chemische Gleichgewichte

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von GG zu verschieben, wenn man einen der folgenden Parameter ändert. 1. Stoffmengenänderung/Konzentrationsänderung: Da Kc immer konstant ist, bewirkt die Zufuhr eines Edukts, dass mehr Edukte zu Produkten abreagieren, um wieder den Wert von Kc zu erreichen. Im Umkehrschluss bewirkt die Entfernung eines Produkts aus dem Reaktionsgemisch, das immer mehr Produkt nachgebildet wird. Konkret interessant ist dies z.B. dann, wenn ich ein sehr billiges (A) und ein sehr teures Edukt (B) miteinander zu C reagieren lassen möchte: Entweder könnte man A in sehr hohem Überschuss zusetzen, damit das teure B praktisch komplett reagieren kann und nicht teilweise verschwendet wird, oder aber man entfernt C laufend aus dem Reaktionsgemisch. → Kc ändert sich nur kurzfristig, stellt sich dann wieder auf den gleichen Wert ein 2. Temperaturänderung: Exotherme Reaktionen setzen Energie frei, endotherme Reaktionen "verbrauchen" Energie. Um den äußeren Zwang zu verringern, wird bei Wärmezufuhr die endotherme Reaktionsrichtung bevorzugt, bei Wärmeentzug die exotherme. → Kc ändert sich dauerhaft 3. Druck- bzw. Volumenänderung Bei erhöhtem Druck wird die Reaktionsrichtung bevorzugt, bei der weniger gasförmige Teilchen entstehen (so dass sich der Druck wieder reduziert und somit wiederum dem Zwang ausgewichen wird). Bei Druckerniedrigung wird die Richtung mit mehr gasförmigen Teilchen bevorzugt. WICHTIG: Wirklich nur gasförmige Teilchen spielen hier eine Rolle, feste und flüssige fallen unter den Tisch. → Kc ändert sich dauerhaft Beispiel Ammoniaksynthese 3H₂ (g) + N₂ (g) ⇒ 2 NH3(g) zur größeren Ammoniakbildung, Druck erhöhen und Wärme entziehen Problem: hohe Temperatur → schnelle Einstellung des Gleichgewichtes →GG verschiebt sich auf Edukt Seite niedrige Temperatur → geringe Reaktionsgeschwindigkeit → lange Zeit bis zur Einstellung des GG → Katalysator → Kompromiss zwischen dem Ziel einer günstigen Gleichgewichtslage und dem Ziel einer hohen Reaktionsgeschwindigkeit 5. Säure Definition Teilchen die bei einer Reaktion Protonen abgeben (Protonendonatoren) Wichtige Säuren Säure (Summenformel) Salzsäure/Chlorwasserstoff (HClaq) Essigsäure (CH3COOH) Salpetersäure (HNO3) Schwefelsäure (H₂SO4) Kohlensäure (H₂CO3) Phosphorsäure (H3PO4) 6. Base Wichtige Basen Base (Summenformel) Ammoniak (NH3) Salze Chlorid (CI) Acetat (CH3COO-) Nitrat (NO3) Definition Teilchen die bei einer Reaktion Protonen aufnehmen (Protonenakzeptoren) Natriumhydroxid / gelöste Natronlauge (NaOH) Kaliumhydroxid / gelöste Kaliumlauge (KOH) Calciumhydroxid / gelöste Calciumlauge (Ca(OH)₂) Hydrogensulfat (HSO4) Sulfat (SO4²-) Hydrogencarbonat (HCO3) Carbonat (CO3²-) Dihydrogenphosphat (H₂PO4) Hydrogenphosphat (HPO4²-) Phosphat (PO4³-) Salze Ammonium (NH4*) 7. Säure-Base-Reaktionen Protolyse Protolysen sind chemische Reaktionen, bei denen Protonen von Säuren auf Basen übertragen werden. Säure-Base-Paare Teilchenpaare, bei denen die beiden Teilchen sich jeweils um ein Proton unterscheiden (korrespondierendes Säure-base-Paar) An jeder Säure-Base-Reaktion sind stets zwei korrespondierende Säure-Base-Paare beteiligt. Beispiel: HCI + NH3Cl¯ + NH4* Allgemeines Funktionsschema: HA + B Säure₁ + Base₂ Ampholyte Die Begriffe Bronstedsäure und Bronstedbase charakterisieren keine Stoffeigenschaften, sondern das Verhalten von Teilchen gegenüber einem Reaktionspartner. Teilchen die je nach Reaktionspartner als Säure oder Base reagieren, bezeichnet man als amphoteres Teilchen oder Ampholyte. 