AC: Chemische Reaktionen Flashcards
Chemische Reaktionen (Stoffumwandlungen) (4)
- können ionische, kovalente oder metallische Bindungen sein, die sich im Prozess ändern
- die Ausgangstoffe sind die Edukte und die neu entstandenen Stoffe sind die Produkte
- bei einer Reaktion können keine Atome verloren gehen (was man bei einer Reaktion hineingibt das muss am Ende wieder herauskommen (Bilanziehrung)
- Ladungs- und Stoffbilanz sollte man immer beachten (stoff und Ladung sind bilanziert)
Stöchiometrie einer Reaktiongleichung (5)
- die bilanzierung der Atome rechts und links des Reaktionspfeils im kleinsten möglichen Vielfachen ganzer Zahlen
- bei chemischen reaktionen treten damit keine Massenänderungen auf (ausgeglichene Massenbilanz, Massenkonstanz, Massenerhaltung)
- es müssen also links und rechts gleich viele atome eines Typs sein
- stöchiometrischen koeffizienten 1 wird nicht angeschrieben
- neben der erhaltung der Masse muss auch die Ladung erhalten werden
Erhaltung der Ladung einer Reaktionsgleichung (5)
- für reaktionsgleichungen gilt neben Erhaltung der Masse auch Erhaltung der Ladung
- mann muss also die Ladung links und rechts addieren. links haben wir plus, rechts minus, was sich zu 0 addiert
- rechts vom Pfeil hat man dann ein neutrales Salz
- mit dem senkrechten Pfeil kann mann symbolisieren, dass es eine Fällungsreaktion ist
- (aq steht für aqus) und beschreibt die hydradisierten kationen und anionen)
Verschiedene Arten chemischer Reaktionen (Einteilung nach der Art der Edukte und Produkte)
und kurze erklärung (Beispiele muss man nicht auswendig können) (10)
Erlklärungen:
- Synthese: Wenn man stoffmaterialien nimmt und Bindungen umordnet
- Zersetzung: - kann unfreiwillig vorkommen (explosion)
- dabei zerlegt sich ein differenzierter Stoff in einen einfachen stoff
- Metathese: - Salzfällung in Lösung
- das Tauschen von anionen und kationen ist energetisch günstig
- Verbrennung: - organische Verbindungen
- läuft nicht immer spontan ab, wird durch Hitze erzeugt
- Korrosion: - kann unerwünscht, ohne aufheizung abgehen
- man führt eine solche reaktion kurzzeitig aus um Metalle vor einer samthaften korrosion zu schützen
Verschiedene Arten chemischer Reaktionen (Einteilung nach der “Triebkraft” der Reaktion)
und kurze Erklärung (Beispiele muss man nicht auswendig können (6)
Erklärungen:
- Gasentwicklung: - wenn links kein gas steht und man eines dann erzeugt
- Redoxreaktionen: - Verbrennung ist immer eine Redoxreaktion
Die Bestimmung Stöchiometrischen Koeffizienten (Erklärung zur Formel) (5)
- mit chemischen Gleichungen und den Informationen zur chemischen Zusammensetzung (Formeln) der beteiligten Verbindungen kann man die stöchiometrischen Koeffizienten der Produkte einer Reaktion berechnen
- die Stoffmengen (in der Formel gezeigt) sind die stöchiometrischen koeffizienten
- man muss die stoffmenge in die masse (molare massen) umrechnen (im PSE addiert man dann die atomgewichte)
- dabei weiss man dann wie viel 1 mol einer kovalenten Verbindung oder eines Salzes wiegt
- man kann die Formel auch beliebig umschreiben
Stöchiometrisches Rechnen (2)
- Gleiche Stoffmengen verschiedener Stoffe enthalten gleiche Anzahl von Teilchen
- ## die chemische reaktionsgleichung und deren stöchiometrische Koeffizienten geben einen chemischen ablauf primär auf molekurarer (atomarer) Ebene wieder
Atomgewicht von C, H, O und N (4)
- C (Kohlenstoff) = 12
- H (Wasserstoff) = 1
- O (Sauerstoff) = 16
- N (Stickstoff) = 14
Nettogleichung für Reaktionen mit Ionen (4)
- man kann aber die Begleit-ionen nicht als irrelevant bezeichnen
Energetik einer chemischen Reaktion (Thermodynamik)
- chemische Reaktionen verlaufen normalerweise unter Aufnahme oder Abgabe von Energie :
Edukte → Produkte +/- ΔE - es gilt der Energieerhaltungssatz der Physik
ΔE (3)
- es gibt verschiedene Energieformen als “Begeiter” einer chemischen Reaktion
- thermische Energie, Licht (elektromagnetische Strahlung), elektrische Energie, Arbeit
- die häufigsten Energieformen sind thermische Energie und Arbeit
Energieerhaltungssatz
- Energie kann durch chemische Reaktionen nicht “geschaffen” werden und auch nicht verloren gehen
- Energieformen können nur in einander umgewandelt werden
Was ist die Einheit von Energie?
