Chemisches Rechnen für Molekulare Biologen

Chemishes Rehnen für Molekulare Biologen LVA Nr. 300 706 DI Wolfgang Kandioller Dr. Alexander Egger Mag. Sergey Abramkin DI Amitava Kundu

Inhaltsverzeihnis 1. Teil Konzentration, Herstellen von Lösungen, Löslihkeiten. Teil Gase, Reduktion, Oxidation, Redox - Reaktionen 3. Teil Nernst she Gleihung, Komplexe, ph-werte 4. Teil Puffer, Neutralisation, Titrationen 5. Teil Gleihgewihte, Qualitative Analyse

Konzentration Die meisten hemishen Reaktionen laufen in Lösung ab. Deshalb ist es vorteilhaft/notwendig zu wissen, wie viel einer Substanz X in einem Volumen V sih befindet. Konzentration Stoffmengenkonzentration X man sagt auh Molarität Konzentration ist folgendermaßen definiert: X n X V X Konzentration der Substanz X [mol/l] nx Stoffmenge von X [mol] V Volumen [L] Die SI Einheit ist mol/m 3, die üblihe Einheit ist mol/l Beispiel: Sind in einem Liter einer HCl Lösung 0.mol gasförmiges HCl gelöst, beträgt die Konzentration 0.mol/L.

Massenkonzentration βx Die SI Einheit ist kg/m 3, normalerweise g/l β X m V X βx Massenkonzentration der Substanz X [g/l] mx Masse der Substanz X [g] V Volumen [L] Massenanteil wx [dimensionslos!!!] w m X X Σ m 100 wx Massenanteil eines Stoffes X in % z.b: Eine verdünnte Shwefelsäure hat einen Massenanteil von wh SO 4 9%. 100g der Lösung enthalten 9g H SO 4 und 91g H O.

Stoffmengenanteil Molenbruh xx [dimensionslos] x X n X n xx Stoffmengenanteil der Substanz X nx Stoffmenge der Substanz X [mol] n Gesamtstoffmenge [mol] z.b.: Zum Lösen von 10g Natriumaetat werden ml Wasser benötigt. Berehnen Sie den Stoffmengenanteil von Natriumaetat. MCH 3 COONa 8g/mol 10g 0.1mol MH O 18g/mol g 0.11mol n nch 3 COONa + nh O 0.3mol x n X X n 0.1 0.3 mol mol 0.5 Der Stoffmengenanteil von Natriumaetat beträgt 0.5.

Zusammenhang von X, βx und wx *ρx*1000 :MX wx [g/100g] βx [g/l] X [mol/l] : ρx:1000 *MX ρx Dihte der Lösung [g/ml] MX Molare Masse von X [g/mol] z.b.: H SO 4 w 96%, MH SO 4 98g/mol, ρh SO 4 1.84 [g/ml] 0.96 1766g L * 1.84[g/mL]*1000 :98[g/mol] 18mol : 1.84[g/mL]:1000 *98[g/mol] L

Beispiele Berehnen Sie die a Stoffmengenkonzentration NaOH [mol/l] b Massenkonzentration βnaoh [g/l] einer Lösung, die 10g NaOH in 100mL einer wässrigen Lösung enthält? a Wie viel Mol sind 10g NaOH? MNaOH 3 + 1 + 16 40g/mol m NaOH 10 g n NaOH 0. 5 M NaOH g 40 mol mol 0.5mol/100mL, aber hat die Einheit [mol/l] *10 NaOH.5mol/L oder auh.5m b 10g in 100mL 100g in 1000mL 1L βnaoh 100g/L

Konzentrierte Salzsäure mit einem Massenanteil von whcl 0.36 weist eine Dihte von 1.18g/mL auf. Berehnen Sie die Stoffmengenkonzentration HCl! w HCl 36%, ρ 1.18 g/ml M HCl 35.45 + 1.008 36.46 g/mol aus Shema 1 folgt w 36 ghcl HCl 100 glsg 0.36 *ρ*1000 1.18 g 44. 0.36* *1000 8 ml L :M HCl β HCl HCl 44.8 L g * mol 36.46 g 11.65 mol L Die Stoffmengenkonzentration HCl beträgt 11.65mol/L. g

Wie groß ist der Massenanteil von Kohlenstoff/Sauerstoff in der Verbindung CH 3 COOH? MCH 3 COOH 4 + 3 + 4 60g/mol für Kohlenstoff: w m C Σ m 4 60 0.4 40% für Sauerstoff: w m O Σ m 3 60 0.53 53% Der Massenanteil von Kohlenstoff in Essigsäure beträgt 40%. Sauerstoff beträgt 53%.

Die Analyse einer Verbindung ergab eine Zusammensetzung von wo 60% und ws 40%. Wie lautet die empirishe Formel der Verbindung? Da ws + wo 100% die Summenformel S X O Y MO 16g/mol MS 3g/mol In 100g Verbindung sind 60g Sauerstoff und 40g Shwefel enthalten Aus Formel folgt: m O 60 n O 3. 75 M O 16 mol m S 40 n S 1. 5 M S 3 mol Das Verhältnis von ns zu no beträgt 1.5 : 3.75 1 : 3 Die Summenformel lautet SO 3.

