] = = ph = 14 + Gilt für reines Wasser! Wichtig für die ph-wert-berechnung! Folie 10

12 Säure-Base-Reaktionen (X) Säurekonstante (K W ) und Basenkonstante (K B ) : Protolysegleichgewicht einer Säure HA: HA + H 2 O H 3 O + + A - K S = [H 3O + ][A - ] [HA] pk S = Protolysegleichgewicht einer Base B: B + H 2 O HB + + OH - K B = [HB+ ] [OH - ] [B] pk B = Wichtig für die ph-wert-berechnung! Folie 11

13 Säure-Base-Reaktionen (XI) ph-wert-skala: pk S -Werte: HCl -7,0 pk S -Werte: H 2 S +6,99 H 2 SO 4 HNO 3-3,0-1,37 HSO - 3 HCN +7,20 +9,21 H 3 PO 4 +2,16 H 2 O 2 +11,65 CH 3 CO 2 H +4,75 OH Folie 12

14 Säure-Base-Reaktionen (XII) ph-wert-berechnung von Säuren (S) u. Basen (B) (I): Folie 13

15 Säure-Base-Reaktionen (XIII) ph-wert-berechnung von Säuren (S) u. Basen (B) (II): Folie 14

16 Säure-Base-Reaktionen (XIV) ph-wert-berechnung von Säuren (S) u. Basen (B) (III): Folie 15

17 Säure-Base-Reaktionen (XV) Pufferlösungen (A26, 27): Lösungen, die auch bei Zugabe erheblicher Mengen an Säure oder Base, den ph-wert nur wenig ändern! Essigsäure (HAc) und Acetat (Ac - ) als 1:1-Puffergemisch: HAc + H 2 O H + Ac - 3 O + Säure-Base-Indikatoren (A23, 28): Henderson-Hasselbalch-Gleichung (Pufferbereich bei ph = pk S!) Folie 16

18 Säure-Base-Reaktionen (XVI) (A19) (Cl - ist eine sehr schwache Base) Metallaquokomplex als Säure! Näherung: Folie 17

19 Säure-Base-Titration (I) Folie 18

20 Säure-Base-Titration (II) Folie 19

21 Säure-Base-Titration (III) Folie 20

22 Säure-Base-Titration (IV) Folie 21