Modul: Allgemeine Chemie

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1 Modul: Allgemeine Chemie 8. Wichtige Reaktionstypen Säure Base Reaktionen Konzepte, Gleichgewichtskonstanten Säure-Base Titrationen; Indikatoren Pufferlösungen Redoxreaktionen Oxidationszahlen, Redoxgleichungen Redoxpotentiale, Spannungsreihe, Nernstsche Gleichung, Elektrolyse, Batterien 9. Geschwindigkeit chemischer Reaktionen Grundbegriffe, Reaktionsordnung, Temperaturabhängigkeit Aktivierungsenergie, Katalyse 10. Elementare Stöchiometrie Molbegriff, Konzentrationseinheiten Berechnung von Konzentrationen und Ausbeuten Berechnung von Titrationskurven; ph, poh, pk s, pk b Werte und deren Berechnung

2 Säuren und Basen nach Arrhenius 1884, Svante Arrhenius: Säuren sind Stoffe, die in wässriger Lösung unter Bildung von H + - Ionen zerfallen (dissoziieren); Basen sind Stoffe, die unter Bildung von Hydroxidionen dissoziieren (OH - ) Entwicklung der Theorie der elektrolytischen Dissoziation ( ) Mängel: a) kein Einfluss des Lösungsmittels auf Säure-Base Eigenschaften b) Salze sind nach Arrhenius Verbindungen ohne saure o. basische Eigenschaften

3 ph - Skala ph - Wert Quantitative Beschreibung des sauren / basischen Verhaltens 1900 : c H+ = c OH- = 10-7 mol. l -1 bei 25 C Maß für Säure/Base Eigenschaften ph + c( H ) = lg 1mol l 1 Wasser dissoziiert in geringem Umfang Autoprotolyse (Eigendissoziation) H 2 O(l) H + (aq) + OH - (aq) Ionenprodukt des Wassers: poh c( OH = lg 1mol l ) 1 K w = mol 2. l -2 ph + poh = 14

4 Acidität wässriger Lösungen

5 ph lgc i - Diagramme H. Kahlert, F. Scholz: Säure-Base Diagramme. Ein Leitfaden für die Praxis und für Studierende. Springer-Spektrum, Berlin, Heidelberg, 2014.

6 ph lgc i - Diagramme H. Kahlert, F. Scholz: Säure-Base Diagramme. Ein Leitfaden für die Praxis und für Studierende. Springer-Spektrum, Berlin, Heidelberg, 2014.

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9 Säuren und Basen nach Brønsted-Lowry (1923)

10 Säuren und Basen nach Brønsted-Lowry (1923) Säuren sind Protonendonatoren; Basen sind Protonenakzeptoren. Beteiligung des Lösungsmittels; kann protoniert oder deprotoniert werden und dabei Kationen oder Anionen bilden Autoprotolyse des Wassers: H 2 O(l) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) H 3 O + (aq): hydratisiertes Proton --- Hydronium - Ion Konjugierte Säue Base Paare

11 Säuren und Basen nach Brønsted-Lowry An einer Protonenübertragungsreaktion sind immer 2 Säure Base Paare beteiligt, zwischen ihnen besteht ein Gleichgewicht

12 Säuren und Basen nach Brønsted-Lowry

13 Säuren und Basen nach Brønsted-Lowry Ammonium-Ion Amphoteres Verhalten: Fähigkeit eines Stoffes, sowohl als Säure als auch als Base zu fungieren (Ampholyte) -- z.b. Wasser Oxonium-Ion; Hydronium-Ion Hydratisiertes Oxonium-Ion

14 Binäre Säuren Brønsted-Säuren Brønsted-Basen Oxosäuren Carboxylsäuren Saure Protonen sind blau markiert

15 Säurekonstante K S Basenkonstante K B Gleichgewichtskonstante der jeweiligen Protolysereaktion als Maß für die Stärke einer Säure oder Base HA(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + A - (aq) A - (aq) + H 2 O(l) HA(aq) + OH - (aq) K s = c ( H 3 O + ) c( A c( HA) ) K B = c( HA) c( OH c( A ) ) pk = lg s K s pk = lg B K B Je stärker die Säure, desto kleiner ist der pks Wert. K W = K S. K B pk S + pk B = 14

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19 Je stärker eine Säure, desto schwächer ist die konjugierte Base, und umgekehrt

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24 ph Berechnung für starke und schwache Säuren

25 Säure Base Titration Titration einer einprotonigen Säure mit einer Base ph n(oh - ) a) Titration von HCl mit NaOH (schwarz) starke Säure starke Base b) Titration von HAc mit NaOH (blau) schwache Säure starke Base ph Wert am Äquivalenzpunkt entspricht dem ph-wert der Lösung des Salzes, das bei der Neutralisation entsteht

26 Säure Base Titration Titration mehrprotoniger Säuren mit einer Base Mehrere ph-sprünge durch schrittweise Abgabe der Protonen - 2 ph Sprünge bei der schwächeren Säure H 2 SO 4 : pk S1 = -3 pk S2 = 1.6 H 2 SO 3 : pk S1 = 1.91 pk S2 = 7.18 (sehr starke Säure) (starke Säure) (starke Säure) (Pufferbereich von HSO 3- /SO 2-3 )

27 Säure Base Titration H 3 PO 4 pk S1 = 2.15 pk S2 = 7.20 pk S3 = > 2 ph Sprünge; 3. Äquivalenzpunkt liegt oberhalb ph = 12, tritt nicht auf, da dieser ph-bereich erst bei einem erheblichen Überschuß von Lauge erreicht wird.