8. Autoprotolyse des Wassers H₂O + H₂O H3O+ + OH- Das Produkt der Konzentration der Oxoniumionen und der Hydroxidionen nennt man das lonenprodukt des Wassers. Bei einer Temperatur von 25°C ist Kw = 10-¹4 ; mol² 12 pH + pOH = pkw = 14 (bei 25°C) 9. pks und pkB Die Stärke von Säuren und Basen Versuch: A + HB Base₁ + Säure₂ pH: Salzsäure c = Erklärung: pH = 1 U 0,1 mol 1 Essigsäure c= 0,1 Salzsäure: pH = 1 Essigsäure: pH = 3 Die Salzsäure ist vollständig protolysiert, d.h. jedes Chlorwasserstoffmolekül hat sein Proton abgegeben. Bei der Essigsäure ist dies nur bei ca. jedem 100sten Molekül der Fall. = c(HCI) c(H₂O) = 0,1 pH: mol 1 mol, mol 1 pH = 3 c(H30¹) = 0,001: = 1/100 c(HAC) D.h. Salzsäure ist eine wesentlich stärkere Säure als Essigsäure. Die Säure- und Basekonstanten Anwendung des MWG auf die Reaktion einer Säure mit Wasser HA + H₂O=A* + H3O+ MWG: K = Da c(H₂O) nahezu konstant ist, folgt wie beim lonenprodukt Kw Ksäure = K * c(H₂O) = c(A¯)*c(H30+) c(HA)*c (H₂O) Die Anwendung des Logarithmus ergibt den Säure-Exponenten: pKs = -log (Ks) Merke: Je stärker eine Säure ist, desto stärker ist sie protolysiert, das heißt desto weiter liegt das Gleichgewicht rechts und desto größer ist ihr Ks Wert bzw. desto kleiner ist ihr pk, Wert Ks Reaktion der Säure mit Wasser HA + H₂O H3O+ + A¯ S1 B2 S2 B 1 = c(A¯)·c(H₂O*) c(HA) c(A¯) * c(H30¹) c(HA) Multiplizieren von K, mit KB Ks * KB = pks und pkB einer Säure und ihrer korrespondierenden Base c(A¯) * c(H₂O¹) c(HA) Oder in logarithmierter Form * Anwendung des MWG auf die Reaktion einer Base mit Wasser H₂O + BOH* + HB* MWG: K = Da c(H₂O) nahezu konstant ist, folgt wie beim lonenprodukt Kw pks + pkB = pkw = 14 KBase K* c(H₂0) c(OH¯)* c(HA) c(A¯) C(OH)*c(HB+) c(B)*c(H₂O) Die Anwendung des Logarithmus ergibt den Base-Exponenten: PKB = -log (KB) Merke: Je stärker eine Base ist, desto stärker ist sie protoniert, das heißt desto weiter das Gleichgewicht rechts und desto größer ist ihr KB Wert bzw. desto kleiner ist ihr pKB Wert H₂O + AHA + OH S1 B2 S2 B1 KR B Reaktion der Base mit Wasser = = c(OH¯) * c(HB+) c(B) Ks * KB = Kw = 10-¹4. mol² 1² c(HA) c(OH) c(A¯) = = c(H30*) * c(OH¯) = Kw = 10−¹4. - log K + (-log KB) = −logc(H₂O*) + (−log c(OH¯)) = -log Kw S mol² 12 -log 10-¹ -14 == Ergebnis: Die Summe aus dem pks -Wert einer Säure und dem pKB Wert ihrer korrespondierenden Base ergibt (bei 25°C) den Wert 14. Merke: Je stärker eine Säure ist, umso schwächer ist ihre korrespondierende Base. Je stärker die Base ist, desto schwächer ist ihrer korrespondierende Säure. Das kommt durch folgende Gleichung zum Ausdruck: Sehr starke Säuren und Basen pks +pkB = pkw = 14 pk, Wert von Salzsäure co = 0,1 mol/l HCI + H₂O H3O+ + OH- Annahme: pK §. = −log. 2 ¸c(Cl¯)•c(H₂O*) _ c(H²O*)² _ (0,1mol / 1)² c(HCI) c(HCI) = 0 c(H30*) = c(CI) c(HCI) = 0 Sehr starke Säuren protolysieren in verdünnten wässrigen Lösungen vollständig. Sie hätten theoretisch einen pk, Wert kleiner - 1,74, der hier allerdings nicht definiert ist. (siehe oben). In