chemisches Gleichgewicht

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Gleichgewicht verschiebt sich zur exothermen Reaktion, da weniger Energie zur Verfügung steht, Gleichgewichtskonstante wird aber größer Kompression: Druck nimmt zu → Ausgleichsreaktion, um das Volumen wieder zu verringern (Bsp. 2NO2 →NO4) Bei einer Volumenvergrößerung verschiebt sich das Gleichgewicht zugunsten der Seite mit der größeren Teilchenzahl Eine von außen bewirkte Volumenänderung beeinflusst chemische Gleichgewichte, bei denen gasförmige Stoffe auftreten, immer dann, wenn sich die Teilchenzahl in der Gasphase durch Gleichgewichtsverschiebung ändert bei einem chemischen Gleichgewicht bewirkt eine Volumenänderung immer eine Konzentrationsänderung, die Gleichgewichtskonstante ändert sich aber nicht Druckerhöhung bewirkt eine Reaktionsverlagerung zu der Seite, die weniger Moleküle enthält Das Prinzip von Braun und Le Chatelier fasst die Gesetzmäßigkeiten bei der Verschiebung eines Gleichgewichts zusammen Übt man auf ein im Gleichgewicht befindliches chemisches System Zwang aus durch Zufuhr/ Entzug von Wärme, durch Änderung des Volumens oder der Stoffmengen, so verschiebt sich das Gleichgewicht in die Richtung, in der die Folgen des Zwanges (Temperatur-, Druck- und Konzentrationsänderung) verringert werden Prinzip vom kleinsten Zwang damit lässt sich die Richtung der Gleichgewichtsverschiebungen bei einer Beeinflussung des Gleichgewichts angeben der Zwang soll ausgewichen werden SÄURE-BASE-REAKTION ● können hinsichtlich ihrer Stärke unterschieden werden pH-Wert (zur Charakterisierung vieler Lösungen) ist eine messbare Eigenschaft einer wässrigen Lösung und kann zur Konzentrationsbestimmung der Lösung einer Base/ Säure verfolgt werden H3O-Ion (Oxoniumion): aus einem Proton und einem Wassermolekül gebildet Säuren Protonendonatoren / Basen-Protonenakzeptoren ● An jeder Säure-Base-Reaktion sind stehts zwei korrespondierende Säure-Base-Paare beteiligt Teilchen, die je nach Reaktionspartner als Säure oder Base reagieren, bezeichnet man als amphotere Teilchen/ Ampholyte Sofern mehrere H im Ursprungsmolekül und mehrere OH vorhanden sind, muss die Protonenabgabe schrittweise erfolgen Protolyse (Protonenübertragungsreaktionen) chemische Reaktionen, bei denen Protonen von Säuren auf Basen übergehen Eine Säure muss mindestens ein als Proton abspaltbares Wasserstoffatom aufweisen und alle Basen haben freie Elektronenpaare zur Ausbildung von Atombindungen mit Protonen damit eine Säure ein Proton abgeben kann, muss eine geeignete Base vorhanden sein, die es aufnimmt Viele Säure-Base-Reaktionen sind umkehrbar und führen zu dynamischen chemischen Gleichgewichten, die sich sehr schnell einstellen AUTOPROTOLYSE DES WASSERS Um herauszufinden ob die Hin- oder Rückreaktion stärker ist Wasser zeigt eine geringe elektrische Leitfähigkeit, weshalb lonen vorhanden sein müssen, welche offensichtlich