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Elektrochemie/Säure-Base

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 Vorabi Klausureme
Elektrochemie
Oxidationszahlen
I. Elemente
Atome elementarer Stoffe → O
II. Verbindungen
-I
Fluor
Wasserstoff → +I
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oxidationszahlen redoxreaktionen Metalle galvanisches Element elektrodenpotential zellspannung Protolyse ph wert titration puffersysteme

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Vorabi Klausureme Elektrochemie Oxidationszahlen I. Elemente Atome elementarer Stoffe → O II. Verbindungen -I Fluor Wasserstoff → +I Sauerstoff → -I >Summe entspricht der Gesamtladung III. lonen Summe der oz entspricht der lonenladung REDO oxidation: Abgabe von Elektronen oxidationsmittel: Elektronenakzeptor Reduktion: Aufnahme von Elektronen Reduktionsmittel: Elektronendonator Metalle CHEMIE Lösung/Metall → Zn²-Lösung Fe-Lösung Cu²+ -Lösung Ag* -Lösung Redoxreihe AL/AL³+ unedel 3+ Zn/Zn²+ Zink Fel Fe²+ Eisen XI>> Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahlen 1. Atome in elementaren Stoffen haben die Oxida- tionszahl 0. H₂/H30+ 2. Bei einfachen lonen ent- spricht die Oxidationszahl der lonenladung. Cu / Cu²+ 3. Fluor hat in Verbindun- gen immer die Oxidations- zahl-I. 4. Wasserstoff hat in Ver- bindungen die Oxidations- zahl 1. (Ausnahme: Hydride) 5. Sauerstoff hat in Ver- bindungen die Oxidations- zahl-II. (Ausnahmen: Peroxide und Sauerstofffluoride) >> Redoxreaktion: übertragung von Elektronen Disproportionierung: Teilchen desselben Stoffes werden oxidiert und reduziert Komproportionierung: Bei Oxidation und Reduktion entstenen Teilchen ein- und desselben Stoffes XXI> 6. Die Summe der Oxida- tionszahlen aller Atome eines Teilchens entspricht der Gesamtladung des Teilchens. Hetalle sind unterschiedlich edel: → Je unedler ein Metall ist, desto höher ist das Bestreben Elektronen abzugeben und in oxidierter Form vorzuliegen → Je edler ein Metal ist, desto höher ist das Bestreben Elektronen aufzunehmen und in reduzierter Form vorzuliegen Kupfer 0000 0 0 0 Zn, Fe, Cu, H₂, O₂, O3, Cl₂ 11 III Zn²+, Fe³+, Cu*, H*, O², Cl Ag/Ag 1-1 1-1 ill-l IV-I B-1 HF, CaF₂, ALF3, CF4, OF2 1-1-1-1-1-IVI HCL, H₂O, H₂O₂. NH3, CH4 | X X X 1-1 1-1 Ausnahmen: NaH, CaH₂ aufstellen der Reaktionsgleichung 1. Edukte > Produkte; Redoxpaare 2. Ermittlung Oxidationszahlen 3. Elektronenausgleich 4. Ladungsausgleich: H₂0+-oder OH-Ionen 5. Stoffausgleich mit H₂0-Molekülen IV-II VI-I IVI - |-| 50₂, SO3, H₂SO4, Al₂O3 → edel 11-1 Ausnahmen: H2₂O₂, OF2 ungeladene Teilchen: IV-11 IV-11-01 -11-11 CO₂,...

