Abi Chemie 2022 Chemisches Gleichgewicht + Säure Base GGW

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[s] Die Konzentration der Ausgangsstoffe nimmt bis zu einem best wert (*0) ab, parallel dazu Steigt die Produkt konzentration. Im GGW ándert sich Produkt- und Edukikonzentration nicht mehr. Hinreaktion Rückreaktion = zeit [s] Im GGW gilt Visin VRück, d. n es reagieren genau so viele Edukte zu Produkten, uie Produkie zu Edukten. 2 3.2 Massenwirkungsgesetz Allgemein gilt: Кс = Druck: Kc> ^ Kc =^ Kc ^ 2A * 1B Kc = C² (D) C² (A) 3D + 1E C (E) C (B) [T= konst; p= konst ] Massenwirkungskonstante mehr Produkte als Edukte (Gaw liegt auf der rechten Seite) gleich viele Produkte und Edukte mens Edukte, als Produkte ( linken -3. Beeinflussung der Lage eines chemischen Gleichgewichts (Le Chatelier) ) ,,Allgemein": Prinzip des ,,kleinsten Zwanges" von Le Chatelier: stört man ein chemisches Gleichgewicht durch Änderung äußerer Faktoren, so verschiebt sich das Gleichgewicht der Störung entgegen. (Es stellt sich also ein neues Gleichgewicht mit anderem Stoffmengenverhältniss ein) Temperatur: Erhöht man die Temperatur, so verschiebt sich ein GGW in die Richtung, in die die zugeführte Wärmeenergie ,,verbraucht/ umgewandelt wird, also in die endotherme Richtung Erniedrigt man die Temperatur (kühlen), so verschiebt sich ein GGW in die Richtung, in die Wärmeenergie frei wird, also in die exotherme Richtung. Erhöht man den Druck, so verschiebt sich ein GGW in die Richtung, in die die Gasteilchenzahl verringert wird Vermindert man den Druck (vergrößert das Volumen), so verschiebt sich ein GGW in die Richtung, in die die Gasteilchenanzahl zunimmt Konzentration: Erhöht man die Konzentration eines Stoffes, so verschiebt sich ein GGW in die Richtung, in die der zugegebene Stoff abgebaut wird. Entzieht man dem GGW einen Stoff, so verschiebt sich ein GGW in die Richtung, in die der Stoff nachgebildet wird. Merke: Ein Katalysator bewirkt nur, dass sich das GGW schneller einstellt, verschiebt aber die Lage nicht!! 3 4. Anwendung des Chemischen Gleichgewichts 4.1. Haber-Bosch-Verfahren 1N₂ g + 3H₂ 9 4 CaCO3 Möglichst hohe Ausbeute an Ammoniak: Konzentration an den Ausgangsstoffen erhöhen, da sich das Gleichgewicht nach le Chatelieres Prinzip des kleinsten Zwanges in die Richtung verschiebt in die zugegebene Stoffe abgebaut werden - industriell nicht interessant 2NH3 g 2 Ammoniak,,entziehen", da sich das Gleichgewicht nach le Chatelieres Prinzip des kleinsten Zwanges in die Richtung verschiebt in die zugegebene Stoffe abgebaut werden ] Calciumcarbonat (Kalk) 2 Druckerhöhung: verschiebt Gleichgewicht nach le Chateliers Prinzip des kleinsten Zwanges auf die Seite mit weniger Gasstückchen, hier: 4:2=1:r Kühlen: verschiebt Gleichgewicht nach le Chateliers Prinzip des kleinsten Zwanges in die Richtung in die Wärmeenergie freisetzt (exotherme Reaktion) Nachteil: Reaktionsgeschwindigkeit niedrig Kompromiss: möglichst kühl + Katalysator + möglichst hoher Druck 4.2. Tropfsteinhöhlenbildung/ Verkalkung von Maschinen + CO₂ g + H₂O [H₂CO3 aq] Kohlensäure wasserunlöslich c²(NH3) Kc = 2²H₂) · C(N₂) exotherm Ca(HCO3), aq Calciumhydrogencarbonat wasserlöslich Calciumhydrogencarbonatlösung trifft auf einen Hohlraum - Druckerniedrigung/Volumenvergrößerung - d.h. nach le Chatelier (Prinzip des kleinsten Zwanges) verschiebt sich das Gleichgewicht auf die Seite mit mehr Gasteilchen (:r = 1:0), d.h. hier auf die linke Seite, Kalkstein fällt ab. Zu viele Menschen atmen zu viel Kohlenstoffdioxid aus - Gleichgewicht verschiebt sich auf die Seite in die das Kohlenstoffdioxid wegreagiert - rechte Seite • Tropfsteine „lösen sich auf". (Le Chatelier Prinzip des kleinsten Zwanges) Kaffe-Waschmaschine verkalken bei Wärmezufuhr (Le Chatelier Prinzip des kleinsten Zwanges) - Gleichgewicht verschiebt sich bei Wärmezufuhr in die endotherme (wärmeaufnehmende) Richtung 4 1. Säuren und Basen nach Brönstedt Def. Säure: Def. saure Lösung: Def. Base: Chemischer Nachweis: H Säure-Bage-Gleichgewicht ( (0) H-C-C-O-H 1 H Def. alkalische Lösung: D: Zugabe von Wasser und UI B: Rotfärbung E: Oxoniumionen verantwortlich für Rotfärbung des Universalindikators Teilchen, das ein Proton abgeben kann. Bedingung: Teilchen besitzt ein Wassertoffatom, das an ein Atom mit hohem Elektronegativitätswert gebunden ist. Säure reagiert mit Wasser und überträgt ein Proton. Charakteristisches Ion: Oxoniumion (H30*) Chemischer Nachweis: H H* H-N-H H* + Teilchen, die Protonen aufnehmen. Bedingung: Freies Elektronenpaar D: Zugabe von Wasser und UI B: Blaufärbung E: Hydroxidionen verantwortlich für Blaufärbung des Universalindikators + Basenmolekül reagiert mit Wassermolekül und nimmt ein Proton auf. Charakteristisches Ion: Hydroxidion (OH) H₂O = H Säure H₂O H-C-C-01 09 + H ₂ O q H H ( H-N-H H /01 (1 H-C-C-O-H + H₂O Säure-Base-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen. An einer Säure-Base- Reaktion sind immer 2 korrespondierende Säure-Base-Paare beteiligt. Beispiel: Base aq + 10-Haq H / (1 học-c-giap Hyotaq Korrespondierende korrespondierende Säure ( H Base + korrespondierendes saure-Base-Paar [pkg + pks = 14] korrespondierendes saure-Base-Paar 1 Saure und alkalische Lösungen können sich gegenseitig neutralisieren. Dabei reagiert jeweils 1 Oxoniumioin mit 1 Hydroxidion Hz Baq он ад - 2H2O Ampholyt: Teilchen, das als Säure und als Base reagieren kann (z.B H20) + Wichtige Säuren: - Schwefelsäure: H₂SO4 - Chlorwasserstoff: HCl aq - Ethansäure: O-H Protolyse: = Säure-Base-Reaktion (=Reaktionstyp) E/Rgl.: 2. Autoprotolyse des Wassers Beweis: Proton/en wird/werden übertragen. V: Leitfähigkeit von dest. Wasser B: dest. Wasser leitet den elektrischen Strom, wenn auch nur gering. H 10 H-C-C H H+ 21₂0 Kw = C(OH- ) ·C(H ₂0') = 10-14 molt lonenprodukt des Wassers C(H30*) 0,01 31 m Starke Säure → co (HCI) = C(H30¹) -2 mol Ки C(OH) =C(H30¹) Wassermoleküle reagieren als Ampholyt mit sich selbst - es entstehen zu einem geringen Teil bewegliche Hydroxid- und Oxoniumionen, die den elektrischen Strom leiten. = = 10 ܠܢ ΛΟ Wichtige Basen: Merke: das Ionenprodukt des Wassers gilt näherungsweise für verdünnte Lösungen Beispiel: • Wie groß ist die Oxonium- und Hydroxidionenkonzentrstion in einer 0,01 molaren Salzsäure? -14 -2 md" 10 (10-H) aq OH aq - Natronlauge NaOH aq - Ammoniak NH3 -HO H 'Н aq H30* aq 1² (pei p= 1013 mbor, T = 25°C 2 3. pH-Wert PH = -log(H30*) pH-Skala: Formeln: 1 2 3 4 -7 Sauer c(H₂0¹) > 10 ™ C(H₂0¹¹) HA + MWG: 4. Die Stärke von Säuren und Basen Säurekonstante ↑ Säure- Konstante 5 H₂O = A aq Kc = C(H30 )= 10 pkw = -log kw (bei Standardbed. pkw = 14) pH = -log(H30¹) = 10°PH mol C(A) C(H₂0¹ C(HA) C(H₂0) 6 C(H30*) - C(OH) = kw= 10² PH + pOH = pkw = 14 H30* aq C(OH- ) = -PH 7 I neutral C(H 30*1 = 10 POH = -log(OH) 10 POH Ks = K₂ ·C(H₂O) = C(A²) · C(H₂O²) c(HA) 8 -14 mo? 12 Säure- und Basenstärke sind Stoffkonstanten. Sie geben das Bestreben von Teilchen an in wässrigen Lösungen Protonen aufzunehmen oder abzugeben. mol I mol 9 10 11 12 13 14 basisch: ((H₂0*) < 10-3 moldo ·c (H₂O), da wasserkonzentration sehr hoch, näherungsweise konstant Je größer Ks, desto stärker die Säure oder: pks = -log Ks Je kleiner pks, desto stärker die Säure Merke: pks <0 starke Säure, näherungsweise alle Säuremoleküle geben ihr Proton ab. pks >0 schwache Säure, näherungsweise keines der Säuremoleküle gibt sein Proton ab. pKs <14 Teilchen reagiert, da die molekularen Bed. erfüllt sind, mit Wasser als Säure. 3 Basenkonstante B + H₂₂0 = MWG: кв 1 Basen- konstante Kc = HB+ + aq OH aq CCHB+ 'aq) · c (Olt¯ag) C(B) ·C(H₂O) = Kc ·C(H₂O) = C(HB*) C(OH¯) C(B) KS. KB = pks + pkB = pk = -lg (Ks) Ks = 10⁰ks Merke: pKB < 0 starke Base, näherungsweise alle Basenmoleküle nehmen ein Proton auf. pKB >0 schwache Base, näherungsweise keines der Basenmoleküle nimmt ein Proton auf. pKB <14 Teilchen reagiert, da die Molekularen Bed. erfüllt sind, mit Wasser als Base. C Für korrespondierende Säure-Base-Paare gilt: 1·C(H₂O) Kw pH + POH > 14 Je größer KB, desto stärker die Base oder PKB = -log KB Je kleiner pKB, desto stärker die Base C(OH)C(H₂O²) = 10 PKB-lg (KB) Kg = 10 -14 mol? 12 -PK B - Je stärk die Säure/Base, desto schwächer ist die korrespondierende /Säure!! Berechnung der Oxonium-/Hydroxidionenkonzentration in Lösungen starker/schwacher Säuren/ Basen in Wasser Starke Säure: pKS <0 Näherungsweise alle Säuremoleküle geben ihr/e Proton/en ab: c (H30+) = CO (HA) CO(HA): Anfangskonzentration der Säure Starke Basen: pKB < 0 Näherungsweise alle Basenmoleküle nehmen Proton/en auf: c (OH-) = CO (B) CO(B): Anfangskonzentration der Base 4 Schwache Säuren: pKS> 0 Näherungsweise keines der Säuremoleküle gibt ihr/e Proton/en ab C(H₂O) = Ks co(säure) Schwache Base: pKB > 0 Näherungsweise keines der Basenmoleküle nimmt ein Proton auf C(OH) = KB Co (Base) Herleitung über MWG: HA + H₂0 A + Kc = C(A) ·C(H30*) C(HA) C(H₂0) Ks = C(A) ·C(H30¹) Ks = C(HA) c²(H30+) Co (HA) C CH30¹) KS CHA) & 5. pH-Werte von Salzlösungen Beispiel: + H₂O H30* (·C(H₂0), da sehr hoch und damit näherungsweise Konstant zB Natriumcarbonat (Na2CO3) | C(A) = C(H₂0¹) (Rg₁) C (HA) CO CHA), da näherungsweise keines der Säuremolekülle ihrie Protonlen abgibt (Ks = 10 Pks mol) Na₂CO3 Na aq + HCO₂ aq + OH aq Salze können je nach beteiligten Ionen mit Wasser saure, neutrale oder alkalische Lösungen bilden. Bedingungen dafür, dass ein Ion mit Wasser als Säure reagieren und ein Proton abgeben kann: Wasserstoffatom muss an ein Atom mit hohem EN-Wert gebunden sein pks <14 (Bei Schwacher Bak gleiches Prinzip) Bedingungen dafür, dass ein Ion mit Wasser als Base reagieren und ein Proton aufnehmen kann: Freies Elektronenpaar pKB < 14 Na -Ion: Kann nicht als Säure reagieren und ein Proton abgeben, da s.o. Kann nicht als Base reagieren und ein Proton aufnehmen, da