- unabhängig von ihrer Form wird Energie immer in der gleichen Einheit gemessen: die SI-Einheit ist das Joule (J)
- 1 J = 1 kg∙m2/s2
- (vorallem bei Nahrungsmitteln): 1cal= 4.184 J
Thermische Energie (Wärme) und Arbeit im Universum (3)
- wärme und arbeit sind die häufigsten Formen von Energie bei chemischen Reaktionen
- chemische reaktionen laufen in einem begrenzten und genau definierten Teil des Universums ab (dieser wird als System bezeichnet, der übrige Teil als Umgebung)
- die energie eines systems ist ein Mass für die Fähigkeit Arbeit zu verrichten oder Wärme abzugeben
Arbeit Definition (2)
- die bekannteste Form von Arbeit ist die mechanische Arbeit
- sie kann dazu dienen, Energie in form von potentieller Energie zu speichern oder in Form von kinetischer Energie (Energie von Gasteilchen) auf ein system zu übertragen
Wärme Definition und Erklärung (5)
- die Energie, die aufgrund einer Temperaturdifferenz zwischen einem System und seiner Umgebung ausgetauscht wird
- also wenn wir keine Temperaturdifferenz zwischen System und und Umgebung haben, dann können wir auch keinen Wärmetausch haben
- wenn zwischen System und Umgebung eine Temperaturdifferenz herrscht (und die Umgebungstemperatur dabei niedriger ist als die des Systems) kann Energie in form von Wärme von einem System auf seine Umgebung übertragen werden
- die von der Umgebung aufgenommene Wärme verstärkt die thermische Bewegung der dort vorhandenen Teilchen
- zum Beispiel: wenn eine System wärme erzeugt, kann das system die Wärme nicht an eine wärmere Umgebung abgeben und dann kann es sein, dass die Reaktion eine ungünstige Energielage hat
Exotherme Reaktionen
- chemische Reaktionen, bei deren Ablauf Energie frei wird
Endotherme Reaktionen
- Chemische Reaktionen, die Wärme aus der Umgebung aufnehmen
Chemische Reaktionen, bei deren Ablauf Energie frei wird heissen:
exotherme Reaktionen
Chemische Reaktionen, die Wärme aus der Umgebung aufnehmen heissen:
endotherme Reaktionen
Die Gesamtenergie eines Systems nennt man…
- Innere Energie U
Innere Energie U (7)
- die Gesamtenergie eines Systems
- jeder Stoff hat eine Innere Energie
- sie ist die Summe der kinetischen Energie (bewegungsenergien) aller Teilchen, Bindungsenergie und der potentiellen Energie, die aus der Wechselwirkung der Teilchen untereinander resultiert
- Innere Energie ist eine Zustandsgrösse/ Zustandsfunktion (=sie ist nur vom augenblicklichen Zustand eines Systems abhängig und nicht vom Weg, auf dem das System in diesen Zustand gebracht wurde)
- Isolierte Energie ist nur in einem geschlossenen System (Volumen) vorhanden
- die Innere Energie eines isolierten Systems ist konstant
- die Innere Energie U eines Systems kann nur durch Austausch von Energie mit der Umgebung verändert werden
Austausch von Energie in einem isolierten System
- bei einem isolierten System erfolgt kein Austausch von Energie (arbeit oder Wärme) mit der Umgebung
Änderung der Inneren Energie ∆U (3)
- ∆U = q + w
- (q: als Wärme zugeführte Energie)
- (w: als Arbeit zugeführte Energie)
Gegenteil von Zustandsfunktion
Wegfunktion
Der 1. Hauptsatz der Thermodynamik (3)
- Die Innere Energie U eines isolierten Systems ist konstant
- Innere Energie U kann nur durch Austausch von Energie mit der Umgebung verändert werden
- Anderung der Inneren Energie ist: ∆U = q + w
(q: als Wärme zugeführte Energie w: als Arbeit zugeführte Energie)
Änderung der Inneren Energie durch Volumenarbeit (5)
- CO2 entsteht und drängt die Atmosphäre um sein Volumen zurück. Das System dehnt sich um ∆V gegen den äusseren Druck p ( = const.) aus
- Weil das Gas sich (bei konstantem Druck) ausdehnen muss, sobald es entsteht, muss es die umgebende Atmosphäre zurückdrängen.