Herstellen von Lösungen Welhes Volumen einer 5M Lösung von Natriumhydroxid wird benötigt um 0.5L einer Lösung mit 1.5mol/L herzustellen? Es gibt Möglihkeiten dieses Beispiel zu lösen: a mathematish Herleitung: n1+ n n aus Formel 6 folgt 1*V1+*V *V n n * V V 1 Konzentration der Lösung 1 5M HCl V1 benötigtes Volumen der Lösung 1 Konzentration der Lösung Wasser 0mol/L V benötigtes Volumen der Lösung Endkonzentration V Endvolumen V1+V

Aus Formel 7 und der Angabe folgt: 1 5M NaOH 0M Wasser!! * V 1 V 0.5L 1.5 *0.5 L * V 1 * V V 1 0. 15 1 5 Man benötigt 0.15L 150mL 5M NaOH um 0.5L 1.5M NaOH Lösung herzustellen. mol L mol L b graphish Wieviel ml on.hcl 36%, ρ 1.18g/mL werden zur Herstellung von 1L 1% HCl benötigt? w w-w1 V 0 1-36 35 Teile Wasser w 1 w1 w-w V1 36 0-1 1 Teile HCl Σ 36 Teile Lösung 36 Teile Lsg..1000g 1Teil HCl x g x 7.7g > 3.5mL on. HCl L

Löslihkeit Definition der Löslihkeit [mol*l -1 ] Die maximale Menge eines Stoffes, die sih bei einer bestimmten Temperatur in einem Lösungsmittel z.b.: Wasser, löst, ist eine harakteristishe Eigenshaft und wird Löslihkeit genannt. Mann kann Salze Substanzen nun in Gruppen einteilen: a leihtlöslihe s> 1mol/L b shwerlöslihe s< 1mol/L Gesättigte Lösung Lösungen sind gesättigt, wenn ein fester Bodenkörper des löslihen Stoffes mit der Lösung im Gleihgewiht steht. Aber was heißt im Gleihgewiht?

Gleihgewiht/Massenwirkungsgesetz MWG Im Gleihgewiht bleiben die Konzentrationen aller beteiligten Substanzen konstant.. Dieses hemishe Gleihgewiht wird durh das Massenwirkungsgesetz MWG beshrieben Für die Reaktion H + I HI wird das MWG folgendermaßen aufgestellt: Konzentration der Produkte durh die Konzentration der Edukte ist konstant. H HI * I K C K C Gleihgewihtskonstante Die Koeffizienten werden dabei als Potenzen der Konzentrationen angeshrieben!!!!

Löslihkeitsprodukt K LP Am Beispiel von AgCl AgCl s Ag + aq + Cl- aq Mit der Anwendung des MWG erhält man: K Ag + * AgCl Cl Da die Konzentration des AgCl im reinen Feststoff konstant ist, kann man AgCl in die Gleihgewihtskonstante einbeziehen. K*AgCl K LP Ag + * Cl - Die Konzentration, der Ag + /Cl - Ionen in Lösung, entspriht der Löslihkeit s [mol/l]. für AgCl gilt: K LP s

Beispiele Bei 5 C lösen sih 0.00188g AgCl in 1L Wasser. Wie groß ist das Löslihkeitsprodukt K LP von AgCl? MAgCl 143g/mol n AgCl m M AgCl AgCl 0.00188 g 143 mol g 1.31*10 5 mol aus der Reaktionsgleihung folgt Ag + Cl - 1.31*10-5 mol/l + 5 10 K LP Ag * Cl 1.31*10 1.7*10 mol / L Das Löslihkeitsprodukt beträgt 1.7*10-10 mol /L.

Das Löslihkeitsprodukt von PbI beträgt bei Raumtemperatur 7.5*10-9 mol 3 /L 3. Wie groß ist die Löslihkeit s? PbI Pb + + I - Mit dem MWG erhält man I - *Pb + K LP Pb + *I - K LP Pb + **Pb + 4*Pb + 3 Pb + s K LP 4s 3 s 3 7 9 3.5*10 4 1.3*10 mol / L Die Löslihkeit beträgt 1.3*10-3 mol/l.

Salzeffekte Gleihioniger Zusatz am Beispiel von BaSO 4 BaSO 4 s Ba + aq + SO - 4 aq K LP Ba + *SO - 4 Wenn die Konzentration der SO - 4 Ionen erhöht wird z.b: durh Zugabe einer Na SO 4 Lösung, muss die Konzentration der Ba + Ionen abnehmen, damit das Löslihkeitsprodukt konstant bleibt! Die Löslihkeit von BaSO 4 sinkt BaSO 4 fällt aus Allgemein: Die Löslihkeit bei gleihioniger Zugabe rihtet sih nah dem Ion mit der geringeren Konzentration die Löslihkeit nimmt ab!!!!

Beispiel Das Löslihkeitsprodukt von Bariumsulfat beträgt 1.5*10-9 mol /L. Berehnen Sie die Stoffmengenkonzentration BaSO4 in einer 0.05M Na SO 4 Lösung. Die SO 4 - Menge aus dem BaSO 4 kann vernahlässigt werden. Löslihkeit hängt von Ba + ab K LP Ba + * SO 4-9 + K LP 1.5*10 8 Ba 3*10 mol / SO 5*10 4 L Die Löslihkeit von BaSO 4 in reinem Wasser beträgt 3.9*10-5 mol/l leiht zu berehnen und wird durh die Zugabe einer 0.05M Na SO 4 auf 3*10-8mol/L verringert.

Chemishes Rehnen für Molekulare Biologen Teil

Was ist ein ideales Gas? Gase Zwishen den Teilhen keine Wehselwirkungen Volumen der einzelnen Teilhen vernahlässigbar klein Bei diesen Annahmen gilt das Ideale Gasgesetz p * V n * R * T p Druk [bar oder Pa] n Stoffmenge [mol] V Volumen [L oder m 3 ] R universelle/allgemeine Gaskonstante [bar * L * K -1 *mol -1 ] T Temperatur [K] [ J * K -1 * mol -1 ]

Gängige Drukangaben und Umrehnungen Häufig verwendete Drukangaben sind Pasal [Pa] SI Einheit [N*m - ] Bar [bar] 100 000 Pa Torr [Torr] 1mm Hg bei 0 C Atmosphäre [atm] 760 Torr veraltet Umrehnung der einzelnen Drukeinheiten 1 atm 760 Torr 1.013 bar 101 35 Pa z.b: Wieviel Torr sind 3 14Pa? 314 101300 Pa Pa *760 Torr 17. Torr