28 Säure Base Titration: Indikatoren - Schwächere organische Säure, bei der das Anion eine andere Farbe aufweist als das Säuremolekül Beispiel: Methylrot und korrespondierendes Anion

29 Säure Base Titration: Indikatoren Säure Base Indikatoren und ihre Umschlagsbereiche

30 Säure Base Titration: Indikatoren Phenophtalein: farblos im sauren Bereich pink im basischen Bereich Äquivalenzpunkt

31 Säure Base Titration: Indikatoren Indikatorsäure: HInd Protolysegleichgewicht: HInd(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Ind - (aq) - Niedriger ph-wert Farbe der Indikatorsäure - Hoher ph-wert Farbe des Anions Auswahl des Indikators: pk S -Wert des Indikators muss möglichst nahe am ph-wert des Äquivalenzpunktes liegen

32 Säure Base Titration: Pufferlösungen Def.: Pufferlösungen sind Lösungen, die auch bei Zugabe erheblicher Mengen Säure oder Base ihren ph-wert nur wenig ändern. Sie bestehen aus einer schwachen Säure (Base) und einem Salz dieser schwachen Säure (Base). Wie funktioniert es? Anwendung des MWG auf die Protolysereaktion: HA + H 2 O H 3 O + + A -

33 Säure Base Titration: Pufferlösungen Henderson Hasselbalch ( ) ( ) ph-wert der Pufferlösung aus schwacher Säure und ihrem Salz: Henderson-Hasselbalch-Gleichung (Puffergleichung)

34 Säure Base Titration: Pufferlösungen Säure Base Reaktionen

35 Säure Base Titration: Pufferlösungen Säure Base Reaktionen

36 Säure Base Titration: Pufferlösungen ph c = pk s + lg c A HA

37 Säure Base Titration: Pufferlösungen Die beste Pufferwirkung habe äquimolare Mischungen, der Pufferbereich liegt bei ph = pk S Pufferwirkung von Körperflüssigkeiten; Blut: ph = 7.4 ± 0.5; gepufferte Flüssigkeit; maßgeblich beteiligt ist das System H 2 CO 3 /HCO 3 -

38 ph-werte von Salzlösungen - Viele Salze lösen sich unter Änderung des ph-wertes

39 Anwendung von Säure-Base Konzepten auch auf Reaktionen ohne Protonenübergang Säuren und Basen nach G.N. Lewis (1923) Säuren sind Elektronenpaarakzeptoren Basen sind Elektronenpaardonatoren Klassisches Beispiel: BF 3 + NH 3 Gilbert Newton Lewis ( )

40 Säuren und Basen nach Lewis Kombination des unbesetzten MO s der Lewis-Säure mit dem besetzten MO der Lewis-Base

41 Säuren und Basen nach Lewis AlCl 3 als Lewis-Säure bei einer Friedel-Crafts Alkylierung

42 Säuren und Basen nach Lewis Beispiele für Lewis-Säuren: BF 3, AlH 3, SiF 4, PF 3, SO 2, SO 3, H +, Cu 2+ Beispiele für Lewis-Basen: NH 3, PH 3, H 2 O, F -, Cl -, CO, N 2, NO, CN - Weitere Beipielreaktionen: SiF 4 + 2F - SiF 6 2- Ni + 4CO Ni(CO) 4 Cu NH 3 [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+

43 Supersäuren Säure, die stärker ist als wasserfreie Schwefelsäure; Fluoroschwefelsäure HSO 3 F als stärkste Brønsted-Supersäure Proton wird auf H 2 SO 4 Übertragen H 2 SO 4 (solv) + HClO 4 H 3 SO 4+ (solv) + ClO 4- (solv)

44 Säuren und Basen nach Pearson (1963) HSAB Konzept (Hard and Soft Acids and Bases) Säuren und Basen (im Sinne von Lewis) werden entsprechend ihrerpolarisierbarkeit in hart und weich eingeteilt. Stabilere Verbindungen bei Reaktionen von: Harten Säuren mit harten Basen und weichen Säuren mit weichen Basen. Hart: Weich: hohe Ladungsdichte schlechte Polarisierbarkeit niedrige Ladungsdichte leicht polarisierbar

45 Pearson: HSAB Konzept harte Säuren: weiß; vor allem Metallkationen mit niedriger Elektronegativität; weiche Säuren: grau; Metallionen der Klasse B; rechter unterer Bereich der metallischen Elemente Grenzfälle: blau; (Ladungsdichte hat mittlere Werte)

46 Säuren und Basen nach Pearson HSAB - Konzept

47 Säuren und Basen nach Pearson