- Foto= bei expandierendem Behälter
Innere Energie bei Prozessen unter konstantem Volumen (4)
- Läuft eine Reaktion in einem geschlossenen Behälter von konstantem Volumen ab, dann steigt der Druck in diesem Gefäss an
- Weil aber das Volumen des Systems konstant bleibt, verrichtet das System keine Arbeit an der Umgebung.
- Wenn ∆V = 0 ⇒ w = 0 und ∆U = qv
(Index v wegen V=const.) - die gemessene Wärme entspricht der Änderung der Inneren Energie
Chemische Prozesse bei konstantem Druck
- Die meisten chemischen Reaktionen, (einschliesslich derjenigen, die in lebenden Organismen ablaufen), finden unter dem nahezu konstanten äusseren Luftdruck (Index p für q) statt
Enthalpie H (2)
- die Wärme, die bei konstantem Druck ausgetauscht wird
- ist eine Zustandsgrösse
die Änderung der Enthalpie ∆H (4)
- die Änderung der Enthalpie ∆H eines Systems entspricht der vom System bei konstantem Druck ausgetauschten Wärme: (∆H = qp) (p ist tiefgesetzt)
- ist eine Zustandsfunktion
- Exotherme Prozesse: ΔH negativ
- Endotherme Prozesse: ΔH positiv
Was ist eine Zustandsfunktion?
- hängt vom augenblicklichen Zustand eines Systems ab und nicht vom Weg, auf dem dieses System in diesen Zustand gelangt ist
Standard- Reaktionsenthalpie ∆𝐻° (3)
- ist die Reaktionsenthalpie, die gemessen wird, wenn sich die Ausgangssubstanzen in ihren Standardzuständen befinden und wenn Produkte in ihre Standardzustände übergehen.
- ° heisst es ist ein Standardwert
-Der Standardzustand einer Substanz bezieht sich auf eine reine Substanz bei einem Druck von 1 atm (1013.25 hPa) - Standard-Reaktionsenthalpien lassen sich für beliebige Temperaturen angeben, meist jedoch werden sie auf 25°C (298.15 K) bezogen.
Berechnung von Reaktionsenthalpien aus Standard-Bildungsenthalpien (6)
- zuerst wird die chemische Reaktionsgleichung formuliert
- dann berechnet man:
∆H° = Ʃ∆H°f (Produkte) - Ʃ∆H°f (Edukte) - (summiert die standardenthalpie-werte der gesammten Produkte und Edukte, und dann subtrahiert man)
- Bei der Bildung der Summe wird der ∆𝐻°f-Wert jeder Verbindung mit dem zugehörigen Koeffizienten (Zahl der Mole) aus der Reaktionsgleichung multipliziert.
- Kommen in der Gleichung Elemente in ihrer normalen (stabilen) Form vor, so ist der zugehörige ∆𝐻°f-Wert Null
- Der berechnete ∆𝐻°-Wert gilt nur für Standard-Bedingungen.