Wasser ist somit das Oxoniumion die stärkste Säure. Bsp.: Schwefelsäure Salzsäure lodwasserstoffsäure Perchlorsäure - C₂H5O -NH₂ -0²- - H- geht nicht! Analog gilt dies für sehr starke Basen. Diese sind in wässriger Lösung vollständig protoniert. Somit ist das Hydroxidion die stärkste in Wasser stabile Base. Bsp.: Ethanolation Amidion Oxidion Hydridion Zunehmende Basenstärke pH-Wert Berechnungen 1. Sehr starke Säuren bis pks < 4 Vollständige Protolyse → HCI + H₂O → H3O+ + OH- → Co (HCI) = c(H3O*) pH = ·log c(H3O*) = -log co (HCI) =- 2. Schwache Säuren (ab pks > 4) Schwache Säuren wie Essigsäure liegen in wässriger Lösung nur kaum protolysiert vor. HAC + H₂O Ks und pks Wert machen hier eine Aussage über den Protolysegrad. c(Ac¯)∙c(H₂O*) pKg. = -log- c(HAC) Näherung: c(H30¹) ≈ c(Ac) Co(HAC) c(HAC) c(H₂O+)² co (HCI) pKs. = -log- 2 pH = = [pKs - log c₁ (HAC)] 2 3. Sehr starke Basen (bis pKB <4) H3O+ + Ac c(H₂O) = [ (10-pks.co (HAC) F pH = −logc(H₂O*)= -log[ (10-pks.co(HAc) 1/2/2 Beispiel: NH₂™ Vollständige Protonierung pH + pOH = 14 (Autoprotolyse des Wassers wird vernachlässigt) (Säure ist kaum protolysiert) NH2 + H2O Co(NHz ) = c(OH) pOH = -log c(OH) = -log co (NH₂) NH3 + OH- 4. Schwache Basen (ab pkB > 3,5) Schwache Basen wie Basen wie das Cyanidion CN- liegen in wässriger Lösung nur kaum protoniert vor. CN + H₂O KB und pkB Wert machen hier eine Aussage über den Protonierungsgrad: c(HCN) c(OH¯¯) pKB. = -log- c(CN¯) Näherung: c(OH-) ≈ c(HCN) Co (CN) c(CN) Versuch: pK B. c(OH¯)² co (CN) == - log- HCN + OH- c(OH) = [ (10-PKB .co (CN¯) pOH = -logc(OH) = -log[(10-PK.c(CN) E 1 pOH = [pKg - log co (CN)] (Autoprotolyse des Wassers wird vernachlässigt) (Base ist kaum protoniert) + pOH = 14 10. Säure-Base-Reaktionen in Salzlösungen Beim Lösen eines Salzes, kann eine saure, neutrale oder alkalische Lösung entstehen. Entscheidend für die pH-Werte der Salzlösungen sind die Säure-Base-Reaktionen der Kationen und Anionen mit den Wassermolekülen 11. Pufferlösungen Beobachtung: Lösungen von hydratisierten Metallionen sind umso stärker sauer, je höher die Ladung und je kleiner der Radius, d.h. je größer die Ladungsdichte des lons ist. Zugabe von Salzsäure (in einem zweiten Versuch Natronlauge) zu a) destilliertes Wasser b) einer 1:1-Mischung von Natriumacetatlösung und Essigsäure Nach Zugabe der Salzsäure ändert sich der pH-Wert des destillierten Wassers deutlich; der pH-Wert der Natriumacetat-Essigsäurelösung nur unmerklich. (Analoges Ergebnis mit Natronlauge.) Ergebnis: Puffersysteme sind Lösungen schwacher Säuren (Basen) und ihrer korrespondierenden Basen (Säuren). Sie ändern ihren pH-Wert bei Zugabe von Oxoniumionen bzw. Hydroxidionen nur wenig. Erklärung: (Puffer aus Essigsäure und Natriumacetat) Die Zugabe einer sauren Lösung zum Puffer führt zur Protonierung von Acetationen. Es entstehen Essigsäuremoleküle die größtenteils unprotolysiert vorliegen (siehe pKs). H3O+ + Ac Die Zugabe einer alkalischen Lösung führt zur Deprotonierung von Essigsäuremolekülen. Die entstandenen Acetationen verbleiben als schwache Basen (s. pKB) weitgehend deprotoniert. HAC + OH- HAC + H₂O Ac™ + H₂O Das Gemisch einer starken Säure und ihres Salzes (z.B. Salzsäure und Natriumchlorid) erfüllt diese Anforderungen nicht, da das Chloridion in wässriger