Werte der allg. Gaskonstante und Sonderfälle der allgemeinen Gasgleihung Die allgemeine Gaskonstante R hat folgende Zahlenwerte bei der Verwendung von Bar [bar] 0.0831 [bar * L * K -1 *mol -1 ] Pasal [Pa] 8.31 [J * K -1 * mol -1 ] Boyle-Mariottshe Gesetz Bei konstanter Temperatur gilt p*v onst. p1*v1 p*v Gay-Lussa Gesetze: Bei konstanten Druk p : V/T onst Bei konstanten Volumen V : p/t onst

Normalbedingungen/Standardbedingungen Normalbedingungen 0 C 73.15K 101 35 Pa 1.013bar Generell in Verbindung mit der allgemeinen Gasgleihung Standardbedingungen 1 mol 1M 1.0bar 100 000Pa Definierte Temperatur, normalerweise 5 C 98.15K Keine Wehselwirkung zwishen Teilhen Generell in Verbindung mit thermodynamishen Größen Aus dem idealen Gasgesetz kann man unter der Verwendung der Normalbedingungen das Molvolumen eines idealen Gases berehnen: V n * R * T 1 mol *0.0831 bar * L mol * p 1.013 bar Das Molvolumen bei NB beträgt.4 L. K *73.15 K.4 L

0.54kg CO sind in einer 0L Stahlflashe eingeshlossen. Wie hoh darf die Temperatur in C höhstens sein, wenn der Druk der Flashe 5bar niht übershreiten soll? MCO 44g/mol n m M 540 g 44 g mol 1.7 mol aus dem idealen Gasgesetz folgt: p * V T n p n * * * R V R * T 1.7 5 mol bar *0 *0.0831 L bar * L mol * K 490.4 K T C TK-73.15 490.37-73.15 17. C Die Stahlflashe darf niht über 17. C erwärmt werden.

Begriffsentwiklung Oxidation-Reduktion Historish: Oxidation findet bei Sauerstoffaufnahme statt Verbrennung Mg + O MgO Reduktion bei Sauerstoffabgabe Fe O 3 + 3 C 4 Fe + 3 CO Erweiterung: Oxidation findet bei Elektronenabgabe statt, Reduktion bei Elektronenaufnahme Mg + HCl MgCl + H Cu + + Zn Cu + Zn + Nohmalige Erweiterung: Oxidation findet bei Erhöhung der Oxidationszahl statt, Reduktion bei Verringerung 3H + N NH 3

Oxidationszahlen Oxidationszahlen OZ sind Ladungen oder fiktive Ladungen, die den Atomen der Verbindung nah bestimmten Regeln zugewiesen werden. Bei einem einatomigen Ion: OZ Ladung z.b: NaCl: OZ Na + +I, OZ Cl - -I z.b: FeBr 3 : OZ Fe 3+ +III, OZ Br - -I Für Oxidationszahlen werden immer römishe Zahlen verwendet Bei kovalent gebundenen Atomen: Die Elektronen von jeder Bindung werden dem elektronegativeren Bindungspartner zugewiesen. OZ Valenzelektronen zugewiesene Elektronen d.h.: am Beispiel von Shwefelsäure Die Elektronen des S werden dem O zugewiesen OZ O 6-8 -II OZ S 6-0 +VI HO O S O OH

Bei unpolaren gebundenen Atomen Die Bindungselektronen werden geteilt jeder Bindungspartner bekommt 1 Elektron. z.b.: H-O-O-H OZ H +I OZ O -I Ein Element kann in vershiedenen OZ vorliegen z.b.: N von III bis +V. Die höhstmöglihe OZ Gruppennummer im Periodensystem z.b. Cl ist in der 7.Hauptgruppe max. OZ +VII z.b. im Perhlorat Nützlihe Regeln zum Aufstellen von Oxidationszahlen Elemente haben die OZ O z.b.: Fe OZ Fe 0 Bei einem einatomigen Ion ist die Ladung gleih der OZ ΣOZ Ladung des Moleküls Fluor hat immer die OZ I Sauerstoff hat meistens II außer bei Peroxiden, siehe oben Wasserstoff hat immer +I außer bei Metallhydriden

Beispiele Bestimmen Sie die OZ des Shwefels in folgenden Verbindungen: H S, SO, SO 3, NH 4 SO 4, Na SO 3, Na S O 3 H S OZH +I siehe nützlihe Regeln OZ S -II SO OZ O -II, OZ S +IV NH 4 SO - 4 OZO -II, OZ S +VI SO 4 Na SO 3 SO - 3 OZO -II, OZ S +IV Na S O 3 S O - 3 OZO -II, OZ S +II??? Ahtung!!! Die Strukturformel von S O 3 - ist O O S O S ein S Atom hat die OZ -I, der andere eine OZ von +V

Oxidation/Reduktion Oxidation ist ein Prozess, bei dem ein Atom Elektronen abgibt die OZ wird erhöht!!! Der Begriff Oxidation wurde ursprünglih nur für Reaktionen verwendet, bei denen sih Sauerstoff mit anderen Elementen verbindet. Bei einer Reduktion nimmt ein Atom Elektronen auf die OZ wird erniedrigt 0 0 +IV -II S + O SO Bei dieser Reaktion wird der Shwefel oxidiert und der Sauerstoff reduziert! Weder eine Oxidation, noh eine Reduktion können für sih alleine auftreten!!!!!!!! Redoxreaktion

Redox - Reaktionen Bei Redox - Reaktionen muss insgesamt die OZ Erhöhung genauso groß sein, wie die OZ Erniedrigung!!!! 0 0 +IV II z.b.: C + O CO Σ OZ Edukte 0 Σ OZ Produkt 0 Oxidationsmittel oxidiert den Reaktionspartner und wird selbst reduziert! Im obigen Beispiel wäre es O. Reduktionsmittel reduziert den Reaktionspartner und wird selbst oxidiert! Im obigen Beispiel wäre es C.