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Si F4, Al(OH)3, CH₂OH 1 IV-II IV-1 -11 lonen: HCO3, Si F, [Al(OH)4] Silber Au/Au³+ ✔- Reaktion - keine Reaktion korrespondierendes Redoxpaar oxidierte / reduzierte Form GALVANISCHES element besteht aus zwei Halbzellen mit unterschiedlichen Redoxpaaren es wird chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt Daniel-Element Zinkatome ● werden oxidiert Anode: Oxidation läuft ab . Elektrode ↳>Minuspol => OMA Oxid. Pol Anode 2e zn Zn²+ 2n²+ SO4²- H₂0 edel unedel Halbzelle ELEKTROCHEMISCHE DOPPELSCHICHT lonenbrücke SO4²- Oxi.: Zn → Zn²+ + 2e²° Red.: Cu²+ + 2e → Cu Redox.: Zn + Cu²+ → Zn²+ + Cu • an den Elektroden bestehend aus Ⓒ- und Ladungsträgern · es entsteht ein elektrochemisches Gleichgewicht SO4²- Cu²+ H₂0 2e cu REDOXPAAR Zwei chemische Substanzen, die bei einer Redoxreaktion miteinander reagieren. Dabei fungiert eine Substanz als Elektronendonator und eine als Elektronen akzeptor. -Elekronenstrom -lonenstrom 000 00 hoch gering zeudiagramm: Zn/Zn²+ (mol) // cu² (... mol) / cu -Elektrode Kathode: Reduktion läuft ab ↳ Pluspol ZnSO4-Lösung GGW: ZnZn²+ + ze Kupferionen werden reduziert ELEKTRODENPOTENTIAL Maß dafür, wie edel ein Redoxpaar ist und wie groß die Spannung zwischen zwei Halbzellen ist ↳ Lösungsdruck: Metallatome geben Elektronen ab (Oxidation) ↳> Abscheidungsdruck: Metallionen nehmen Elektronen auf (Reduktion) Lösungsdruck des Metalls Abscheidungsdruck der lonen gering hoch elektrochemisches GGW zwischen Abscheidungsdruck der lonen und dem Lösungsdruck des Metaus CuSO-Lösung Pos. Vorzeichen: efließen von der Standardwasserstoff halbzelle weg; edler als H₂/H30* STANDARDELEK TRODENPOTENTIAL Spannung einer Halbzelle gegen die Standardwasserstoffhalbzelle (SWH) Neg. Vorzeichen: e fließen zur Standardwasserstoff halbzelle; unedler als H₂/H30+ Kupfer ist edler als Zink. Daher gehen weniger Kupfer-lonen als Zink-lonen in Lösung Cu-Cu²+ + 2e¯ ZELLSpannung berechnen U= E (edel) - E (unedel) Schreibweise: H₂ (Pt) | H30* (Pt) || Cu²+ (aq) | Cu (s) ; U° = 0,34 V KONZENTRATIONS ÄNDERUNG → Bei Verzehnfachung des Konzentrationsverhältnisses steigt die Spannung um Nernst-Gleichung E (Me/Me²¹) = E° (Mel Me²+) + 0,059V log c (Me²+) Z mol/l Säure-Base Sauren u. Basen: sind Reinstoffe (chlorwasserstoff, Ammoniak) saure Lösungen: enthalten Säuren, die mit Wasser reagiert haben (HCL) ↳>Oxoniumionen (H30+) alkalische Lösung: besteht aus einer Base, die mit wasser reagiert hat (Ammoniakwasser) ↳ Hydroxidionen (OH-) NACH BRØNSTED Eine Sâure ist ein Protonendonator Eine Base ist ein Protonenakzeptor →Donator - Akzeptor-Prinzip PROTOLYSE →Saure-Base Reaktion, bei der eine Protonenübergabe stattfindet ↳ jeweils nur ein Proton übertragen . Gleichgewichtsreaktion: HA + B Säure 1 Base 2 . ܠܢ A HB* Base 1 Säure 2 korrespondierendes Säure-Base Paare: Saure 1+ Base 1 und Saure 2+ Base 2 Ampholyt: Teilchen, die sowohl als Säure, als auch Base reagieren können H₂O; HCO3; HSO4 x = C(H30*) Co (HA) → mehrprotonige Säuren haben mehrere Protolysestufen "Saurestarke nimmt bei jeder Stufe ab PROTOLYSEGRAD →durch Protolysegrad & lässt sich das Ausmaß der Protolyse einer Saure (HA) ausdrücken HA+H₂O H30* + A ³ C (A¯) Co (HA) Protolysegrad kleiner als 1 ↳> Einstellung eines GGW 0,059 v 근 Lage zeigt Tendenz zur protolyse AUTOPROTOLYSE DES WASSERS |H₂O + H₂O — H3O* + OH¯ K₂= C(OH) ·C(H₂O*) C²(H₂O) K₁° C² (H₂O) = C(H30* · C(OH¯)= 10-² mal - 10-7 mol - 10-14 mol con . Kw= lonenprodukt des Wassers PH-WERT Der PH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus des zahlenwerts der H30+-lonen - Konzentration I. neutrale Lösung: I. Saure Lösung: c(H30*) > 10-7 mol ↳ C(OH) < 10-² mol C(H30+) = 10-7 mol → C(OH). 