ph-wert Berehnung starke Säuren z.b. HCl, HNO 3, H 2 SO 4 vollständige Dissoziation (H 3 O + ) = (Säure) ph lg H 3 O Beispiel H 2 SO 4 (H 2 SO 4 ) = 0,1 mol/l (H 3 O + ) = 0,2 mol/l ph = -lg 0,2 = -(-0,699) = 0,7 9
ph-wert Berehnung shwahe Säuren z.b. Essigsäure CH 3 COOH unvollständige Dissoziation (H 3 O + ) (Säure) Säure + H 2 O H 3 O + + A - K S H 3 O Säure A ph 1 2 ( pk S lg Säure ) da H 3 O A, gilt K S 2 H 3 O Säure 2 H 3 O K S Säure H 3 O K S Säure 10
ph-wert Berehnung starke Basen z.b. NaOH, KOH vollständige Dissoziation (OH - ) = (Base) poh ph lg OH 14 poh Beispiel NaOH (NaOH) = 0,01 mol/l = 10-2 mol/l ph = 14-(-lg 0,01) = 14-(-(-2)) = 14-2 = 12 11
ph-wert Berehnung shwahe Base z.b. Ammoniak NH 3 unvollständige Dissoziation (OH - ) (Base) ph 14 1 2 ( pk B lg Base ) Beispiel NH 3 (pk B = 4,75) (NH 3 ) = 0,01 mol/l = 10-2 mol/l ph = 14-½(4,75-lg 0,01) = 14-½(4,75-(-2)) = = 14-½(6,75) = 14-3,375 = 10,625 12
ph-wert Berehnung sauer protolysierende Salze Salze starker Säuren und shwaher Basen saure Reaktion Beispiel Ammoniumhlorid NH 4 Cl entsprehende Base NH 3 (shwah, partiell dissoziiert) entsprehende Säure HCl (stark, vollständig dissoziiert) ph 1 2 ( pk S lg Salz ) basish protolysierende Salze Salze shwaher Säuren und starker Basen ph 14 1 2 ( pk B lg Salz ) 13
Protolysereaktionen von Salzen Salz + Wasser dissoziierte Ionen Reaktion des Salzes ph- Wert Al 2 (SO 4 ) 3 + 4 H 2 O 2 Al[OH] 2+ + 3 SO 4 2- + 2 H 3 O + sauer NH 4 Cl + H 2 O NH 3 + Cl - + H 3 O + sauer NaCl + H 2 O Na + + Cl - + H 2 O neutral NaCH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + Na + + OH - basish Na 2 CO 3 + H 2 O HCO 3 - + 2 Na + + OH - basish
ph-wert von Puffersystemen Puffer sind Lösungen, die bei Zugabe von Säure oder Base ihren ph-wert nur wenig ändern. Sie bestehen aus einer shwahen Säure bzw. Base und deren jeweiligem Salz. Wirkungsweise einer Pufferlösung Essigsäure / Natriumaetat HA / NaA Puffern von H 3 O + : H 3 O + + A HA + H 2 O Puffern von OH : OH + HA A + H 2 O ph pk S lg HA HA + H 2 O H 3 O + + A die Pufferkapazität hängt ab vom Verhältnis A A HA HA A HA größte Pufferwirkung A A HA 1:1 ph pk 10 :1 ph 1:10 ph S pk pk S Salz Säure S 1 1
Pufferkurve Essigsäure-Aetat n Essigsäure in % 100 80 60 40 Essigsäure CH 3 COOH Pufferbereih Aetat CH 3 COO - 0 20 40 60 n Aetat in % n Essigsäure n pk Aetat S 1 1 4,75 ph 4,75 CH 3 COOH + H 2 O 20 80 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 100 ph CH 3 COO + H 3 O +
Zusammenfassung ph-wert Säuren Basen starke ph = lg Säure ph = 14 + lg Base ph = 14 poh shwahe ph = ½ (pk S lg Säure ) ph = 14 ½ (pk B lg Salz ) Salze shwaher Basen ph = ½ (pk S lg Salz ) Salze shwaher Säuren ph = 14 ½ (pk B lg Salz )
Allgemeine Chemie 3. CHEMISCHE REAKTIONEN 3.8 REDOXREAKTIONEN 1
Oxidationszahl Die Oxidationszahl (Oxidationsstufe) gibt die formale Ladung an, die Atome in aus Ionen aufgebauten Verbindungen besäßen. Kohlenstoff (C) Stikstoff (N) Verbindung Oxidationszahl Verbindung Oxidationszahl CO 2, CF 4 CO, HCOOH C, HCHO CH 3 OH +IV +II ±0 -II HNO 3 NO 2 HNO 2 NO N 2 O N 2 NH 2 OH N 2 H 4 NH 3 CH 4 -IV Eine positive Oxidationszahl kann niht größer als die Gruppennummer des Elementes sein Die maximale negative Oxidationszahl ist gleih der Gruppennummer des Elements minus 8 +V +IV +III +II +I ±0 -I -II -III