Lösung nicht protoniert werden kann und die Zugabe von Hydroxidionen zur Neutralisation der entsprechenden Menge an Oxoniumionen führt, wodurch der pH-Wert stark steigt. Ergebnis: Der pH-Wert einer Pufferlösung entspricht ungefähr dem pks -Wert der schwachen Säure, sofern diese und ihr Salz im Stoffmengenverhältnis 1:1 gemischt wurden. Die Pufferwirkung bleibt ca. bis pH = pks+/-1 aktiv (im Fall des Essigsäure-Acetat-Puffers also ca. im Bereich pH = 3,75-5,75). Bedeutung/Vorkommen von Puffersystemen Erklärung der geringen pH-Änderung: Der pH-Wert ändert sich bei Zugabe von Oxoniumionen/Hydroxidionen zu einer Pufferlösung nur sehr gering, da die Änderung der Säure-/Säureanionen nur über den Logarithmus in den pH-Wert eingeht. Eine 10-fache Säureanionenkonzentration erhöht den pH-Wert nur um log 10 = 1 !!! Im lebenden Organismus, da die Enzymtätigkeit stark pH-Abhängig ist. Pufferung des menschlichen Blutes auf pH 7,3-7,5 durch O H₂CO3 / HCO3 O H₂PO4 / HPO4²- O Globin (Eiweiß) Boden durch Ca(HCO3)2 / CaCO3 gegen sauren Regen und Protonen aus den Wurzeln 12.Titration Sie dient der Bestimmung des Säuregehalts (Laugengehalts) einer Probe. Vorgehen: Bestimmtes Volumen der Probe wird abgemessen und mit Indikator versetzt. Dabei Umschlagspunkt des Indikators beachten. Zugabe von Maßlösung bis der Indikator umschlägt Berechnung: Csaure Lösung Vsaure Lösung = Calkalische Lösung Valkalische Lösung [nsaure Lösung = nalkalische Lösung] Die Titrationskurve In der Mitte des pH-Sprungs liegt ein Wendepunkt, den man auch als Äquivalenzpunkt bezeichnet, da hier c(H3O+) = c(OH) ist. Hier ändert sich der pH-Wert bei Zugabe kleiner Mengen an Maßlösung sehr stark (1 Tropfen bringt den Farbumschlag). Er liegt allerdings nicht immer bei pH = 7. Daher ist je nach Lage des pH-Wertes am Äquivalenzpunkt ein Indikator mit geeignetem Umschlagbereich zu verwenden. Beispiel: Titration von Essigsäure mit Natronlauge. Erklärung: Am Äquivalenzpunkt liegt eine Natriumacetatlösung vor. Diese reagiert aufgrund der schwach basischen Acetationen alkalisch. Ac + H₂O + HAC + OH- c(HAC) c(OH¯) c(Ac¯) KB = Näherung: KB = c(OH¯)² co (Ac) 1 2 = c(HAC) = c(OH) c(Ac) = co(Ac) РОН [pKB-logco (Ac¯)] Auflösen nach der Hydroxidionenkonzentration = · [9,25+1] = 5,1 РОН 2 pH = 8,9 Hier muss man Phenolphthalein verwenden, da sein Umschlagspunkt zwischen pH = 8,2 und 10 liegt. Die konduktometrische Titration Liegt z. B. eine trübe oder gefärbte Lösung vor wie Flusswasser oder Cola, so kann man den Farbumschlag des Indikators nicht erkennen. Bei der konduktometrischen Titration nutzt man daher das Minimum der Leitfähigkeit der Lösung im Äquivalenzpunkt (nur sehr wenige Oxonium- und Hydroxid-lonen) aus, um diesen zu erkennen. ALLE FORMELN MWG Ks pks KB pKB pH: starke Säure pH: schwache Säure POH: starke Base pOH: schwache Base Molare Masse M (in 9 mol Stoffmengenkonzentration c (in mol, Кс = cc (C) c(D) ca (A).cb (B) Ksäure pKs = -log (Ks) = c(A¯) * c(H30¹) c(HA) = c(OH¯) * c(HB¹) c(B) KBase PKB = -log (KB) mol² 1² Ks* KB = 10-¹4. pks + pkB = 14 pH = -log c(H3O*) = -log co (HCI) 1 pH [pKs - log co (HAc)] pOH = -log c(OH´¯) = - log co (NH₂¯) 1 pOH = [pKB - log c (CN¯)] m M = n m = Masse der Reinstoffportion (in g) n = Stoffmenge der Reinstoffportion (in mol) n C = V