10-7 mol III. alkalische Lösung: c (H₂0¹) < 10-7 mol ↳ C(OH) > 10-7 mol BERECHNUNG starke Säuren: pH= -19 (_C(H₂0¹)) • -Lg (C₂(HA)) mol mol ↳>Saure protolysiert vollständig; C(H30¹) = Co (HA) → POH-Wert: pOH = -Lg (C(OH)) →→schwache Säuren: C(H30*) < Co (HA) · STÄRKE VON SÄUREN →Saurestarke gibt an, wie groß das Bestreben einer Säure ist ein Proton abzugeben pH = •Starke Säuren nahezu vollständig protolysiert HA + H₂O = A +H30* Kc = C(A¯)• c (H30*) C(HA) C(H₂O) pks = -1g (18) (pks-1g (COCH • starke Basen nahezu vollständig protoniert schwache/mittelstarke Säuren/Basen nur ein Teil der Moleküle protolysiert/protoniert .c(H₂O) Da praktisch konstant Kc⋅ C (H₂O) = c(A¯)• C( H30*) C(HA) Ks- Saure konstante (mol) CO (CHA) )) →Starke Säure => Ks groß; pks klein →Schwache Saure =>Ks klein => pks groß PH+POH = 14 STÄRKE VON BASEN →Basenstarke gibt an, wie groß das Bestreben einer Base ist ein Proton aufzunehmen B + H₂O BH* + OH¯ c(BH) C(OH) Kc = C(B)• C(H₂O) KB = c(BH) · C(OH) c(B) PKB= -lg (KB) • c (H₂O) →→starke Base => KB groß; pKB klein →schwache Base =>KB klein; PKB groß Newtralisationsreaktion →H30*-Ionen der sauren Lösung reagieren exotherm mit den OH--lonen der alkalischen Lösung zu H₂0-Holekülen H30¹ +OH 2 H₂O + Salz ;-57 mol ↳ CCH3O+) = C(OH- ) Titration →maßanalytisches Verfahren zur Bestimmung der Oxoniumionenkonzentration (H30+), Hydroxidionenkonzentration (OH-) einer sauren oder alkalischen Lösung bzw ↳n (OH) = n(H30*) KONZENTRATION BERECHNEN →nc.V n (OH) = c(Natronlauge). V (Natronlauge) n (H30+)= c(Salzsäure). V(Salzsäure) → Wenn Stoffmengen gleich, dann gilt: n (Salzsäure). V(Salzsäure = c(Natronlauge). V (Natronlauge Daraus folgt: C(Salzsäure)= c(Natronlauge. V (Natron lauge) v (Salzsäure) TITRATIONSKURVEN ·Verlauf des pH-Werts in Abhängigkeit des zugegebenen Volumens an Titer Starke Säure+Starke Base Schwache Säure Starke Base pH-Wert pH-Wert 14 7 AP 30 V NaOH in 60 ml •AP:n (HCL) = n(NaOH) ↳bei pH=7 •NP = AP •pH-Wert Anderung zu Beginn und Ende gering pH-Sprung groß 14 Halbäquivalenzpunkt AP NP 30 V NaOH in ml 60 • AP >7 →→basisch ↳> A² + H₂O = HA+OH² • starkere pH-Wert Anderung zu Beginn LpH-Sprung kleiner Aquivalenzpunkt → Punkt an dem ganze Säure von Base umgesetzt wurde →n (HA) = n(B) Liegt nur noch Wasser und Salz vor →Punkt an dem die Hälfte des benötigten Volumens des Titers zum Erreichen des AP hinzugegeben wurde Neutralisationspunkt → pH=7 ↳alle H30+ -Ionen wurden neutralisiert →n (H30+) = n(OH) PUFFERSYSTEME → entstehen, wenn mittelstarke oder schwache Säuren mit der zugehörigen Base in wässriger Lösung in gleicher Konzentration vorliegen notwendig, um pH-Wert trotz Zugabe von Säuren oder Basen konstant zu halten Zugabe Säure Zugabe Base Beispiele A HA +30+ A HA A = [ HA OH n (A) n(HA) A HAOH →→→ A¯ + H₂O A+H30*→→→ HA + H₂O → keine Anderung des pH-Werts, da immer Wasser entsteht ↳ nur Stoffmengenverhältnis ändert sich HA PUFFERKAPAZITÄT → Bereich, den die Pufferlösung abpuffern kann (begrenzt) Faustregel: pH= pks-Wert = 1 • Puffer ist ein GGW aus schwacher Säure und korrespondierender Base •Essigsäure/Acetat Puffer CH3COOH/CH3COO HENDERSON-HASSELBACH-GLEICHUNG pH = pks + log (CCA)) oder pH= pks-log (C(HA)) statt konzentration c, kann auch Stoffmenge n verwendet werden Stoffmengenverhältnis → Umstellung der H-H-Gleichung zur Herstellung eines Puffers mit bestimmten pH-Wert 10 PH-pks