s.o. CO-Ion: Kann nicht als Säure reagieren und ein Proton abgeben, da s.o. Kann als Base reagieren und ein Proton aufnehmen, da s.o und macht das auch, da pks = 3,6 < 14 5 6. Pufferlösungen Z.B H₂CO3 + H₂O HCO₂ αq + H₂0² aq korrespondierende schwache Sõuse Base Puffersysteme sind Lösungen schwacher Säuren (schwacher Basen) und ihrer korrespondierenden Base (korrespondierende Säure); optimales Mischverhältsnis: 1:1; Pufferlösungen ändern ihren pH-Wert bei Zugabe von sauren oder alkalischen Lösungen kaum. Zugabe von sauren Lösungen (Oxoniumionen): der pH-Bereich ändert sich trotz Zugabe von Oxoniumionen nicht, es wird nicht sauer, da sich nach dem Prinzip des kleinsten Zwanges von Le Chatelier das GGW oben auf die linke Seite verschiebt und die zugegebenen Oxoniumionen abgebaut werden. Zugabe von alkalischen Lösungen (Hydroxidionen): die Hydroxidionen neutalisieren die Oxoniumionenkonzentration und entziehen" diese dem GGW; trotzdem wird die Oxoniumionenkonzentration nicht geringer bzw. der pH-Wert alkalischer, da sich nach dem Prinzip des kleinsten Zwanges von Le Chatelier das GGW in Richtung Oxoniumionennachbildung, d.h. auf die rechte Seite verschiebt. I wichtige Puffer: H₂CO3/HCO3¯` ; H₂PO4 / HPO₂²²; - C-Ć --H / -c-c-¯ Henderson-Hasselbalch-Gleichung НА + H2O - der nahezu konstant gehalten wird: pH-W Kc = c(A) C(H30*) C(HA) · <(H₂0) Ks = c( A C( HA ) ). C(H30¹) C(H30)=KS C( HA ) C( A ) pH = pks-10g c( HA ) C(A¯) A + pH = pks + log 1-10g C(A) CCHA T LD Puffer - pH = C(A) LPH = pks + Hgot aq 1.C(H₂0) Henderson- Hasselbach- Gleichung = C(HA) 6 7. Indikatoren Schwache Säuren (bzw. Basen) deren Korrespondierende Basen eine andere Farbe besitzen: Ind 09 Indikatorbase Farbe 2 Hind Indikatorsäure Farbe 1 • Hind im 10 fachen überschuss: Farbe 1 Ind im 10 fachen überschuss: Forbe 2 Ks = Damit die jeweilige Farbe gut zu erkennen ist, muss ungefähr die 10- fache Menge des jeweiligen Teilchens vorliegen. c(Ind) c(H30¹) C(H30¹)= Ks PH = pks - 10g (C pH = pks + C(Hind) C(Hina) c(Ind) A: H₂O C(Hind). `c(Ind") c(Ind C(Hina) 8. Titration zur quantitativen Bestimmung Bürette mit Erlenmeyerkolben -Probelasung + Indikator + H30 aq Stoffmengenverhältnis aus der Reaktionsgleichung entnehmen: dann Masse oder Konzentration berechen: Farbwechsel. m = n. M pH = pks + 109 pks + Maßlosung mit bekannter Konzentration (Starke Säure oder Base) (c==bzw 2.B can ma in 11 Lösung befinden sich Q1 md Teilchen) n(Probelösung)=n(MaBlö) 10 10 Zu einem bestimmten Volumen an Probelösung (V(Probe)) gibt man einige Tropfen an Indikator. Dann tropft man so lange Maßlösung aus der Bürette zur Probelösung (Erli schwenken), bis gerade alle Probeteilchen umgesetzt sind - zu erkennen am Farbumschlag des Indikators. An der Bürette ablesen: V(Maßlösung) = ... Stoffmenge an Maßlösung berechnen: n(Maßlösung)= c(Maßlö.) • V(Maßlö.) n C= (Probe) pH = pks ± 1 Indikatorsäure 7 8.2 Titrationskurven Titrationskurve: Äquivaenzpunkt: Bürette mit Maßlösung pH-Messelektrode Erlenmeyerkolben + Probelösung grafische Darstellung des pH-Werts (y-Achse) in Abhängigkeit des zugegebenen Maßlösungsvolumens (x-Achse) ,,Punkt an dem gerade so viel Maßlösung zugetropft wurde, dass alle Probeteilchen umgesetzt sind. (Wendepunkt am pH-Sprung) c(OH) = c(Base) = 