Regeln zum Aufstellen von Redox-Reaktionen Formulierung der Edukte und Produkte Ermittlung aller Oxidationszahlen Bestimmung der abgegebenen beziehungsweise aufgenommenen Elektronen: Differenz der Oxidationszahlen Anzahl der aufgenommenen/abgegebenen Elektronen Bestimmung der Zahlenverhältnisse, in dem die Edukte miteinander reagieren Ladungsausgleih gleihe Ladung auf beiden Seiten: - in alkalisher Lösung mit OH - - in saurer Lösung durh H 3 O + Ausgleih der Stoffbilanz durh Wasser

Beispiele Anwendung der Regeln anhand der Reaktion von Shwefel mit Salpetersäure zu Shwefeldioxid und StikstoffIIoxid Formulierung der Edukte und Produkte S + HNO 3 SO + NO Bestimmung der Oxidationszahlen 0 +I +V II +IV II +II -II S + HNO 3 SO + NO Bestimmung der abgegebenen/aufgenommenen Reaktionen 0 +I +V II +IV II +II -II 3 S + 4 HNO 3 3SO + 4 NO +3e - -4 e -

Ladungsausgleih 0 +I +V II +IV II +II -II 3 S + 4 HNO 3 3 SO + 4 NO In diesem Fall niht erforderlih, da Ladungsbilanz shon ausgeglihen Ausgleih der Stoffbilanz mit H O links: 1 O rehts: 10O + H O Die Reaktionsgleihung lautet 3 S + 4 HNO 3 3 SO + 4 NO + H O

0 +V -II +V -II -I I + ClO - 3 IO - 3 + Cl - -5e - +6e - 3 I + 5 ClO - 3 6 IO - 3 + 5 Cl - Ladungsausgleih: links: 5 - rehts: 11 - + 6 H 3 O + 3 I + 5 ClO - 3 6 IO - 3 + 5 Cl - + 6 H 3 O + Bilanzausgleih mit H O links: 15 O rehts: 4 O +9 H O 3 I + 5 ClO 3 - + 9H O 6 IO 3 - + 5 Cl - + 6 H 3 O +

Disproportionierung / Komproportionierung Die Disproportionierung ist eine Redox Reaktion, bei der ein Element gleihzeitig oxidiert und reduziert wird und aus einer Verbindung Produkte entstehen. z.b.: Die Reaktion von Chlorgas mit Natronlauge 0 +I -I +I -II +I Cl + NaOH NaCl + NaOCl + H O +1e - -1e - Das Gegenstük zur Disproportionierung ist die Komproportionierung. +V 0 +III 3 SbCl 5 + Sb 5 SbCl 3

Chemishes Rehnen für Molekulare Biologen Teil 3

Bei diesem Versuhsaufbau laufen folgende Reaktionen ab Zn Zn + + e - Cu + + e - Cu Zn + Cu + Zn + + Cu Elektrodenpotentiale Es bildet sih eine Potential - differenz zwishen den beiden Elektroden aus es fließt Strom!!! Diese Potentialdifferenz kann mit einem Voltmeter gemessen werden in diesem Fall beträgt sie 1.1V Kathode Anode Durh Verwendung der Normal-Wasserstoff-Elektrode als Referenz erhält man die elektrohemishe Spannungsreihe! man kann Aussagen über den Ablauf von Redox - Reaktionen mahen

Elektrohemishe Spannungsreihe unedel edel Generell gilt: Links oben reagiert mit rehts unten

Nernst she Gleihung Die Nernst she Gleihung beshreibt die Konzentrationsabhängigkeit der Elektrodenpotentiale 0 R T E E + ln z F a a ox red E Elektrodenpotential [V] z Anzahl der übertragenen Elektronen E 0 Standardelektrodenpotential [V] F Faraday Konstante [96 485 C mol -1 ] R Allgemeine Gaskonstante [J K -1 mol -1 ] a ox Aktivität der oxidierten Form [] T Temperatur [K] a red Aktivität der reduzierten Form [] Was bedeutet Aktivität? Aktivität Abweihung von der Idealität a f a Aktivität [ ] f Aktivitätskoeffizient 0-1 [L mol -1 ] Stoffmengenkonzentration [mol L -1 ]

In verdünnten Lösungen kann man von idealen Lösungen ausgehen und die Konzentration entspriht der Aktivität f 1, > a. Bei höheren Konzentrationen a. >0.1M treten Wehselwirkungen zwishen den Teilhen auf und die Aktivität sinkt f<1, > a. Nah Einsetzen der Konstanten und Umwandlung von ln in log erhält man folgende Form der Nernst-Gleihung: 0 0.059 E E + log z a a ox red Statt den Aktivitäten kann man auh die Partialdrüke bei Reaktionen mit Gasen in die Nernst-Gleihung einsetzen!!

Beispiele Berehnen Sie das Elektrodenpotential einer Zn/Zn + Halbzelle! azn + 0.1M, E 0-0.76V Zn Zn + + e - E E E E 0 + 0.76 R z 0.79 + V T F ln a a ox red 8.314 98.15 96485 ln 0.1 1 Die Aktivität von Feststoffen ist immer 1 ->azn 1

ph-abhängige Redoxreaktionen Elektrodenpotential am Beispiel der Reduktion von KMnO 4 zu Mn + MnO 4 - + 8H + + 5e - Mn + + 4H O das Elektrodenpotential dieses Halbelements kann mittels der Nernst- Gleihung bestimmt werden 0 0.059 5 log MnO a 4 Mn Mit der Annahme, amno 4 - amn + vereinfaht sih die Gleihung zu E E E E E E 0 0 + + 0.059 5 0.1 ph log a a 8 H + a E + 0 8 + H + 0.47 5 log a H +

Ab welhem ph Bereih kann man Cl - mit MnO - 4 zu Cl oxidieren? E 0 Cl - /Cl 1.358V,E 0 MnO - 4 /Mn + 1.58V, amno4 - amn +, acl - 1M MnO 4 - + 8H + + 5e - Mn + + 4H O Sobald E MnO - 4 /Mn + 1.58V unter 1.358V sinkt findet keine Reaktion statt. Da die Redoxreaktion ph abhängig ist kann H + mittels der Nernst-Gleihung bestimmt werden. 1.358 1.358 ph 1.58 1.58.35 + 0.059 5 0.47 5 log ph a 8 H + 1.58 + 0.47 5 log a H + Sobald der ph-wert über.35 steigt, findet keine Reaktion mehr statt.