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Vielen Dank, wirklich hilfreich für mich, da wir gerade genau das Thema in der Schule haben 😁

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Dabei fungiert eine Substanz als Elektronendonator und eine als Elektronen akzeptor. -Elekronenstrom -lonenstrom 000 00 hoch gering zeudiagramm: Zn/Zn²+ (mol) // cu² (... mol) / cu -Elektrode Kathode: Reduktion läuft ab ↳ Pluspol ZnSO4-Lösung GGW: ZnZn²+ + ze Kupferionen werden reduziert ELEKTRODENPOTENTIAL Maß dafür, wie edel ein Redoxpaar ist und wie groß die Spannung zwischen zwei Halbzellen ist ↳ Lösungsdruck: Metallatome geben Elektronen ab (Oxidation) ↳> Abscheidungsdruck: Metallionen nehmen Elektronen auf (Reduktion) Lösungsdruck des Metalls Abscheidungsdruck der lonen gering hoch elektrochemisches GGW zwischen Abscheidungsdruck der lonen und dem Lösungsdruck des Metaus CuSO-Lösung Pos. Vorzeichen: efließen von der Standardwasserstoff halbzelle weg; edler als H₂/H30* STANDARDELEK TRODENPOTENTIAL Spannung einer Halbzelle gegen die Standardwasserstoffhalbzelle (SWH) Neg. Vorzeichen: e fließen zur Standardwasserstoff halbzelle; unedler als H₂/H30+ Kupfer ist edler als Zink. Daher gehen weniger Kupfer-lonen als Zink-lonen in Lösung Cu-Cu²+ + 2e¯ ZELLSpannung berechnen U= E (edel) - E (unedel) Schreibweise: H₂ (Pt) | H30* (Pt) || Cu²+ (aq) | Cu (s) ; U° = 0,34 V KONZENTRATIONS ÄNDERUNG → Bei Verzehnfachung des Konzentrationsverhältnisses steigt die Spannung um Nernst-Gleichung E (Me/Me²¹) = E° (Mel Me²+) + 0,059V log c (Me²+) Z mol/l Säure-Base Sauren u. Basen: sind Reinstoffe (chlorwasserstoff, Ammoniak) saure Lösungen: enthalten Säuren, die mit Wasser reagiert haben (HCL) ↳>Oxoniumionen (H30+) alkalische Lösung: besteht aus einer Base, die mit wasser reagiert hat (Ammoniakwasser) ↳ Hydroxidionen (OH-) NACH BRØNSTED Eine Sâure ist ein Protonendonator Eine Base ist ein Protonenakzeptor →Donator - Akzeptor-Prinzip PROTOLYSE →Saure-Base Reaktion, bei der eine Protonenübergabe stattfindet ↳ jeweils nur ein Proton übertragen . Gleichgewichtsreaktion: HA + B Säure 1 Base 2 . ܠܢ A HB* Base 1 Säure 2 korrespondierendes Säure-Base Paare: Saure 1+ Base 1 und Saure 2+ Base 2 Ampholyt: Teilchen, die sowohl als Säure, als auch Base reagieren können H₂O; HCO3; HSO4 x = C(H30*) Co (HA) → mehrprotonige Säuren haben mehrere Protolysestufen "Saurestarke nimmt bei jeder Stufe ab PROTOLYSEGRAD →durch Protolysegrad & lässt sich das Ausmaß der Protolyse einer Saure (HA) ausdrücken HA+H₂O H30* + A ³ C (A¯) Co (HA) Protolysegrad kleiner als 1 ↳> Einstellung eines GGW 0,059 v 근 Lage zeigt Tendenz zur protolyse AUTOPROTOLYSE DES WASSERS |H₂O + H₂O — H3O* + OH¯ K₂= C(OH) ·C(H₂O*) C²(H₂O) K₁° C² (H₂O) = C(H30* · C(OH¯)= 10-² mal - 10-7 mol - 10-14 mol con . Kw= lonenprodukt des Wassers PH-WERT Der PH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus des zahlenwerts der H30+-lonen - Konzentration I. neutrale Lösung: I. Saure Lösung: c(H30*) > 10-7 mol ↳ C(OH) < 10-² mol C(H30+) = 10-7 mol → C(OH). 