0,1 pOH = -log c(OH) = 1 (Verfahren genauer als Indikator - Indikator muss so gewählt werde, dass er zumindest in der Nähe des Äquivalenzpunktes seine Farbe wechselt. - pH-Wert am Anfang = pH-Wert der Probelösung: c(H³0*) = cö(Säure) = 0,1 mol pH = -log c(H₂0) = 1 - pH-Wert am Ende = pH-Wert der Maßlösung: mol Messgerät/pH-Meter 8.1. Titration einer Lösung einer starken Säure mit Lösung einer starken Base Beispiel: HCI aq + NaOH aq Na aq + C aq + H₂O Teilchen am ÄP starke Säure starke Base pH = 14 - pOH = 13 - pH-Wert am ÄP: Na+ - keine Säure, da molekulare Bed. nicht erfüllt ist. - keine Base, da molekulare Bed. nicht erfüllt ist. Cl- keine Säure, da molekulare Bed. nicht erfüllt ist. - könnte als Base reagieren (freies Elektronenpaar) tut dies aber nicht (pKB>14) 14 pH-Wert 12- 10- Stromquelle 8 6- 4- 2- 0 5 Äquivalenzpunkt + und Neutralpunkt 10 ml NaOH nur Autoprotolyse, damit pH = 7 -14 mol ? 12 (c(H₂0) C(OH) = 10² C(H30* )= C(OH) ↳ C² (H₂0¹) = 10-14 m C(H30*) 1¹ →pH = 7 15 8 8.2. Titration einer Lösung einer schwachen Säure mit Lösung einer starken Base Beispiel: Н -flo H H + NaOH aq O-H - pH-Wert am Anfang = pH-Wert der Probelösung: + C(H₂0*)=√KC (HA) schwache Säure pH = -log c(H₂0*) - pH-Wert am Ende = pH-Wert Maßlösung: mol 1 H-C-C-01 +Na aq + H₂O starke Base pH = -log c(H₂0¹) = 1 - pH-Wert am ÄP: Teilchen am ÄP C(OH) = c(Base) = 0,1- pOH = -log c(OH) = 1 pH = 14 - pOH = 13 - pH-Wert am Äp im den alkalischen Bereich verschoben: da Ethanoationen reagieren mit Wasser als Base, da Ethanoation reagieren mit Wasser als schwache Base und nehmen ein Proton auf, da sie freie Elektronenpaare besitzen und pk < 14 - pH-Wert am Anfang = pH-Wert der Probelösung: c(OH) = c(Base) = 0,1 mol starke Base pOH = -log c(OH) = 1 pH = 14 - pOH = 13 - pH-Wert am Ende = pH-Wert der Maßlösung: c(H30¹) = c(Säure) = 0,1 mol starke Säure 13 Na aq + Cl aq + H₂O Teilchen am ÄP 11 10 8.3. Titration einer Lösung einer starken Base mit Lösung einer starken Säure Beispiel: NaOH aq + HCI aq HISEIDSBTCFn pH 14 13 12 11 10 9 Na+ keine Säure, da molekulare Bed. nicht erfüllt ist. - keine Base, da molekulare Bed. nicht erfüllt ist. Cl- keine Säure, da molekulare Bed. nicht erfüllt ist. - könnte als Base reagieren (freies Elektronenpaar) tut dies aber nicht (pKB>14) 8 7 6 5 4 3 2 1 0 10 ÄP im basischen Pufferbereich 20 pH = 7 30 Äquivalenzpunkt Neutralpunkt V [ml]→ V [ml] g 8.4. Titration einer Lösung einer schwachen Base mit Lösung einer starken Säure Beispiel: NH3 + HCI aq NH4 + Claq - pH-Wert am Anfang = pH-Wert der Probelösung: C(OH) == √Kg C₂(B) B pOH = -log c(OH) = 3 = 0,001 mol schwache Base . 8.5. Bestimmung Äquivalenzpunkt Es gilt: n(Maßlösung) = n(Probelösung) CM VMCp Vp = starke Säure → c(Probelösung) = PH pH = 14 - pOH = 11 - pH-Wert am Ende = pH-Wert Maßlösung: c(H30*) = cô(Säure) = 0,1 mol 1 pH = -log c(H₂0¹) = 1 - pH-Wert am Äp im den sauren Bereich verschoben: HÄP da Ammonium mit Wasser als Base reagiert, da Ammonium mit Wasser ein Proton abgeben kann, da das Proton an ein Atom it hohem EN gebunden ist und pk< 14 - CI ist als korrespondierende Base einer sehr starken Säure extrem schwach c(Maßlösung) V(Maßlösung) V(Probelösung) 4321698 11 10 765 Pufferbereich 4 3 2 1 0 Neutralpunkt Äquivalenzpunkt V [ml] 10