Säuren, Basen & pH-Werte - Die Grundlagen

Starke vs. schwache Säuren - das ist der Schlüssel zum Verständnis! Starke Säuren (pKs < 3,75) geben ihre Protonen komplett ab, während schwache Säuren (pKs > 3,75) nur teilweise dissoziieren.

Der pH-Wert zeigt dir, wie sauer eine Lösung ist: pH = -lg(c(H₃O⁺)). Bei starken Säuren rechnest du einfach mit der Konzentration, bei schwachen brauchst du die Wurzelformel: pH = ½$pKs - lg(c₀)$.

Brønsted-Säure-Base-Theory macht alles verständlich: Säuren sind Protonendonatoren, Basen sind Protonenakzeptoren. Ampholyte wie Wasser können beides - je nach Reaktionspartner!

Merktrick: pH + pOH = 14 - das gilt immer bei 25°C!

Titration - Konzentration bestimmen wie ein Profi

Titration ist deine Methode, um unbekannte Konzentrationen herauszufinden. Du gibst tropfenweise eine Maßlösung (bekannte Konzentration) zu deiner Probelösung bis zum Äquivalenzpunkt.

Bei der pH-metrischen Titration siehst du verschiedene Kurvenverläufe: Starke Säuren gegen starke Basen ergeben einen Äquivalenzpunkt bei pH = 7. Schwache Säuren gegen starke Basen landen im basischen Bereich (pH > 7).

Der Halbäquivalenzpunkt ist besonders clever - hier gilt pH = pKs! Das nutzt du zur Bestimmung der Säurekonstante.

Indikatorauswahl ist entscheidend: Der Umschlagsbereich muss den Äquivalenzpunkt umfassen. Phenolphthalein (8,7-10,7) für schwache Säuren, Methylorange (3,1-4,4) für schwache Basen.

Rechentrick: c(Probelösung) = c(Maßlösung) × V(Maßlösung) / V(Probelösung)

Leitfähigkeitstitration - Wenn Ionen den Strom leiten

Leitfähigkeitstitration nutzt die Tatsache, dass Ionen elektrischen Strom leiten. Die molare Grenzleitfähigkeit zeigt dir, wie beweglich verschiedene Ionen sind: H₃O⁺ (349,8) ist champion, OH⁻ (198,6) auf Platz zwei!

Bei starken Säuren gegen starke Basen siehst du erst einen Abfall (H₃O⁺ wird durch Na⁺ ersetzt), dann einen steilen Anstieg $OH⁻-Überschuss$. Bei schwachen Säuren startest du mit niedriger Leitfähigkeit und steigst dann stark an.

Vorteile der Leitfähigkeitstitration: Du kannst trübe oder gefärbte Proben messen und starke von schwachen Säuren unterscheiden. Der Aufwand ist allerdings höher als bei einfachen Endpunkttitrationen.

Praktischer Tipp: Äquivalenzpunkt = Schnittpunkt der beiden Geraden im Leitfähigkeits-Diagramm!

Redoxreaktionen - Elektronenübertragung verstehen

Redoxreaktionen sind überall: Rost, Batterien, Atmung! Das Donator-Akzeptor-Prinzip erklärt alles: Oxidation bedeutet Elektronenabgabe, Reduktion bedeutet Elektronenaufnahme - und beides läuft immer gleichzeitig ab.

Oxidationszahlen bestimmen ist dein Werkzeug: Einzelne Atome haben immer 0, Metallionen sind positiv, in Molekülen ergibt die Summe null. Wasserstoff meist +I, Sauerstoff meist -II, Fluor immer -I.

Redoxgleichungen aufstellen: Erst Oxidationszahlen bestimmen, dann Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion aufstellen, Ladungen mit H⁺/OH⁻ ausgleichen, Atombilanz mit H₂O, multiplizieren und addieren.

Oxidationsmittel werden selbst reduziert (Oxidationszahl sinkt), Reduktionsmittel werden selbst oxidiert (Oxidationszahl steigt).

Eselsbrücke: "OIL RIG" - Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain (of electrons)!

Galvanische Zellen - Chemie wird zu Strom

Das Daniell-Element zeigt dir das Prinzip: Räumliche Trennung von Oxidation und Reduktion macht den Elektronenstrom nutzbar! Anode (Oxidation) und Kathode (Reduktion) sind durch einen äußeren Stromkreis verbunden.

Die Spannungsreihe ordnet Metalle nach ihrer Lösungstension - dem Bestreben, Ionen zu bilden. Unedle Metalle $negative E⁰-Werte$ wollen Elektronen abgeben, edle Metalle $positive E⁰-Werte$ nehmen sie gern auf.

Elektrodenpotentiale entstehen durch die elektrochemische Doppelschicht an der Phasengrenze. Das Standardelektrodenpotential wird gegen die Wasserstoffelektrode $E⁰ = 0 V$ gemessen.

Zellspannung berechnen: U = E(Kathode) - E(Anode). Die Halbzelle mit dem höheren E⁰-Wert wird zur Kathode!

Merkregel: "Edle Metalle sind faule Metalle" - sie geben ungern Elektronen ab!

Nernst-Gleichung - Konzentration beeinflusst Spannung

Die Nernst-Gleichung zeigt dir, wie sich Konzentrationen auf das Elektrodenpotential auswirken: E = E⁰ + $0,059V/z$ × lg$c(Ox)/c(Red)$. Höhere Ionenkonzentration macht eine Elektrode "edler"!