10-7 mol III. alkalische Lösung: c (H₂0¹) < 10-7 mol ↳ C(OH) > 10-7 mol BERECHNUNG starke Säuren: pH= -19 (_C(H₂0¹)) • -Lg (C₂(HA)) mol mol ↳>Saure protolysiert vollständig; C(H30¹) = Co (HA) → POH-Wert: pOH = -Lg (C(OH)) →→schwache Säuren: C(H30*) < Co (HA) · STÄRKE VON SÄUREN →Saurestarke gibt an, wie groß das Bestreben einer Säure ist ein Proton abzugeben pH = •Starke Säuren nahezu vollständig protolysiert HA + H₂O = A +H30* Kc = C(A¯)• c (H30*) C(HA) C(H₂O) pks = -1g (18) (pks-1g (COCH • starke Basen nahezu vollständig protoniert schwache/mittelstarke Säuren/Basen nur ein Teil der Moleküle protolysiert/protoniert .c(H₂O) Da praktisch konstant Kc⋅ C (H₂O) = c(A¯)• C( H30*) C(HA) Ks- Saure konstante (mol) CO (CHA) )) →Starke Säure => Ks groß; pks klein →Schwache Saure =>Ks klein => pks groß PH+POH = 14 STÄRKE VON BASEN →Basenstarke gibt an, wie groß das Bestreben einer Base ist ein Proton aufzunehmen B + H₂O BH* + OH¯ c(BH) C(OH) Kc = C(B)• C(H₂O) KB = c(BH) · C(OH) c(B) PKB= -lg (KB) • c (H₂O) →→starke Base => KB groß; pKB klein →schwache Base =>KB klein; PKB groß Newtralisationsreaktion →H30*-Ionen der sauren Lösung reagieren exotherm mit den OH--lonen der alkalischen Lösung zu H₂0-Holekülen H30¹ +OH 2 H₂O + Salz ;-57 mol ↳ CCH3O+) = C(OH- ) Titration →maßanalytisches Verfahren zur Bestimmung der Oxoniumionenkonzentration (H30+), Hydroxidionenkonzentration (OH-) einer sauren oder alkalischen Lösung bzw ↳n (OH) = n(H30*) KONZENTRATION BERECHNEN →nc.V n (OH) = c(Natronlauge). V (Natronlauge) n (H30+)= c(Salzsäure). V(Salzsäure) → Wenn Stoffmengen gleich, dann gilt: n (Salzsäure). V(Salzsäure = c(Natronlauge). V (Natronlauge Daraus folgt: C(Salzsäure)= c(Natronlauge. V (Natron lauge) v (Salzsäure) TITRATIONSKURVEN ·Verlauf des pH-Werts in Abhängigkeit des zugegebenen Volumens an Titer Starke Säure+Starke Base Schwache Säure Starke Base pH-Wert pH-Wert 14 7 AP 30 V NaOH in 60 ml •AP:n (HCL) = n(NaOH) ↳bei pH=7 •NP = AP •pH-Wert Anderung zu Beginn und Ende gering pH-Sprung groß 14 Halbäquivalenzpunkt AP NP 30 V NaOH in ml 60 • AP >7 →→basisch ↳> A² + H₂O = HA+OH² • starkere pH-Wert Anderung zu Beginn LpH-Sprung kleiner Aquivalenzpunkt → Punkt an dem ganze Säure von Base umgesetzt wurde →n (HA) = n(B) Liegt nur noch Wasser und Salz vor →Punkt an dem die Hälfte des benötigten Volumens des Titers zum Erreichen des AP hinzugegeben wurde Neutralisationspunkt → pH=7 ↳alle H30+ -Ionen wurden neutralisiert →n (H30+) = n(OH) PUFFERSYSTEME → entstehen, wenn mittelstarke oder schwache Säuren mit der zugehörigen Base in wässriger Lösung in gleicher Konzentration vorliegen notwendig, um pH-Wert trotz Zugabe von Säuren oder Basen konstant zu halten Zugabe Säure Zugabe Base Beispiele A HA +30+ A HA A = [ HA OH n (A) n(HA) A HAOH →→→ A¯ + H₂O A+H30*→→→ HA + H₂O → keine Anderung des pH-Werts, da immer Wasser entsteht ↳ nur Stoffmengenverhältnis ändert sich HA PUFFERKAPAZITÄT → Bereich, den die Pufferlösung abpuffern kann (begrenzt) Faustregel: pH= pks-Wert = 1 • Puffer ist ein GGW aus schwacher Säure und korrespondierender Base •Essigsäure/Acetat Puffer CH3COOH/CH3COO HENDERSON-HASSELBACH-GLEICHUNG pH = pks + log (CCA)) oder pH= pks-log (C(HA)) statt konzentration c, kann auch Stoffmenge n verwendet werden Stoffmengenverhältnis → Umstellung der H-H-Gleichung zur Herstellung eines Puffers mit bestimmten pH-Wert 10 PH-pks