Komplexe Eine Komplexverbindung besteht aus einem Zentralatom immer ein Metall und mehreren Liganden. Cl Pt NH 3 Cl NH 3 DiammindihloridoplatinII Cisplatin Koordinationszahl: 4 Zentralatom Liganden Liganden verfügen über zumindest 1 freies Elektronenpaar, das es dem Zentralatom zur Verfügung stellen kann koordinative Bindung. Diese Liganden sind in einer regelmäßigen, geometrishen Art um das Zentralatom verteilt. Die Anzahl der direkt an das Zentralatom gebundenen Atome nennt man Koordinationszahl. Die Ladung des Komplexes ergibt sih aus der Summe der Ladungen des Zentralatoms und der einzelnen Liganden.

Die gebundenen Liganden 1.Koordinationssphäre werden mit dem Zentralatom in ekige Klammern geshrieben!!! z.b.: [CuNH 3 4 ]Cl oder K 3 [FeCN 6 ] Die Liganden werden beim Lösen in Wasser niht abgespalten!!!!! K 3 [FeCN 6 ] 3K + + [FeCN 6 ] 3- aber niht x 3K + + Fe 3+ + 6CN - im Vergleih dazu zerfällt NaAlSO 4 in die einzelnen Kationen und Anionen beim Lösen in Wasser NaAlSO 4 Na + + Al 3+ + SO 4 - Nennen Sie das Zentralatom, die Koordinationszahl, die Zahl und Art der Liganden in der Komplexverbindung [CoNH 3 5 H O]Cl. Zentralatom: Co Kobalt Zahl + Art der Liganden: 5x NH 3 und 1xH O Koordinationszahl: 5 + 1 6

Säuren und Basen Arrhenius Konzept beshränkt auf wässrige Lösungen Eine Säure bildet in wässriger Lösung H + aq H 3 O+, Oxonium Ion Ionen, eine Base OH - aq Ionen. HCl + H O H 3 O + + Cl - aq man sagt auh: Salzsäure dissoziiert in wässriger Lösung. Starke Säuren sind vollständig dissoziiert Gleihgewiht liegt rehts Shwahe Säuren sind nur teilweise dissoziiert Gleihgewiht liegt links Brønsted - Lowry Konzept Säuren sind Verbindungen, die Protonen abgeben Protonendonoren. Basen nehmen Protonen auf Protonenakzeptoren.

Konjugiertes Säure-Base Paar z.b.: CH 3 COOH + H O CH3COO - + H 3 O + konjugierte Säure Base Paare untersheiden sih nur durh die Aufnahme/Abgabe eines Protons Essigsäure ist eine shwahe Säure Gleihgewiht liegt links die konjugierte Base Aetat ist eine starke Base Es gilt generell: Je stärker eine Säure, umso shwäher ihre konjugierte Base. Umgekehrt gilt, je stärker eine Base, umso shwäher ihre konjugierte Säure.

Stärke von Brønsted - Säuren/Basen Säurestärke Tendenz Protonen abzugeben diese hängt von folgenden Faktoren ab: a Wasserstoff - Verbindungen einer Periode Die Säurestärke nimmt mit der Elektronegativität zu z.b.: NH 3 <H O<HF b Wasserstoff - Verbindungen einer Gruppe Die Säurestärke hängt von der Atomgröße ab z.b.: HF < HCl < HBr < HI Oxo Säuren man kann allgemein sagen: Je größer die Anzahl der O Atome, um so größer die Säurestärke z.b.: HClO < HClO < HClO 3 < HClO 4

Lewis Konzept unabhängig von H + aq Basen verfügen über ein einsames Elektronenpaar, mit dem eine kovalente Bindung zu einem anderem Atom, Molekül, Ion geknüpft werden kann Lewis - Basen sind Elektronenpaar - Donoren Säuren können sih an ein einsames Elektronenpaar einer Base unter Bildung einer kovalenten Bindung anlagern. Lewis - Säuren sind Elektronenpaar - Akzeptoren AlCl 3 + Cl - [AlCl 4 ] - BF 3 + F - [BF 4 ] - H + + NEt 3 NHEt 3 + Säure Base Salz

Säure Base Gleihgewihte Ionenprodukt des Wassers Für die Eigendissoziation des Wassers gilt: H O H 3 O + + OH - Wendet man das MWG an Produkte /Edukte Konst. erhält man: H K 3 O + * H OH O K * H O H 3 O + *OH - H O onst. K W H 3 O + *OH - K W Ionenprodukt des Wassers K W beträgt bei 5 C 10-14 mol /L H 3 O + beträgt 10-7 mol/l in reinem Wasser

ph/poh Wert ph Wert leitet sih von pondus oder potentia Hydrogenii ab. Definition des ph Wertes Der ph Wert ist der negative dekadishe Logarithmus der H 3 O + - Aktivität ph -log ah 3 O + poh -log aoh - Für reines Wasser gilt: ph -log H 3 O + ph -log 10-7 7 ph + poh 14 Lösungen mit einem ph 7 nennt man neutral. Lösungen mit einem ph < 7 nennt man sauer. Lösungen mit einem ph > 7 nennt man basish. Eine ph Wert Erniedrigung um 1 entspriht der 10fahen H 3 O +!!!

