Vorlesungsversuch zur Temperaturabhängigkeit desVolumens eines Gases: 3 Luftballons
Luft (g) (21% O2)
H2 (g)
CO2 (g)
N2 (l)
Siedepunkt N2: −195,79 °C
Siedepunkt O2: −182,9 °C
Siedepunkt H2: −252,87 °C
Sublimationstemperatur CO2: - 78,5 °C
Wurde unabhängig entdeckt von Robert Boyle (1662) und Edme Mariotte (1676).
Entdeckt von Joseph Louis Gay-Lussac (1802).
Amadeo Avogadro(1811)
Allgemeine Zustandsgleichung idealer Gase
p V = n R T
R = 8,314472 J K-1mol-1
1 mol eines idealen Gases nimmt bei 101325 Pa und O°C = 273,15 K (Normalbedingungen) ein
Volumen von 22,4 L ein.
(T=25°C)
1
2
2
1
mm
vv
Graham‘sches Gesetz: Die Effusionsgeschwindigkeiten zweier Gase verhalten sich umgekehrt wie die Quadratwurzeln ihrer Molekülmassen.
UF6 sublimiert bei 56,6°C
Fluor ist ein Reinelement , d.h. es existiert nur ein stabiles Isotop 19F
Versuch: zwei Gase diffundieren in einem Glasrohr
HCl (g) + NH3 (g) NH4 Cl (s)
65 cm44,3 cmHCl NH3
46,3603,1768,0
653,44 3
33
HCl
NH
NH
HCl
NH
HCl
mm
dd
vv
Träger des elektrischen Stroms sind Ionen, im Gegensatz zu metallischen Leitern, wo der Stromtransport durch Elektronen erfolgt.
molkJHOHOHH 9,552
molkJOHCNOHHCN
molkJOHOHH
molkJCNHHCN
2,12
9,55
7,43
2
2
AB
BAK
BAAB
LmolA
AAfa
A
10
0
AB
BAa a
aaK
Standardkonzentration
für die ideale Lösung ist f=1
. Eine experimentelle Bestimmung ist nicht möglich.
Brönsted Säuren und BasenDie Begriffe „Säure“ und „Base“ wurden 1887 von Arrhenius und Ostwald erstmals definiert. Sie verstanden unter einer Säure einen sauer schmeckenden Stoff, der in wässriger Lösung unter Bildung von Wasserstoff-Ionen dissoziiert z.B. HCl = H+ + Cl-
bzw. unter einer Base einen seifig schmeckenden Stoff, der in wässriger Lösung unter Bildung von Hydroxid-Ionen dissoziiert
z.B. Ca(OH)2= Ca2+ + 2 OH-
Nach Brönsted und Lowry (1923) beruht die Säurewirkung eines Stoffes darauf, dass er an die Moleküle des Wassers Protonen abgibt, wobei Hydroxoniumionen entstehen :
Hydroxoniumion
pondus HydrogeniiDer pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration
Die pH-Wert Skala wurde 1909 von Sören Sörensen festgelegt.
Spezifische elektrische Leitfähigkeit bei 18°C:
Reinstwasser: 4x10-8 Ω-1cm-1
Kupfer: 6x105 Ω-1cm-1
d.h. 1 mm3 Reinstwasser besitzt den gleichen elektrischen Widerstand wie ein Kupferdraht von 1 mm2 Querschnitt und 15 Millionen km Länge (40 fache Entfernung zwischen Erde und Mond)
Die Autoprotolyse des Wassers ist der Grund dafür, dass auch chemisch reines Wasser eine (geringe) elektrische Leitfähigkeit besitzt:
Die Autoprotolyse des Wassers ist abhängig von Druck und Temperatur
Das Ionenprodukt KW des Wassers beträgt (bei Normaldruck) (mol2/L2)
bei 0 °C KW=0,13 · 10−14
Bei 50 °C KW=5,6 · 10−14
bei 100 °C KW=74 · 10−14
Dementsprechend ist auch der pH- Wert temperaturabhängig:
reines Wasser bei 0 °C pH=7,45 reines Wasser bei 25 °C pH=7,0 reines Wasser bei 50 °C pH=6,63 reines Wasser bei 100 °C pH=6,07
(Daten aus Jander/Blasius, Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, Hirzel Verlag, Stuttgart)
14
10
log
log
14
2
2
BS
WBS
BB
B
SS
S
pKpKKOHHKK
KpKA
OHHAK
OHHAOHA
KpKHA
AHK
AHOHHA
i
Der pH-Wert lässt sich ungefähr mittels pH-Indikatoren bestimmen.
Es handelt sich um schwache Säuren, bei denen sich die Farbe der undissoziierten Säure von der des Säure-Anions unterscheidet.