Praktische Anwendung: Mit E = E⁰ - 0,059V × pH kannst du pH-abhängige Potentiale berechnen. Das gilt für H₂-Elektroden und O₂-Elektroden - super wichtig für Brennstoffzellen!

Konzentrationszellen entstehen, wenn gleiche Elektroden in verschiedene Konzentrationen eintauchen. Der Konzentrationsunterschied treibt die Reaktion an, bis sich die Konzentrationen angleichen.

Bei der Berechnung beachtest du nur Teilchen in Lösung - feste, flüssige oder gasförmige Stoffe haben die "Konzentration" 1. Oxidationsmittel stehen im Zähler, Reduktionsmittel im Nenner!

Faustregel: Pro 10-fache Konzentrationserhöhung steigt das Potential um etwa 60 mV!

Elektrolyse - Strom wird zu Chemie

Elektrolyse dreht galvanische Zellen um: Du zwingst mit äußerer Spannung nicht-freiwillige Reaktionen ab! Die Zersetzungsspannung ist die Mindestspannung, die du brauchst - sie entspricht der umgekehrten Zellspannung.

Überspannung entsteht durch praktische Probleme: andere Elektrodenmaterialien, langsamere Reaktionen, Gasblasenbildung. Deshalb brauchst du oft mehr Spannung als theoretisch berechnet.

Das Faraday-Gesetz verbindet Strom und Stoffumsatz: n = I × t / (z × F). Mit 96.485 As/mol kannst du berechnen, wie viel Stoff bei gegebenem Strom umgesetzt wird.

Brennstoffzellen sind das Gegenteil - sie wandeln kontinuierlich zugeführte Brennstoffe in Strom um. Die Wasserstoff-Sauerstoff-Brennstoffzelle spaltet die explosive Knallgasreaktion in zwei kontrollierte Teilreaktionen auf.

Merkhilfe Elektrolyse: "OPA muss überredet werden" - Oxidation, Plus, Anode!

Batterien und Akkus - Portable Energie verstehen

Batterien (Primärelemente) kannst du nur einmal nutzen, Akkus (Sekundärelemente) lassen sich wieder aufladen. Der Unterschied liegt in der Reversibilität der elektrochemischen Reaktionen.

Leclanché-Batterien nutzen Zink und Mangandioxid, Alkali-Mangan-Batterien arbeiten im alkalischen Milieu. Lithium-Batterien haben die höchste Energiedichte - deshalb stecken sie in deinem Handy!

Blei-Akkus in Autos wandeln Blei und Bleioxid mit Schwefelsäure um - beide Elektroden werden zu Bleisulfat! Nickel-Metallhydrid-Akkus brauchen alkalisches Milieu und sind umweltfreundlicher.

Korrosion zerstört Metalle durch Oxidation. Sauerstoffkorrosion braucht O₂ und Wasser, Säurekorrosion läuft mit H₃O⁺-Ionen ab. Beide folgen dem Redoxprinzip!

Alltagstipp: Batterien nie mischen - verschiedene Typen haben unterschiedliche Spannungen und Eigenschaften!

Korrosionsschutz - Metalle schützen

Korrosionsschutz verhindert die Zerstörung von Metallen. Passiver Schutz trennt räumlich: Lackieren, Galvanisieren oder Passivieren bilden eine Schutzschicht zwischen Metall und Oxidationsmittel.

Kathodischer Schutz nutzt Opferanoden - unedlere Metalle, die sich opfern und das wertvollere Metall schützen. Zink schützt Eisen, weil es unedler ist und sich zuerst auflöst.

Feuerverzinken kombiniert beide Prinzipien: Der Zinküberzug wirkt erst passiv als Barriere. Bei Beschädigungen schützt Zink aktiv als Opferanode das freigelegte Eisen.

Lokalelemente entstehen, wenn verschiedene Metalle sich in einem Elektrolyt berühren. Das unedlere Metall wird zur Lokalanode und korrodiert verstärkt - deshalb keine unterschiedlichen Metalle verschrauben!

Praktischer Tipp: Zinkopferanoden an Schiffen müssen regelmäßig erneuert werden!

Organische Chemie - Funktionelle Gruppen erkennen

Funktionelle Gruppen bestimmen die Eigenschaften organischer Moleküle! Alkohole $-OH$, Carbonsäuren $-COOH$, Ester $-COO-$, Amine $-NH₂$ - jede Gruppe hat typische Reaktionen.

Zwischenmolekulare Kräfte erklären Siede- und Schmelzpunkte: Van-der-Waals-Kräfte bei unpolaren Molekülen, Dipol-Dipol-Kräfte bei polaren, Wasserstoffbrücken bei -OH, -NH und -FH-Gruppen.

Wasserstoffbrücken sind besonders stark - deshalb hat Wasser so ungewöhnliche Eigenschaften! Ein polar gebundenes H-Atom wird von einem freien Elektronenpaar angezogen.

Mesomerie tritt auf, wenn Elektronen delokalisiert sind - die "wahre" Struktur liegt zwischen mehreren Grenzformen. Das stabilisiert Moleküle wie Benzol oder Carboxylat-Ionen.

Strukturtrick: Je mehr Wasserstoffbrücken möglich sind, desto höher der Siedepunkt!