Regeln zur Bestimmung der OZ 1. OZ von Elementen ist Null 0 0 0 H 2 Cl 2 Al 2. Fluor hat in Verbindungen die OZ -I, Sauerstoff meist -II 3. In Ionenverbindungen entspriht die OZ der Ionenladung +I -I NaCl Na Cl + VIII/III -II Fe 3 O 4 Fe O Bei gebrohenen Zahlen liegen vershiedene OZ vor: Fe 3 O 4 : 2x (+III), 1x (+II)
Regeln zur Bestimmung der OZ 4. In kovalenten Verbindungen wird die Verbindung in Ionen aufgeteilt und die Bindungselektronen dem elektronegativeren Partner zugeteilt. Bei gleihen Bindungspartnern erhalten beide die Hälfte der Bindungselektronen. 5. Summe aller OZ in neutralen Verbindungen immer gleih NULL bzw. in Ionen gleih der Gesamtladung 6. Wasserstoff meist OZ = +I, Ausnahmen: Metallhydride OZ = I 7. Alkalimetalle immer OZ = +I, Erdalkalimetalle immer OZ = +II 4
Wihtige Oxidationszahlen Oxidationszahl 8 7 6 5 4 3 2 1 0-1 -2-3 -4 H He Li Be B C N O F Ne NaMg Al Si P S Cl Ar 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Ordnungszahl
Redoxreaktion Gleihgewihtsreaktion Hin(Rük)reaktion ist eine Oxidation Rük(Hin)reaktion ist eine Reduktion Es finden Änderungen der Oxidationszahlen statt. Oxidationsmittel nehmen Elektronen auf werden reduziert +II ±0 Cu 2+ + 2 e- Cu Reduktionsmittel geben Elektronen ab werden oxidiert ±0 +II Fe Fe 2+ + 2 e- reduzierte und oxidierte Form bilden ein Redox-Paar an einer Redoxreaktion sind stets zwei Redox-Paare beteiligt ±0 +II +II ±0 Fe + Cu 2+ Fe 2+ + Cu 6
Video Fe 0 vs Cu 2+ 7
Redoxpaare reduzierte Form Na Zn Fe H 2 + 2 H 2 O 2 I Cu Fe 2+ 2Br 2Cl oxidierte Form Na + Zn 2+ Fe 2+ 2H 3 O + I 2 Cu 2+ Fe 3+ Br 2 Cl 2 + e + e + 2 e + 2 e + 2 e + 2 e + 2 e + e + 2 e + 2 e Fe + Cu 2+ Fe 2+ + Cu 2 I + Br 2 I 2 + 2 Br
Wihtige Redoxreaktionen Reduktionen Zukeraufbau in der Pflanze 6 CO 2 + 6 H 2 O Liht C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 Darstellung von Elementen, z.b. Hohofenprozess 3 CO + Fe 2 O 3 2 Fe + 3 CO 2 Ammoniaksynthese Haber-Bosh-Verfahren Katalysator N 2 + 3 H 2 2 NH 3 P, T Oxidationen Kohlenwasserstoffverbrennung CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O Zukerabbau im Körper C 12 H 22 O 11 + 12 O 2 12 CO 2 + 11 H 2 O Salpetersäuredarstellung 4 NH 3 + 5 O 2 4 NO + 6 H 2 O 4 NO + 2 O 2 2 NO 2 4 NO 2 + 2 H 2 O + O 2 4 HNO 3 Shwefelsäureproduktion 1/8 S 8 + O 2 SO 2 V 2 O 5 SO 2 + ½ O 2 SO 3 SO 3 + H 2 SO 4 H 2 S 2 O 7 H 2 S 2 O 7 + H 2 O 2 H 2 SO 4
Kohlenstoffzyklus Werte für C in Gigatonnen (10 9 to) 120 Sonne Photosynthese Veratmung Atmosphäre 60 60 720 60 100 Biosphäre + Pedosphäre 0,1 1000 (lebend) 1750 (tot) 7 1 60 100 Sedimente/ Lagerstätten 5000 Lithosphäre 66 000 000 0,2 Oberflähenwasser 700 tiefer Ozean 38000
Photosynthese von Plankton h ν 6 CO 2 + 6 H 2 O C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 h ν 108 C (CO 2 ) Aufbau organisher Stoffe in Pflanzen durh Photosynthese 16 N (NO- 3 ) 1 P 2- (HPO 4 ) 150 m
Aufstellen von Redoxgleihungen 1. Ausgangs- und Endstoffe bestimmen Beispiel: Auflösung von Kupfer in Salpetersäure Cu + H 3 O + + NO 3- Cu 2+ + NO 2. Bestimmung der Oxidationszahlen der beteiligten Elemente ±0 +V +II +II Cu + H 3 O + + NO - 3 Cu 2+ + NO 3. Aufstellen der Teilgleihungen Oxidation (Elektronenabgabe) Cu Cu 2+ + 2 e - Reduktion (Elektronenaufnahme) NO 3- + 3 e - NO Ladungs- und Stoffbilanz (sauer: H 3 O + ; basish: OH - ) NO 3- + 4 H 3 O + + 3 e - NO NO 3- + 4 H 3 O + + 3 e - NO + 6 H 2 O 12
Aufstellen von Redoxgleihungen 4. Addition der Teilgleihungen Ausgleih der Ladung (k.g.v.) Cu Cu 2+ + 2 e - x3 NO 3- + 4 H 3 O + + 3 e - NO + 6 H 2 O x2 3 Cu + 2 NO 3- + 8 H 3 O + 3 Cu 2+ + 2 NO + 12 H 2 O Kürzen niht vergessen 13