Was passiert mit dem ∆𝐻° wenn man einen chemischen Prozess umkehrt? (2)
- das Vorzeichen von ∆𝐻° kehrt sich auch :
- ∆𝐻° = -802 kJ wird zu ∆𝐻° = 802 kJ
Der Satz von Hess (4)
- sagt aus, dass man eine Reaktion in verschiedene Teilschritte zerlegen kann und die Reaktionsenthalpie ist dann die Summe dieser Teilschritte
- beispiel von Zustandsfunktion
- man benutzt den Satz von Hess um zu schauen wie hypothetische Reaktionen wärmegetönt wären
- laut dem Satz von hess muss die Enthalpiesumme der beiden Schritte dem Gesamtschritt entsprechen
Standard- Bildungsenthalpien ∆𝐻°f (2)
- der Wert, der zur Bildung von 1 mol reiner Substanz aus den reinen Elementen unter Standardbedingungen gehört
- Die Standard-Bildungsenthalpie eines Elementes ist in seiner stabilsten Form gleich null.
Was sind die drei Enthalpien bei Änderung des Aggregatzustandes (3)
- Schmelzenthalpie
- Verdampfungsenthalpie
- Sublimationsenthalpie
Enthalpien bei Änderung des Aggregatzustandes (2)
- kommen bei Phasenumwandlungen ins spiel
- plateau auf Abbildung: die temperatur bleibt auf diesem Plateau gleich, bis wir alles von diesem Feststoff in eine Flüssigphase überführt haben
Berechnung der drei Enthalpien bei Änderung des Aggregatzustandes (3)
Welche Fragen beantwortet der 1. Hauptsatz der Thermodynamik? (3)
- Wieviel Energie ist bei Stoffumwandlungen involviert?
- Welche Richtung nimmt der Energiefluss (in ein System hinein oder aus einem System
heraus)? - Welche Form besitzt die der Energieänderung zugrundeliegende Energie?
Welche Frage beantwortet der 1. Hauptsatzt der Thermodynamik nicht? (2)
- Kann ein chemischer Prozess überhaupt ablaufen, d.h. ist seine Spontanität be- oder
verhindert? (beantwortet die Kinetiklehre / Frage nach Reaktionsgeschwindigkeiten) - Welche Richtung nimmt der chemische Prozess, wenn er spontan ist? (beantwortet der 2. Hauptsatz der Thermodynamik)
- Hauptsatz der Thermodynamik (3)
- sagt aus, dass ein Prozess spontan ist, wenn er ohne äussere Einwirkung abläuft (er kann dabei schnell oder langsam sein, d.h. die verbrauchte Zeit spielt bei der Beurteilung der Spontanität keine Rolle!).
- genannt: spontanität/freiwilligkeit eines chemischen Prozesses
- spntane Prozesse beinhalten zunahme der Entropie im Universum (Entropie wird gesamthaft grösser)
Beispiele für spontane Prozesse: (4)
- Ein Ziegel fällt vom Dach (nicht-spontan ist die Umkehrung!)
- Stahl rostet an feuchter Luft (nicht-spontan ist die Umwandlung von Rost in Eisen)
- Ein Gas verteilt sich gleichmässig in einem Behälter (nicht-spontan wäre die Sammlung
des Gases in einem Teilbereich des Behälters) - Eis schmilzt spontan bei Temperaturen über 0°C.
Spontanität und exo/endothermie eines Prozesses (3)
- nur weil ein Prozess exotherm ist (∆𝐻° negativ) heisst nicht, dass es auch spontan abläuft
- dies gilt umgekehrt auch
- zum Beispiel ist das Schmelzen von Eis endotherm, aber trotzdem ist es ein spontaner Prozess
Entropie S (6)
- Teil des 2. Hauptsatzes der Thermodynamik
- Maß für die Anordnungsmöglichkeiten von Teilchen.
- Durch verschiedene Anordnungsmöglichkeiten von Teilchen in einem System steigt das Maß der Unordnung und somit auch die Entropie.