Beispiele Wie groß ist der ph Wert einer 0.001M Lösung von a HCl, b NaOH. a HCl aq + H O H 3 O + + Cl - aq HCl ist eine starke Säure starker Elektrolyt vollständig dissoziert Gleihgewiht liegt auf der rehten Seite. HCl H 3 O + ph -log H 3 O + -log HCl ph -log 10-3 3 b NaOH aq + H O OH - aq + Na+ aq NaOH ist eine starke Base vollständig dissoziert NaOH OH - poh -log OH - -log NaOH poh -log 10-3 3 ph 14 poh 11

Berehnen Sie den ph Wert einer gesättigten Caliumhydroxidlösung K LP 5.5*10-6 mol 3 /L 3 CaOH Ca + + OH - K LP Ca + * OH - aus der Reaktionsgleihung folgt: Ca + ½ OH - K LP ½ OH - 3 K LP OH 1 OH 3 * K 3 LP 0.0 mol / L poh -log OH - poh -log.*10-1.65 ph 14 poh 1.35 Der ph Wert der gesättigten Lösung beträgt 1.35.

Shwahe Elektrolyte Shwahe Elektrolyte sind in wässriger Lösung nur teilweise dissoziert. z.b.: CH 3 COOH + H O CH 3 COO - + H 3 O + wendet man das MWG an erhält man: K H 3 O CH 3 + * CH COOH * 3 COO H O mit H O onst. folgt: H 3 O * CH CH 3 COO COOH + K S 3 K S wird Säuredissoziationskonstante Dissoziationskonstante genannt. man kann wiederum sagen: pk S + pk B pk W 14

ph Wert Berehnung bei shwahen Elektrolyten Für den Fall eines shwahen Elektrolyten in diesem Fall Essigsäure benutzt man folgende Näherung zu Berehnung des ph Wertes mit CH 3 COOH 0 -x mol/l 0 Ausgangskonzentration und H 3 O + CH 3 COO - x mol/l erhält man H O * CH CH COO COOH + 3 3 K S 3 0 x x x 0 nah dem Umformen erhält man H O 3 OH + 0 0 * K * K B S oder ph poh 1 1 pk S pk log B 0 log 0

Beispiel Berehnen Sie den ph Wert einer 0.065M Lösung von NH 3 K B.0*10-5 OH 0 * K B OH 1.14*10 3 mol 6.5*10 / L **10 5 1.3*10 poh -log OH - poh -log 1.14*10-3.94 ph 14 poh 11.06 oder: poh ½ pk B log 0 ½ 4.69 - -1.19.94 ph 14 poh 11.06 Der ph Wert beträgt 11.06 6

Chemishes Rehnen für Molekulare Biologen Teil 4

Neutralisation Unter einer Neutralisation versteht man die Reaktion von einer Säure mit einer Base. Dabei entsteht ein Salz und Wasser. z.b.: HCl aq + NaOH aq Na + aq +Cl- aq + H O HNO 3aq + BaOH aq Ba + aq + NO 3 - aq + H O 600mL NaOH 0.05M werden mit 10mL H SO 4 0.1M teilweise neutralisiert und anshließend auf 1L aufgefüllt. ph Wert??? n n n H H SO 4 + NaOH Na + + SO - 4 + H O * V NaOH 0.05 mol L SO mol 4 0.1 L *0.1 L *0.6 0.03 0.01 mol mol aus der Reaktionsgleihung folgt: 1mol H SO 4 neutralisiert mol NaOH 0.03 -*0.01 0.006mol NaOH; NaOH 0.006mol/L poh log OH poh log 6*10 ph 14. 11.78 3. Der ph Wert beträgt 11.78.

Titrationen Titration Volumetrie ist eine Art der quantitativen Analyse Zu einer bekannten Menge Probe V P mit unbekannter Konzentration P? wird eine Maßlösung Reagenz bekannter Konzentration R zugegeben. Der Äquivalenzpunkt Probe ist vollständig mit dem Reagenz umgesetzt d.h. gleihe Stoffmengen reaktiver Teilhen Protonen oder Elektronen, n eqp n eqr wird mittels eines Indikators bestimmt und über den Verbrauh an Maßlösung V R die Massen- oder Stoffmengenkonzentration der Probe bestimmt. Trägt man den ph-wert gegen den Verbrauh an Reagenz auf, erhält man eine Titrationskurve. ph Indikatorbereih Äquivalenzpunkt Randbemerkung: Einige Maßlöungen können einfah durh Einwägen des Titranten und Lösen in Wasser hergestellt werden z.b.: EDTA, NaCl, K Cr O 7. Bei den meisten Maßlösungen muss eq erst durh eine Titration mit einer Urtitersubstanz bestimmt werden. ph-wert am Äquivalenzpunkt? ml Reagenz

Beispiel Zur vollständigen Neutralisation von.5ml NaOH Lösung werden 1.4mL einer HCl-Maßlösung 0.104M benötigt. Berehnen Sie die Massenkonzentration der Natronlauge! NaOH + HCl H O + Na + + Cl - MNaOH 40g/mol n β NaOH NaOH NaOH NaOH V n HCl NaOH HCl V HCl V NaOH NaOH M HCl V NaOH HCl mol 0.104 0.014 L 0.005 L 0.89 40 L 35.67 g 0.89 / l M

Äquivalentkonzentration eq Normalität veraltet Äquivalentkonzentration eq z z...anzahl der reaktiven Teilhen ist ein Maß dafür, wie viele Äquivalentteilhen eines Stoffes sih in einem bestimmten Volumen der Lösung befinden. Na CO 3 + HCl Na + + Cl - + H CO 3 Am Äquivalenzpunkt gilt: zna CO 3 > eq *Na CO 3 n da eqp eqp eqp P V n P eqp R V eqr eqr V P z R P eqr V P z * z V P R R V P R und eqr sowie P R * z M R β P R V P z R z V P R M