aus Wassermolekülen gebildet wurden Wassermoleküle können sowohl Protonen abgeben als auch annehmen H₂O + H₂OOH + H₂O* bei Zunahme der Konzentration einer lonenart nimmt die Konzentration der anderen lonenart so weit ab, dass der Wert von Kw wieder erreicht wird Autoprotolyse bei allen flüssigen Stoffen möglich, deren Teilchen Protonen aufnehmen und abgeben können c(H30+) C(OH / c² (H₂O) c²(H₂0) → linke Seite beinahe konstant, da Wasser stark überwiegt K c² (H₂O) =c(H30¹) C(OH- ) Kw K = Kw (25°C) = 10-¹4 mol²/1² → kleine Potenz →großer Wasseranteil →Gleichgewicht fast ausschließlich bei Wasser Kw <1: Gleichgewicht links Kw= 1: Gleichgewicht gleich Kw > 1: Gleichgewicht rechts lonenprodukt des Wassers Konzentration Produkte? ! Wasser ist insgesamt neutral → c(H30+) = c(OH- ) Einsetzen ins lonenprodukt des Wassers (entweder OH oder H3O*): 10-14 mol²/1² = c² (H30+)/√ 10-14 mol2 12 10-7 mol -= c(H30+) = c(H₂0+) PH-WERT ● ● ● in alkalischen und sauren Lösungen: H3O* sowie OH → Konzentration der Oxonium- und die der Hydroxidionen voneinander abhängen wässrige Lösungen kann man aufgrund ihrer Oxonium- oder Hydroxidionenkonzentration in saure, alkalische und neutrale Lösungen einteilen durch Oxoniumionenkonzentration ist auch Hydroxidionenkonzentration festgelegt, weil diese sich aus dem lonenprodukt berechnen lässt → Angabe der Oxoniumionenkonzentration zur Charakterisierung einer Lösung ausreichend um einfachere Zahlenwerte zu erhalten gibt man die Oxoniumionenkonzentration in Form des ● pH-Wertes an Säurestärke nimmt zu pKs vollständige Protonen- abgabe -1,74 -1,32 1.92 2.13 ¯¯¯¨¨¨¨¨¯¯¯¯¯▬▬▬▬▬▬--- 2,22 [Fe(H₂O)6] 3,14 HF 3,35 HNO₂ 3,75 HCOOH 4,75 CH3COOH 4.85 [Al(H₂O)]³+ H₂CO3 H₂S HSO3 H₂PO47 NH4 HCN HCO3 HPO4 HS 6,52 6.92 7,00 7,20 9,25 9,40 10.40 12.36 13,00 15,74 Säure HCIO4 HI HCI H₂SO4 H3O* HNO3 HSO4 H3PO4 keine Protonen- abgabe H₂O C₂H5OH NH3 OH H₂ Der pH-Wert ist der negative, dekadische Logarithmus der Oxoniumionenkonzentration: pH=-lg c(H30*) c(H30*) < c(OH): pH > 7 → basisch/alkalisch c(H30¹) > c(OH): pH <7 → sauer c(H30¹) = c(OH): pH = 7→ neutral SO₂ HPO4 NH3 CN CO3 PO S OH C₂H5O NH₂ 0² H korrespon- dierende Base → Ermittlung durch Autoprotolyse des Wassers: 0-7 mol =c(H₂0+) pH=-lg c(H30*) 1 → pH=-lg 10-7 mol 1 Wenn der pH-Wert gegeben ist: pH=-lg c(H30¹) CIO4 I CI HSO4 H₂O NO3 SO4 H₂PO4 [Fe(OH) (H₂O)5]** F NO₂ 10- -pH=lg c(H30¹) 10 PH = c (H30*) c(H30¹) C(OH- ) = 10-¹4 mo1²/1² -Ig (c(H30+) c(OH- )) = -lg 10-¹4 mol²/1² №g c (H₂O*) pH pH + pOH = 14 PKB keine Protonen- aufnahme 15,74 15,32 12,08 11,87 HCOO CH3COO 9,25 [Al(OH)(H₂O)s]* 9,15 HCO3 HS 7,48 7,08 7,00 6,80 4,75 4,60 3,60 1,64 1,00 -1.74 11,78 10,86 10,65 10.25 (№g C(OH- lg POH ▬▬▬▬▬▬ vollständige Protonen- aufnahme Basenstärke nimmt zu = 14 → Einsetzen DIE STÄRKE VON SÄUREN UND BASEN ● ● ● ● Lässt sich durch Anwendung des Massenwirkungsgesetzes definieren und ermitteln Säure- und Basenkonstanten