- die wahre Triebkraft hinter chemischen Reaktionen ist die Zunahme der entropie
- spontane Prozesse beinhalten die zunahme der Entropie im Universum (Entropie wird gesamthaft grösser)
- Entropie ist auch das mit dem gleichmässigen Verteilen von Gasen
Entropie (S) Formel (3)
- nach Ludwig Boltzmann: S=k x InW
- k= Boltzmann Konstante
- W= Wahrscheindlichkeit : die Anzahl der Anordnungsmäglichkeiten/Mikrozustände eines Systems
Entropie - das gleichmässige Verteilen von Gasen (4)
- es gibt (wie man im Bild sieht) ein spontaner Druckausgleich beim öffnen des Hahns
- Entropie des S2 ist grösser als die Entropie des S1
- die Wahrscheinlichkeit alle Moleküle in der linken Kugel zu finden ist sehr gerring
- das Arrangement der Gleichverteilung wird mit der Anzahl von Molekülen immer wahscheinlicher
Entropie der Aggregatszustände (5)
- die Entropie des festen Zustandes ist immer kleiner als die des flüssigen und gase haben immer eine hohe Entropie
- Für eine gegebene Substanz hat der Festkörper die grösste Ordnung (die wenigsten Anordnungsmöglichkeiten) und die geringste Entropie
- Der gasförmige Zustand hat die geringste Ordnung
- der flüssige Zustand liegt dazwischen
- Wenn eine Substanz schmilzt oder verdampft, nimmt ihre Entropie zu.
Wie wird die Standard molare Entropie einer Substanz angegeben? (3)
- Joule pro Kalvin pro mol
- ist um 1000 Faktor kleiner als die Angabe bei der Enthalpie
Trend der Entropie bei verschiedenen Aggregatszuständen in Abhängigkeit von der Temperatur (Bild)
Der Entropieaustausch mit der Umgebung (6)
- Zustandsänderungen sind mit ∆S und dem Einbezug der Umgebung verbunden
- Chemische reaktionen verlaufen nicht unabhängig von ihrer Umgebung
- Die Gesamtänderung der Entropie ∆Sges ist dann die Summe aus den Entropieänderungen des Systems ∆SSyst und der Umgebung ∆SUmg:
- ∆Sges = ∆SSyst + ∆SUmg
- Sges (die generelle Unordnung) strebt im Universum einem Maximum zu (im Gegensatz dazu ist die Energie des Universums konstant)
- Sges muss daher grösser als 0 sein und spontane Vorgange vergrössern Sges (diese Aussage entspricht dem 2. Hauptsatz der Thermodynamik)
Gibbs-Energie (3)
- T∆Sges = -∆G
- ∆G = ∆H - T∆S
- ist die freie (Reaktions) Enthalpie
Freie Standardbildungs-Enthalpie für ∆G
- ∆G° = Ʃ∆G°f (Produkte) - Ʃ∆G°f (Edukte)
Einfluss der Vorzeichen von ΔH und ΔS auf den Ablauf einer Reaktion (Tabelle- Spontanität) (4)
Reaktionsgeschwindikeit (einer chemischen Reaktion) (Kinetik) (5)
- chemische Reaktionen haben einen zeitlichen Verlauf
- die Mengen der Edukte nehmen ab, die der Produkte zu
- die Reaktionsgeschwindigkeit ist die Änderung der Stoffmengen pro Zeitinterval
- die Reaktionsgeschwindigkeit kann sich ändern (bleibt nicht immer konstant) - nimmt mit der Zeit ab
- Reaktionsgeschwindigkeiten hängen von den Augenblicklichen Konzentrationen ab (Geschwindigkeitsgesetz)
Beispiel mit Reaktion A + B → C (6)
wie berechnet man die Geschwindigkeit von C bei:
- Konzentrationsabnahme von A oder B
- Konzentrationszunahme von C
wie berechnet man Geschwindigkeit von C, A oder B (mit Differentialen anstatt Intervalle)
- die Stoffmengen werden in Konzentrationen c gemessen (z.B. mol/L)
Geschwindigkeitsgesetz
- die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit eines Stoffes X von seiner Konzentration oder von der Konzentration der Reaktionspartnern
Geschwindigkeitskonstante k (3)
- Proportionalitätskonstante
- die Summe von n und m (n+m) nennt man die Reaktionsordnung
Reaktionsordnung
- Summe aus n+m in der Geschwindigkeitskonstante Formel
Reaktion 1. Ordnung: (4)
- Einfachster Fall Formel
- Integration zwischen der Anfangskonzentration c0(A) und c(A)
- A → B
- ## Geschwindigkeit von A = Änderung der Konzentration A/Änderung der Zeit t = Geschwindigkeitskonstante k x Konzentration von A
Ist dies eine Reaktion 1. Ordnung?
