Chemie wässriger Lösungen. Vorlesung zum Modul Chemie wässriger Lösungen

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1 Vorlesung zum Modul Chemie wässriger Lösungen Prof Dr. Michael Mehring Wissensstandsüberprüfung - Qualitative Analytik Uhr Raum 1/204 1

2 Wissensstandsüberprüfung - Qualitative Analytik - Trennungsgang - Vorproben - Löslichkeit - Aufschlussverfahren - Nachweise Kationen - Nachweise Anionen - Lewis-Strichformeln - Oxidationszahlen, Red-Ox-Gleichungen - Periodensystem (Hauptgruppenelemente) - Nomenklatur anorganischer Verbindungen - Fehlerabschätzung 2

3 Signifikante Stellen Gemessene Größen werden grundsätzlich so angegeben, dass nur die letzte Stelle mit einer Unsicherheit behaftet ist. Wenn mit gemessenen Größen Berechnungen angestellt werden, wird die Messunsicherheit der berechneten Größe durch die Messung mit der höchsten Messunsicherheit bestimmt. Bei der Multiplikation und Division von gemessenen Größen gilt, dass das Ergebnis die gleiche Anzahl signifikanter Stellen hat wie die Messung mit den wenigsten signifikanten Stellen. Sollte das Ergebnis mehr als die korrekte Anzahl signifikanter Stellen aufweisen, muss es gerundet werden. Bei der Addition und Subtraktion von Messgrößen gilt, dass das Ergebnis die gleiche Anzahl Dezimalstellen hat wie die Messgröße mit den wenigsten Dezimalstellen. Quelle: Chemie, T. L. Brown, H. E. LeMay, B. E. Bursten, Pearson Studium, 10. Auflage,

4 Der analytische Prozess - Teilschritte Definition der Aufgabenstellung und Analyseplanung Probennahme Probenaufbereitung Bestimmung / Messung Auswertung der Ergebnisse in Bezug auf die Aufgabenstellung Fehlerabschätzung Bericht 4

5 Messfehler Berechnung des experimentellen Fehlers 5

6 Fehlerabschätzung Fehler: z.b. Meßgenauigkeit, Varianz, systematische Abweichung, statistische Fehler Grundsätzlich gilt: Jede Messung ist mit einem Fehler behaftet! Die Angabe eines Fehlers ist kein Negativ-Kriterium, sondern im Gegenteil ein Qualitätsmerkmal. Zwei Arten von Fehlern Zufallsfehler (statistische Fehler) - Reproduzierbarkeit Das Ergebnis ist unsicher. Systematische Fehler - Richtigkeit Das Ergebnis ist falsch. 6

7 Messunsicherheit Statistischer Fehler klein (reproduzierbar) klein groß groß richtig falsch richtig falsch (Systematischer Fehler) 7

8 Fehlerabschätzung Mittelwert Für eine Normalverteilung gilt: 8

9 Fehlerabschätzung Annahme: Summe über alle Messwerte ergibt eine Normalverteilung x 1 x 2 x Erwartungswert Beliebiger Messwert Mittelwert x x 2 x 1 Zufallsfehler: D = x - x 2 Systematischer Fehler: D = x - x 1 9

10 Standardabweichung ist ein Maß für die Streuung einzelner Messwerte um den Mittelwert. beschreibt die Genauigkeit des Messverfahrens - nicht des Analyseverfahrens! ist nur sinnvoll, wenn zufällige Fehler überwiegen. zeigt die Reproduzierbarkeit, aber nicht die Richtigkeit eines Analyseergebnisses an. ist unkorrigiert nur streng gültig wenn n größer als 100. Mittelwert Standardabweichung 10

11 Standardabweichung (s bzw. s) Standardabweichung Vertrauensbereich ± 1s 68.3% ± 2s 95.0% ± 3s 99.7% 11

12 Standardabweichung Standardabweichung Varianz Fehlervarianz (stichprobenkorrigiert) s 2 s 2 n = s 2 n Gesamtfehler setzt sich aus mehreren Fehlervarianzen zusammen (Fehlerfortpflanzungsgesetz) Nachweisgrenze Der Messwert an der Nachweisgrenze, y NWG, ergibt sich aus dem Untergrundwert des Signals (Blindwert), y B, und der Standardabweichung des Blindwerts, s B, zu y NWG = y B + 3*s B 12

13 Säure-Base-Gleichgewichte 13

14 Säure-Base-Theorien Definition nach ARRHENIUS (1883) Säuren: Wasserstoffverbindungen, die bei Dissoziation H + - Ionen bilden. Basen: Hydroxide, die bei Dissoziation OH - - Ionen bilden. HCl H + + Cl - H 2 SO 4 2H + + SO 4 2- NaOH Na + + OH - Säuren reagieren mit Basen zu Salzen und Wasser (Neutralisation). H + + Cl - + Na + + OH - Na + + Cl - + H 2 O 14

