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chemische Gleichgewichte

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1. Umkehrbare Reaktion
Umkehrbare Reaktionen können je nach Versuchsbedingungen in die eine oder die andere Richtu

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- umkehrbare Reaktionen - chemisches Gleichgewicht - Massenwirkungsgesetz - Prinzip von le Chatelier - Säuren / Basen - Säure-Base-Reaktion - pKs / pKb (+ pH) - Pufferlösungen - Titration - Formeln

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CHEMISCHE GLEICHGEWICHTE 1. Umkehrbare Reaktion Umkehrbare Reaktionen können je nach Versuchsbedingungen in die eine oder die andere Richtung ablaufen. Bsp.: Alkohol + Alkansäure Ester + Wasser Mischt man zum Beispiel Essigsäure und Ethanol, so kann man nach einiger Zeit, neben den Edukten auch Essigsäureethylester nachweisen (Geruch nach Klebstoff). Mischt man Essigsäureethylester mit Wasser, so zerfällt dieser teilweise wieder in Essigsäure und Ethanol (Nachweis z. B. mit Indikatorpapier) 2. Das chemische Gleichgewicht In chemischen Gleichgewichten ist die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion. Reaktion Reaktionsgeschwindigkeit v V. Hin Gleichgewichtspfeil Rück Einstellzeit VHin = V Rück Gleichgewichtszustand Zeit t [s] Das bedeutet, dass die Prozentualen Anteile von Edukten und Produkten trotz weiterhin ablaufender Reaktion konstant bleiben. Man spricht von einem dynamischen Gleichgewicht. Ein Katalysator beschleunigt nur die Einstellung des Gleichgewichtes, beeinflusst aber nicht seine Lage. 3. Das Massenwirkungsgesetz (MWG) Für jedes chemische Gleichgewicht ist das Produkt aus den Konzentrationen der Produkte dividiert durch das Produkt aus den Konzentrationen der Edukte bei einer Temperatur konstant. Für eine allgemeine Reaktion aA +bB = cC +dD gilt: cc (C) · c(D) cª (A). cb (B) Beispiel: Bildung von lodwasserstoff aus lod und Wasserstoff: H₂ + 12 = 2HI Kc Кс = c² (HI) c(H₂) * c(1₂) 4. Prinzip von le Chatelier GG weichen (wie u. A. Herr Le Chatelier herausfand, nach dem das Prinzip benannt wurde) äußeren Zwängen aus; sie versuchen sozusagen, diesem Zwang entgegenzuwirken, indem sie ihn verringern. Es ist deshalb möglich, die Lage...

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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) Natriumhydroxid / gelöste Natronlauge (NaOH) Kaliumhydroxid / gelöste Kaliumlauge (KOH) Calciumhydroxid / gelöste Calciumlauge (Ca(OH)₂) Hydrogensulfat (HSO4) Sulfat (SO4²-) Hydrogencarbonat (HCO3) Definition Teilchen die bei einer Reaktion Protonen aufnehmen (Protonenakzeptoren) 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 S 1 B2 S2 B1 KR B Reaktion der Base mit Wasser = = c(OH¯) * c(HB¹) c(B) Ks * KB = Kw = 10-¹4. mol² 12 c(HA) c(OH¯) c(A¯) = = c(H30*) * c(OH¯) = Kw = 10−¹4. mol² 12 - log K + (−log KB) = −log c(H₂O*) + (−log c(OH¯)) = −log Kw = −log 10-¹ S

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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) Natriumhydroxid / gelöste Natronlauge (NaOH) Kaliumhydroxid / gelöste Kaliumlauge (KOH) Calciumhydroxid / gelöste Calciumlauge (Ca(OH)₂) Hydrogensulfat (HSO4) Sulfat (SO4²-) Hydrogencarbonat (HCO3) Definition Teilchen die bei einer Reaktion Protonen aufnehmen (Protonenakzeptoren) 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 S 1 B2 S2 B1 KR B Reaktion der Base mit Wasser = = c(OH¯) * c(HB¹) c(B) Ks * KB = Kw = 10-¹4. mol² 12 c(HA) c(OH¯) c(A¯) = = c(H30*) * c(OH¯) = Kw = 10−¹4. mol² 12 - log K + (−log KB) = −log c(H₂O*) + (−log c(OH¯)) = −log Kw = −log 10-¹ S