Graphen für Reaktionen 1 Ordnung
Halbwertszeit einer Reaktion 1. Ordnung (4)
- die Reaktionszeit, nach der die Hälfte der Edukte umgesetzt ist, nennt man die Halbwertszeit t1/2
- wenn k sehr gross ist = kleine Halbwertszeit
- durch einsetzen von c(A) = 1/2c0(A) erhält man für t1/2 =
Reaktion 2. Ordnung Formel (5)
Graph für Reaktion 2. Ordnung
Halbwertszeit einer Konzentration 2. Ordnung (4)
- ist eine lineare Gleichung
- Kehrwert der Messwerte nehmen
- grosse Startkonzentration=kleine Halbwertszeit
Geschwindigkeitsgesetz für Reaktionen der 1. und 2. Ordnung
Zeitabhängigkeit der Konzentration für Reaktionen 1. und 2. Ordnung
Lineare Beziehung für Reaktionen 1. und 2. Ordnung
Halbwertszeit für Reaktionen 1. und 2. Ordnung
Gesamte Tabelle : Geschwindigkeitsgesetz, Zeitabhängigkeit der Konzentration, Lineare Beziehung und Halbwertszeit für Reaktionen 1. und 2. Ordnung (8)
Energiediagramme für den Ablauf einer Reaktion ohne und mit Katalysator (4)
- die Reaktion mit Katalysator wird in einzelne Schritte aufgeteilt
- der Katalysator verändert nicht die Reaktionsenthalpie, sondern die maximale Aktivierungsenergie
Reversible Reaktionen (3)
Graph (2)
Reaktionsgeschwindigkeit Formel (2)
Formel für Gleichgewicht (1)
- unter geeigneten Bedingungen ist fast jede chemische Reaktion umkehrbar
- sie kann dann in beide Richtungen verlaufen (Hin- und Rückreaktion)
- in der chemischen Gleichung wird dies mit einem Doppelpfeil gekennzeichnet
- Graph zeigt, dass mit der Zeit die Konzentration der Edukte abnimmt und die der Produkte zunimmt
Massenwirkungsgesetz (7)
- entspricht dem Konzentrationsquotient (ist ein konstanter Quotient)
- spiegelt das Verhältnis zwischen Edukten und Produkten
- die “Massen” haben Wirkung aufeinander
- Erhöhung einer bestimmten Konzentration bewirkt Veränderung der Konzentration der anderen beteiligten Stoffe, so dass k konstant bleibt
- Allgemeine Formulierung des Massenwirkungsgesetztes und per Konvention:
- für die Formulierung der Reaktion in die umgekehrte richtung ist die Gleichgewichtskonstante K’ und die linke Seite wird druchr die rechte dividiert
Welche Gleichung wird gebraucht um Gleichweichtskonstanten aus freien Enthalpien im Standard und im umgekehrten Zustand zu berechnen? (3)
- im Gleichgewichtszustand ist ∆𝐆 = 𝟎
- in der Gleichung ist R die allgemeine Gaskonstante und T ist Temperatur
Tabelle: Konzentrationsmass, Einheiten, Definition (7)
Hydratisierte Ionen (4)
Prinzip des kleinsten Zwanges (Le Chatelier) (6)
- übt man auf ein im Gleichgewicht befindlichen System durch Änderung der äusseren Bedingungen einen Zwang aus, so verschiebt sich das Gleichgewicht derart, dass es dem äusseren Zwang ausweicht (gilt auch wenn gase involviert sind)
- Salze können sich endotherm und exotherm lösen:
- Lösungsvorgang exotherm: (Lösungsenthalpie < 0) (Gitterenthalpie ist kleiner als Hydrationsenthalpie) = die Löslichkeit nimmt mit steigender Temperatur ab
- Lösungsvorgang endotherm: (Lösungsenthalpie > 0) (Gitterenthalpie ist grösser als Hydrationsenthalpie) = die Löslichkeit nimmt mit steigender Temperatur ab
- desto grösser die Hydrationsenthalpie, desto besser löslich ist es
pH-Wert (7)
- gibt an wie sauer oder basisch (alkalisch) eine wässrige Lösung ist
- mann kann ihn durch die Anzahl der Wasserstoffionen bestimmen
- wegen der hydratisierung der Wasserstoffionen H¨+ (=protonen) kann man den pH Wert auch anhand der Oxonium-Ionen (H^3O) messen
- Die Skala des pH Wertes reicht von 0 – 14
- Je mehr Hydronium-Ionen/Wasserstoff-Ionen innerhalb der Lösung sind, desto saurer ist sie
- der pH-Wert ist der negative zehner logaritmus (dekadische) des Zahlenwertes der H^3O+ Konzentration
pOH-Wert (3)
- gibt die Konzentration an OH¨- (OH minus) Ionen in einer Lösung an.