15 Säure-Base-Theorien Definition nach ARRHENIUS (1883) Säuren: Wasserstoffverbindungen, die bei Dissoziation H + - Ionen bilden. Basen: Hydroxide, die bei Dissoziation OH - - Ionen bilden. HCl H + + Cl - H 2 SO 4 2H + + SO 4 2- NaOH Na + + OH - Säuren reagieren mit Basen zu Salzen und Wasser (Neutralisation). H + + Cl - + Na + + OH - Na + + Cl - + H 2 O Ist Ammoniak eine Säure oder eine Base? 15

16 Säure-Base-Theorien Definition nach BRÖNSTED (1923) Säuren: Stoffe, die H + - Ionen (Protonen) abgeben; Protonendonatoren Basen: Stoffe, die H + - Ionen aufnehmen; Protonenakzeptoren HCl H + + Cl - Säure Proton konjugierte Base Ist Ammoniak eine Säure oder eine Base? 16

17 Säure-Base-Theorien Definition nach BRÖNSTED (1923) Säuren: Stoffe, die H + - Ionen (Protonen) abgeben; Protonendonatoren Basen: Stoffe, die H + - Ionen aufnehmen; Protonenakzeptoren HCl H + + Cl - Säure Proton konjugierte Base NH 3 + H + NH 4 + konjugierte Base Proton Säure 17

18 Säure-Base-Theorien Definition nach BRÖNSTED (1923) Säuren: Stoffe, die H + - Ionen (Protonen) abgeben; Protonendonatoren Basen: Stoffe, die H + - Ionen aufnehmen; Protonenakzeptoren HCl H + + Cl - Säure Proton konjugierte Base NH 3 + H + NH 4 + konjugierte Base Proton Säure Ist Ammoniak eine Säure oder eine Base? 18

19 Definition nach LEWIS (1923) Säure-Base-Theorien Lewis-Säuren sind Teilchen mit unbesetzten Orbitalen in den Valenzelektronenschalen, die unter Bildung einer kovalenten (koordinativen) Bindung ein Elektronenpaar aufnehmen können (Elektronenpaarakzeptoren). Lewis-Basen sind Teilchen, die ein freies Elektronenpaar besitzen, das zur Ausbildung einer kovalenten (koordinativen) Bindung geeignet ist (Elektronenpaardonatoren). SiF F - SiF 2-6 Lewis- Säure Base Ist Ammoniak eine Säure oder eine Base? * Das Konzept wurde schon 1923 eingeführt, aber erst ab 1938 ausgearbeitet. 19

20 Definition nach LEWIS (1923) Chemie wässriger Lösungen Säure-Base-Theorien Lewis-Säuren sind Teilchen mit unbesetzten Orbitalen in den Valenzelektronenschalen, die unter Bildung einer kovalenten (koordinativen) Bindung ein Elektronenpaar aufnehmen können (Elektronenpaarakzeptoren). Lewis-Basen sind Teilchen, die ein freies Elektronenpaar besitzen, das zur Ausbildung einer kovalenten (koordinativen) Bindung geeignet ist (Elektronenpaardonatoren). SiF F - SiF 2-6 Lewis- Säure Base NH 3 + H + NH + 4 Lewis- Base Säure Ist Ammoniak eine Säure oder eine Base? * Das Konzept wurde schon 1923 eingeführt, aber erst ab 1938 ausgearbeitet. 20

21 Protolyse: Protonenübertragungsreaktionen, in denen ein Gleichgewicht zwischen zwei konjugierten Säure-Base-Paaren existiert. H 2 O + H + H 3 O + Säure- Base- Paar 2 konjugierte Proton Säure Base HCl H + + Cl - Säure- Base- Paar 1 Säure Proton konjugierte Base Gesamtreaktion (hier: Protolyse): HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Säure 1 konjugierte Säure 2 konjugierte Base2 Base1 21

22 Protolyse: Protonenübertragungsreaktionen, in denen ein Gleichgewicht zwischen zwei konjugierten Säure-Base-Paaren existiert. Korrespondierende Säure-Base-Paare: Säure Base + Proton HCl Cl + H + H 2 SO 4 HSO 4 + H + HSO 4 SO H + NH + 4 NH 3 + H + H 3 O + H 2 O + H + Zwei korrespondierende S-B-Paare treten so in Wechselwirkung, dass das abgegebene Proton des einen Paares vom anderen S-B-Paar aufgenommen wird. 22

23 Säurestärke Chemie wässriger Lösungen Basestärke Säure 1 Base 2 Säure 2 Base 1 HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - H 2 SO 4 + H 2 O H 3 O + + HSO 4 - HSO 4 + H 2 O H 3 O + + SO NH H 2 O H 3 O + + NH 3 HCO 3 + H 2 O H 3 O + + CO 3 2- H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Ampholyte reagieren je nach Partner als Säure oder Base. 23

24 Ampholyte Stoffe, die sowohl als Säure als auch als Base auftreten können, bezeichnet man als Ampholyte. Beispiel: Wasser H 2 O OH - + H + (1) Säure 1 Base 1 H 2 O + H + H 3 O + (2) Base 2 Säure 2 H 2 O + H 2 O OH - + H 3 O + Säure 1 Base 2 Base 1 Säure 2 starke Protolyte: schwache Protolyte: protolysieren in starkem Maße (vollständig) protolysieren in geringem Maße 24