Beispiel: Säure-Base-Titration Es wurden 0.1034g Na CO 3 eingewogen und mit einer a. 0.1M HCl titriert. Der Verbrauh betrug 0.mL. Berehnen Sie HCl! MNa CO 3 106.0 g mol -1 Na CO 3 + HCl Na + + Cl - + H CO 3 Na CO 3 reagiert zu CO 3 - -----> z R HCl gibt 1 H + ab ------> z P 1 Variante 1: 0.1034 g n R z R 106 g / mol P 0.09658 mol / V z 0.00 L 1 P P l Variante : Shlussrehnung nna CO 3 9.75*10-4 mol 1 mol Na CO 3 mol HCl 9.75*10-4 mol n p mol HCl n p * 9.75*10-4 mol > p n/v0.09658 mol/l

Beispiel: Redoxtitration Bei der permanganometrishen Titration von 10mL einer unbekannter Nitrit Probe werden 1.7mL KMnO 4 Maßlösung 0.0M verbrauht. Berehnen Sie die Massenkonzentration von Nitrit in der Probelösung! MnO 4 - + 5NO - + 6H 3 O + Mn + + 5NO 3 - + 9H O eq z > eq MnO 4-0.0 5 0.1M und eq NO - NO - am Äquivalenzpunkt n β eqp eqp NO NO * V n * P eqr M eqr V **0.01 * 0.0635 R mol : / l 0.0635* 46 0.0*5* 0.017.9 g / l Variante Shlussrehnung: nmno 4-0.017*0.00.00054 mol mol MnO - 4..5 mol NO - 0.00054 mol.n p mol NO - n p 0.00054*5/0.000635 mol p n/v0.000635/0.010.0635 mol/l In der unbekannten Probe sind.9 g/l Nitrit enthalten.

Puffergemishe Pufferlösungen bestehen aus einem Gemish einer shwahen Säure und deren konjugierte Base und haben die Eigenshaft den ph Wert in der Lösung, trotz Zugabe einer Säure oder Base, konstant zu halten. Häufig verwendete Puffer sind: Essigsäure / Aetat Puffer Ammoniak / Ammonium Puffer Bei einer 1:1 Mishung von Säure und Salz gilt für den ph Wert der Lösung: ph pk S z.b.: Wie lautet der ph-wert eines Essigsäure / Natriumaetats Puffers? K S 1.8*10-5 ph pk S -log 1.8*10-5 ph 4.74

Henderson - Hasselbalh she Puffergleihung Wenn das Verhältnis von Säure zu Base niht 1:1 ist, verwendet man die Henderson Hasselbalh she Puffergleihung zur Berehnung des ph Werts. Herleitung: Die Säure HA dissoziert zu H + und A - HA H + + A - durh Anwendung des MWG erhält man: K S H log + * HA A ph pk S H log + HA A K S * A HA Henderson - Hasselbalh she Puffergleihung

Beispiele 50mL einer 0.1M Essigsäure werden mit 0.1M NaOH titriert. Wie lautet der ph Wert nah der Zugabe von 5mL, 50mL und 51mL NaOH. K S 1.8*10-5 n n CH CH 3 COOH aq + NaOH aq CH 3 COONa aq + H O * V 3 COOH 0.1 mol L *0.05 L 0.005 mol a b n n NaOH NaOH 0.1 0.1 mol L mol L *0.05 0.005 mol *0.05 0.005 mol n NaOH 0.1 mol L *0.051 0.0051 mol für a folgt: 0.005mol NaOH reagieren mit 0.005mol Essigsäure zu 0.005mol Essigsäure + 0.005mol Natriumaetat Verhältnis Säure/Salz 1:1 ph pk S - log 1.8*10-5 4.74

Für b gilt: 0.005mol NaOH + 0.005mol Essigsäure werden zu 0.005mol Natriumaetat 0.05M Natriumaetat pk S + pk B 14 pk B 14 4.74 9.6 poh poh 1 1 pk ph 14 pk B log 9.6 1.3 B 0 14 5.8 5.8 8.7 für gilt: 0.0051mol NaOH + 0.005mol Essigsäure werden zu 0.005mol Natriumaetat und 0.0001mol NaOH OH - von Natriumaetat ist 5.5*10-6 mol/l vernahlässigbar!! OH - von NaOH ist 9.9*10-4 mol/l poh log 9.9*10 4 ph 14 3.01 10.99 3.01

In welhem Verhältnis stehen die Stoffmengen von Aetat Ionen und Essigsäure in einem Puffer mit ph 4.5 K S 1.8*10-5. Wieviel ml 5M Essigsäure und wieviel g Natriumaetat benötigen Sie zur Herstellung von 1L 0.1M Pufferlösung ph pk pk S log1.8*10 CH 4.5 4.74 log CH CH 0.4 log CH S CH log CH 3 3 5 3 4.74 3 3 3 COOH COO COOH COO COOH COO 1 CH CH 3 3 COOH COO 1.7 HA + A HA 1.7 A 1.7.7 A A A + A CH HA CH 0.1 mol L 0.1 mol L 3 3 1 1 0.1 mol L COONa 0.037 mol L COOH 0.063 mol L 1 1 V CH m CH 3 3 COOH COONa n n M 0.063 5 0.037 0.016 L 8.03 1.6 3.035 ml g Man benötigt 1.6mL 5M Essigsäure und 3.035g Natriumaetat

Chemishes Rehnen für Molekulare Biologen Teil 5

Reversible Reaktionen Gleihgewihte Alle reversiblen Reaktionen tendieren zum Erreihen eines Gleihgewihtszustandes. Gleihgewiht Hinreaktion läuft genauso shnell ab, wie die Rükreaktion z.b.: N g + 3H g NH 3g Da Hin- und Rükreaktion beim Erreihen des Gleihgewihts gleih shnell ablaufen, bleiben die Konzentrationen der beteiligten Substanzen konstant. Massenwirkungsgesetz K N NH * 3 H 3 Die Konzentration der Produkte durh die Konzentration der Edukte ist konstant. K > 1: Gleihgewiht liegt auf der rehten Seite Produkte K 1: Edukte ist gleih Produkte K < 1: Gleihgewiht liegt auf der linken Seite Edukte

