1 1 Säuren sind Protonendonatoren, d.h. Stoffe, die an einen Reaktionspartner ein oder mehrere Protonen abgeben können; Säuredefinition nach Brönsted Im Falle von Wasser: HA + H 2 O A - + H 3 O + H 3 O + : Oxonium- oder Hydroxoniumion 2 2 Basen sind Protonenakzeptoren, d.h. Stoffe die ein Proton von einem Reaktionspartner aufnehmen können; Basen verfügen immer über ein freies Elektronenpaar; Basendefinition nach Brönsted Im Falle von Wasser: B + H 2 O BH + + OH - OH - : Hydroxidion 3 3 Schwefelsäure H 2 SO 4 Schweflige Säure H 2 SO 3 Wichtige Säuren Salpetersäure HNO 3 Phosphorsäure H 3 PO 4 Kohlensäure H 2 CO 3 Salzsäure HCl 4 4 Ammoniak NH 3 Wichtige Basen (Laugen oder alkalische Lösungen) Natronlauge NaOH Kalilauge KOH Kalkwasser Ca(OH) 2 Barytwasser Ba(OH) 2
5 5 Nichtmetalloxid und Wasser Säure Darstellung von Oxosäuren z.b. SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 Das entsprechende Nichtmetalloxid ist also zugleich das Anhydrid der Säure! 6 6 1. aus den Elementen Darstellung von Halogenwasserstoffsäuren z.b. H 2 + Cl 2 2 HCl HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + 2. aus den Salzen z.b. NaCl + H 2 SO 4 NaSO 4 + HCl 7 7 Darstellung von Ammoniak Aus den Elementen nach dem Haber-Bosch Verfahren: N 2 + 3 H 2 2 NH 3 8 8 Darstellung der Metallhydroxide Metalloxid und Wasser Base z.b. Na 2 O + H 2 O 2 NaOH
9 9 Indikatoren sind Stoffe, die über charakteristische Farbreaktionen anzeigen, ob ein Stoff basisch oder sauer reagiert; Indikatoren z.b. Phenolphthalein: farblos rosa Bromthymolblau: gelb blau Methylrot: rot gelb Blaukraut: rot - grün 10 10 Der ph-wert ist der negative Logarithmus der H 3 0 + Konzentration; ph = - log [H 3 O + ] (poh = - log[oh - ]; ph + poh = 14) ph- Wert Skala: 0-14; ph = 7: neutrale Lösung ph < 7 saure Lösung ph > 7 basische Lösung 11 11 Reaktion zwischen H 3 O + und OH - Ionen unter Bildung von Wasser; Neutralisation z.b. NaOH + HCl Na + + Cl - + H 2 O 2 KOH + H 2 SO 4 Na + + SO 4 2- + 2 H 2 O 12 12 Brönstedsches Säure-Basen-Paar, das durch Abgabe bzw. Aufnahme eines Protons in Beziehung steht; Konjugiertes (korrespondierendes) Säure- Basen-Paar z.b. NH 4 + (Säure) NH 3 (Base) Eine Base geht durch Protonenaufnahme in ihre korrespondierende Säure über und umgekehrt.
13 13 Säuren-Basen - Titration Zu einer bestimme Menge einer Säure (Base) unbekannter Konzentration wird allmählich eine Base bekannter Konzentration gegeben. Am Äquivalenzpunkt (gleiche Mengen an H 3 O + und OH - - Ionen) schlägt der ph wert vom sauren (basischen) zum basischen (sauren) um. Dadurch kann rechnerisch die unbekannte Konzentration der Säure (Base) bestimmt werden. 14 14 Graph zur Darstellung des ph-werts als Funktion der zugegebenen Säure- oder Basenmenge im Verlauf einer Säure-Base-Titration. Titrationskurve 15 15 16 16
1 1 Ursprüngliche Definition: Reaktion, bei der sich Sauerstoff mit anderen Substanzen verbindet; Oxidation Moderne Definition: Prozeß, bei dem einem Atom Elektronen entzogen werden; die Oxidationszahl des Atoms wird dabei erhöht; 2 2 Ursprüngliche Definition: Reaktion, bei der der Sauerstoff aus einer Verbindung entfernt wird; Reduktion Moderne Definition: Prozeß, bei dem einem Atom Elektronen zugefügt werden; die Oxidationszahl wird dabei verringert; 3 3 Oxidationszahl Fiktive Ionenladung an einem Atom, die sich ergibt, wenn man alle Elektronenpaare von kovalenten Bindungen dem jeweils elektronegativeren Bindungspartner zuteilt; I -II IV -II z.b. H 2 O CO 2 4 4 1. Ein einzelnes Atom oder ein Atom in einem Element hat die Oxidationszahl 0. 2. Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions ist identisch mit seiner Ionenladung. Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahlen 3. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines mehratomigen Ions ist gleich der Ladung dieses Ions; die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines Moleküls ist Null. 4. Fluor, das elektronegativste Element hat in allen Verbindungen die Oxidationszahl I. 5. Sauerstoff als zweit elektronegativstes Element hat die Oxidationszahl II (Ausnahme: Peroxid mit I). 6. Wasserstoff hat die Oxidationszahl + I (Ausnahme: Hydride mit
5 5 Oxidationsmittel / Reduktionsmittel Die Substanz, die dem Rektionspartner die Elektronen entzieht und damit dessen Oxidation bewirkt, bezeichnet man als Oxidationsmittel. Es wird selbst reduziert. Die Substanz, die selbst oxidiert wird bezeichnet man als Reduktionsmittel. 6 6 1. Aufstellen der unvollständigen Redoxgleichung mit allen bekannten Edukten und Produkten; 2. Ermittlung der Oxidationszahlen; Aufstellen einer Redoxgleichung (1. Teil) 3. Aufstellen der Teilgleichungen für den Oxidations- und den Reduktionsvorgang (Ionen, deren Oxidationszahl sich nicht ändern bleiben unberücksichtigt!); 4. Ausgleich der Differenz der Oxidationszahlen mit Elektronen; dabei stehen bei der Oxidation die Elektronen immer auf der rechten Seite, bei der Reduktion auf der linken; 7 7 5 Ausgleich der Atomanzahlen mit Wassermolekülen (= Stoffbilanz) 6 Anpassung der Elektronenzahlen durch Multiplikation der Aufstellen einer Redoxgleichung (2. Teil) Teilgleichungen mit dem entsprechenden Faktor 7 Addition der Teilgleichungen mit Verrechnung der auf beiden Seiten vorkommenden Elektronen und Stoffen 8 Überprüfung der Ladungs- und Stoffbilanz