- der pH Wert addiert mit dem pOH Wert einer Lösung muss immer 14 ergeben
Ionenprodukt des Wassers (6)
- ist das Produkt der jeweiligen Konzentrationen von Oxonium- und Hydroxidionen in reinem Wasser
- ist eine Anwendung des Massenwirkungsgesetzes auf die Autoprotolyse-Reaktion von Wasser
- ist das Produkt der Stoffmengenkonzentrationen der sich in einer Lösung befindenden Ionen
- Falls diese Lösung gesättigt ist, spricht man anstatt des Ionenproduktes vom sogenannten Löslichkeitsprodukt
Dissoziationskonstante K_d (2)
- gibt dir an, in welcher Form (undissoziiert oder dissoziiert) die Verbindung bevorzugt vorliegt
- Je größer K_d ist, desto weiter liegt das Gleichgewicht bei der undissoziierten Form
Gleichgewichtsgleichung für eine Säure, die nicht komplett dissoziert ist:
Schwache Säure (4)
- Gleichgewicht liegt auf der undissozierten Seite
- Beispiel: Essigsäure
- Allgemeine Formel bei schwachen Säuren: (gilt für den Bereich: C_säure >/_ K_s (Ks = Säurekonstante), (C_säure= Totalkonzentration der Säure)
pK_s Wert (4)
- Stoffkonstante, welche die Stärke einer Säure beschreibt
- Je kleiner der pKs Wert ist, umso stärker ist die Säure.
- pK_s = -log K_s (Säurekonstante)
Tabelle mit Säure-Base Paare und pK_s bei 25°C (14)
Dissoziationskontante für Schwefelsäure (mehrprotonige Säure) (5)
- die erste Säurestufe ist immer am stärksten
Dissoziationskonstante für Phosphorsäure (mehrprotonige Säure) (7)
- erste Stufe ist immer am stärksten
Dissoziationskonstante für Kohlensäure (mehrprotonige Säure) (5)
- erste Stufe ist immer am stärksten
pH-Wert berechnung von Basen (2)
- ## eigentlich gleich wie bei Säuren
Protolyse Beispiel bei Beispiel der Reaktion von Salzsäure (HCl) mit Wasser (H2O) (4)
- Die Salzsäure gibt ein Proton ab, ist also der Protonendonator - Das Wasser kann das Proton aufnehmen und ist somit in diesem Fall der Protonenakzeptor
- In diesem Beispiel liegt das Gleichgewicht auf der rechten Seite
- Die Salzsäure dissoziiert zu einem großen Teil
Basenprotolyse von Natriumacetat
CH_3COONa (3)
- dabei ist K_B die basenkonstante
Titration einer starken Säure mit einer starken Base (3)
- X= Endpunkt
- Oberhalb des X ist nach der Neutralisation
Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base (5)
- vor-Titration ist empfehlenswert
- macht man um die konzentration schwacher Säuren zu bestimmen und um die pK -Werte zu bestimmen
- die Form ist flacher als bei starten Säuren mit starken basen
- der Äquivalenzpunkt ist etwas verschoben