Gleihgewihtskonstante K C Bei der Formulierung des Massenwirkungsgesetzes werden die Stoffmengenkonzentrationen [mol/l] der Reaktionspartner verwendet für gegebene Reaktion und Temperatur muss der Zahlenwert von K C experimentell ermittelt werden z.b.: H + I HI das MWG lautet K C H HI * I Bei dieser Reaktion hat man experimentell folgende Konzentrationen bei 45 C ermittelt: I 0.0015mol/L H I 0.0015mol/L HI 0.0111 mol/l durh Einsetzen der Konzentrationen in das MWG erhält man für K C K C H HI * I 0.0111 0.005 54.8

Voraussage der Reaktionsrihtung Annahme: I H 0.4mol/L und HI 1.5 mol/l, in welhe Rihtung läuft die Reaktion ab? K C 54.8 K C H HI * I Wenn sih die Reaktion niht im Gleihgewiht befindet, erhält man durh Einsetzen der Konzentrationen in das MWG den Reaktionsquotienten Q Q H HI * I Für das Beispiel gilt Allgemein gilt für: a Q < K C, die Reaktion läuft von links nah rehts b Q K C, das System befindet sih im Gleihgewiht Q > K C, die Reaktion läuft von rehts nah links Q H HI * I 1.5 0.4 14.1 Q < K C Die Reaktion läuft von links nah rehts.

Le Chatelier Prinzip Le Chatelier Prinzip Prinzip des kleinsten Zwanges formuliert 1884 Übt man auf ein im Gleihgewiht befindlihes System einem Zwang Drukänderung, Temperaturänderung oder Konzentrationsänderung aus, so stellt sih ein neues Gleihgewiht ein, bei dem dieser Zwang vermindert wird. z.b.: Durh Entfernung eines Produktes aus dem Gleihgewihtsystem, vershiebt sih das Gleihgewiht auf die rehte Seite!! Katalysatorwirkung Die Anwesenheit eines Katalysators beeinflusst niht das Gleihgewiht, sondern es stellt sih nur shneller ein!!!!

Qualitative Analyse Qualitative Analyse WAS ist in einer Probe? Quantitative Analyse WIEVIEL einer Substanz ist in einer Probe? Bei der qualitativen Analyse werden hauptsählih folgende Reaktionen verwendet: a Säure / Basen Reaktionen b Redoxreaktionen Fällungsreaktionen d Komplexbildungsreaktionen e Gasentwiklungsreaktionen f Verflühtigungsreaktionen u.v.m Im Allgemeinen finden alle Reaktionen in wässrigen Lösungen statt. Einige Reaktionsarten sind verbunden mit harakteristishen Farbänderungen. z.b.: Nahweis von Cu + in ammoniakalisher Lösung Cu + aq + 4NH 3aq [CuNH 3 4 ] + aq tiefblaue Farbe

Einshub mehrprotonige Säuren Mehrprotonige Säure Säure, die mehr als ein H 3 O + bilden kann z.b.: H S, H 3 PO 4, H SO 4 Mehrprotonige Säuren dissoziieren shrittweise, und jeder Shritt hat seine Dissoziationskonstante K S1, K S, Generell gilt K S1 > K S > K S3 das erste Proton wird am leihtesten abgegeben, das zweite shwerer und alle darauf folgenden Protonen noh viel shwieriger Man kennt keine mehrprotonige Säuren, die in wässriger Lösung vollständig dissoziert sind!!!!

Dissoziation von H S K S1 1.1*10-7, K S 10-14 ACHTUNG: Dissoziation erfolgt shrittweise 1. Shritt: H S HS - + H +. Shritt HS - S - + H + + HS * H 1 1.1* 10 H S + S * H 14 10 HS Bruttoreaktion: H S S - + H + K S1 *K S 1.1*10-1 mol /L K S K S Die Konzentration der S - Ionen ist ph abhängig Die Dissoziation von H S ist deswegen von großer Bedeutung, weil viele Metallionen in wässriger Lösung in Gegenwart von S - Ionen shwerlöslihe Metallsulfide bilden und damit selektiv ausgefällt werden können, z.b.: Hg +, Pb +, Bi 3+, Cu +, Cd +, As 3+, Sb 3+,Sn +/4+, 7

Beispiele Wie groß ist die Konzentration von S - Ionen einer 0.01M H S Lösung bei einem ph Wert von 1 und 9. K S 1.1*10-1 mol /L Man verwendet die Bruttoreaktionsgleihung H S S - + H + da K S <<1 0 H S H S S * H H S + a ph 1 H + 10-1 mol/l 1.1*10 1 S 1 1.1*10 H * + H S S H S *1.1*10 + H 10 *1.1*10 1 10 1 1 1.1*10 1 mol / L b ph 9 H + 10-9 mol/l S H S *1.1*10 1 1 10 1.1*10 + H *1.1*10 9 10 5 mol / L

Literatur Für die Vorbereitung des SE Chemishes Rehnen wurden folgende Unterlagen verwendet: Mortimer, Charles E.; Chemie Das Basiswissen der Chemie, 6. überarbeitete Auflage, 1996 Kunze, Udo R.; Shwendt Georg; Grundlagen der qualitativen und quantitativen Analyse, 5. überarbeitete Auflage, 00 Riedel, Erwin; Allgemeine und Anorganishe Chemie, 5. Auflage, 1990 Shmid, R. ; Skriptum Allgemeine Chemie TU Wien Wikipedia Die freie Enzyklopädie http://de.wikipedia.org/wiki/hauptseite