Will man die Stärke verschiedener Säuren/ Basen miteinander vergleichen, muss man ihre Reaktionen mit derselben Base/ Säure betrachten Wahl des Ampholyt Wasser ➜ die Säure-/ Basekonstante sind von der Temperatur abhängig, jedoch nicht von der Konzentration der Säure/ Base Statt Ks und KB gibt man oft die mit -1 multiplizierten dekadischen Logarithmen ihrer Zahlenwerte an pks-/pKB-Wert ermöglichen eine Einteilung von Säuren und Basen nach ihrer Stärke (nicht mit pH-Wert möglich, da dieser von der Ausgangskonzentration der Säure/Base abhängt) Der pks-Wert einer Säure HA und der PKB-Wert ihrer korrespondierenden Base A hängen einfach voneinander ab: HA + H₂0A + H3O+ je stärker eine Säure, umso schwächer die korrespondierende Base / je stärker eine Base, umso schwächer die korrespondierende Säure sehr starke Säuren/ Basen alle sehr starken Säuren/ Basen reagieren vollständig mit Wasser → jedes Säure-/ Basemolekül gibt Proton ab wässrige Lösungen sehr starker Säuren/ Basen gleicher Konzentration besitzen daher den gleichen pH-Wert Oxoniumion ist die stärkste Säure, die in wässriger Lösung existieren kann Anwendung des Massenwirkungsgesetz und Bestimmung der Ks-/ KB-Werte nicht möglich pH-Werte wässriger Lösungen von Säuren/ Basen Da sie grundsätzlich vollständig mit Wasser reagieren, kann man die Konzentration. gleich der Ausgangskonzentration setzen Schwache Säuren/ Basen Hier reagiert nicht alles c(H30+)= c(OH- ) c(HA) co (HA)→ weil schwache Säure c(H30+) c(A¯)= c(HA) ➜Ks = c(H30+)² Co (HA) c(H30+)=√√ Ks. Co (HA) pH-Wert: [pKs - Ig co (HA)] → pH + pOH = 14 Säure- und Basekonstante liefern konkrete Werte Das Bestreben einer Säure ein Proton abzugeben und das Bestreben einer Base ein Proton aufzunehmen bestimmt die Säure- und Basestärke. Reaktion einer Säure HA mit Wasser: HA + H₂O=A + H30* c(H30+) C(A) Massenwirkungsgesetz: K c(HA) .c(H₂O) = ➜Vereinfachung, möglich durch die hohe Konzentration an Wasser Ks=K.c(H₂O) = Reaktion einer Base B mit Wasser: H₂O + B = OH + HB* c(HB*) C(OH) c(B) c(H₂0) → Vereinfachung, möglich durch die hohe Konzentration an Wasser KB=K C(H₂O) = C(HB+) -C(OH- ) c(B) → Ks und KB sind ein Maß für die Säure-/ Basestärke: Je größer Ks/ KB, desto stärker die Säure/Base Massenwirkungsgesetz: K = Ks> 1: starke Säure Ks<1: schwache Säure pKs = -lg Ks -pKs = lg Ks 10-pks = Ks → Ks- und KB-Werte relativ kompliziert → pks und pkB pKs = -lg Ks →Ks-Wert gegeben → Auflösen und rechnen →KB-Wert gegeben → Auflösen und rechnen pKB = -lg KB Je stärker die Säure, desto größer Ks und desto kleiner der pks- Wert pKs< 0: sehr stark pKs = 0-4,5: stark c(H30+) c(A) c(HA) pkw=pKs + PKB = 14 pKs = 4,5-9,5: schwach pks> 9,5: sehr schwach → pks gegeben Auflösen und rechnen. 10-PKB KB ➜ KB= c(B) Co (B)→ weil schwache Base c(HB*) C(OH¯) _c(HB+)² c(B) Co (B) c(HB+)=√√ KB Co (B) pH-Wert: [PKB - Ig Co (B)] (Einsetzen und gegebenenfalls umformen für den anderen Wert)