HIndIndpKpH
HIndIndHK
IndHHInd
Ind
Ind
log
Phenolphtalein
Methylorange
pH-Wert Farbe
2 rot
4 lila
6 violett
8 blau
10 blaugrün
12 gelb
Versuch: Rotkrautsaft als pH Universal-Indikator
Vorlesungsexperiment: Titration
Bei der Titration (Volumetrie) erfolgt die portionsweise Zugabe einer Maßlösung eines Reagenz zur Lösung des Reaktionspartners, dessen Konzentration bestimmt werden soll, unter ständiger Kontrolle des Zugabevolumens bis zum vollständigen Umsatz (Äquivalenzpunkt) .
Die Volumenmessung der Maßlösung erfolgt mit einer Bürette oder mit einem PC-gekoppelten Titrationsgerät.
Der Äquivalenzpunkt kann z.B. mittels eines Farbindikators bestimmt werden.
Damit eine Titrationsmethode angewendet werden kann, müssen 2 Bedingungen erfüllt sein:
1. Die untersuchte chemische Reaktion muss praktisch vollständig ablaufen, d.h. das Gleichgewicht muss sehr weit rechts liegen.
2. Die untersuchte Reaktion muss schnell ablaufen, d.h. das Gleichgewicht muss sich rasch einstellen.
Für die Neutralisationsreaktion sind beide Bedingungen erfüllt:
H3O+ + OH- = 2 H2O K=1/KW=1014
Genaue Messung des pH-Werts
mit der Glaselektrode:An der Glasmembran entsteht ein elektrisches Potential, sobald die H+ Konzentrationen zu beiden Seiten unterschiedlich sind.
Mit einem Voltmeter sehr hohen Innenwiderstandes kann man das Potential messen.
Es ändert sich bei 25°C um 59,1 mV pro pH-Stufe.
Einstabmesskette
Titrationskurven für Säure-Base Titrationen
Der pH-Wert in Abhängigkeit von dem hinzugefügten Volumen an Maßlösung stellt eine Titrationskurve dar. Die Kurve ist sigmoid (s-förmig) und man erkennt eine starke Veränderung des pH-Werts am Äquivalenzpunkt, wodurch sich dieser bestimmen lässt.
Näherungsmethoden zur pH-Wert Berechnung
pH einer Essigsäure-Lösung der Konzentration 0,1 mol L-1?Antwort: Es gilt das MWG mit folgenden Näherungen:
------------------------------------------------------------------------------------------
pH einer Natriumacetatlösung der Konzentration 0,05 mol L-1?Antwort: Es gilt das MWG mit folgenden Näherungen:
875,2log
001333352,01,010
1,01,010
75,4
2275,4
HpH
H
HH
HHAc
AcHK
AcHHAc
S
72,8142755,5log
05,010
05,010
05,01010
25,9
225,9
2
75,4
14
2
pOHpHOHpOH
OH
OH
OHOH
AcOHHAc
KKK
OHHAcOHAc
S
WHydrolyse
PufferUnter Puffersystem versteht man die Mischung einer schwachen Säure und ihrer korrespondierenden Base oder einer schwachen Base und ihrer korrespondierenden Säure in wässriger Lösung.
Es gilt (nur im Pufferbereich) die Puffergleichung (Henderson-Hasselbalch-Gleichung)
HAApKpH
SäureSalzH
HAAHK
AHHA
S
S
log
Pufferkapazität des Essigsäure/Natriumcetat -Puffers
Normalwerte für den pH-Wert im Blut: 7,36-7,44
Das Kohlensäure/Hydrogencarbonat-System ist für die Schnellregulierung des pH im Blut sehr wichtig. Der pH kann durch Abatmen von CO2 in der Lunge kurzfristig reguliert werden („offenes Puffersystem“)
Für einen konstanten Blut-pH ist in erster Linie das Kohlensäure-Hydrogencarbonat Puffersystem verantwortlich, gefolgt von den Puffereigenschaften des Hämoglobins und der Plasmaproteine sowie dem Phosphatpuffer. Die besondere Reaktionsfähigkeit der Puffersysteme des Blutes befähigt sie zu einer außerordentlich schnellen Regulation des Blut-pH auf Werte im Normalbereich.
pH-Puffer im Blut
Titration einer Lösung, welche HCl und NH4Cl in den Konzentrationen 0,1 mol/L enthält. Titriert wird mit NaOH-Maßlösung der Konzentration 0,1 mol/L
tionNeutralisaOHNHOHNH
HydrolyseHNHNH
234
34
pKB(NH3)=4,76
pH-Wert Berechnungen:
pH einer HCl Lösung der Konzentration 0,1 mol L-1?Antwort: starke Säure, praktisch völlig dissoziiert, pH = -log[HCl] = -log[H+] = 1-------------------------------------------pH einer Ammoniumchlorid-Lösung der Konz. 0,05 mol L-1?
------------------------------------------pH einer Pufferlösung,Die Ammoniumchlorid und Ammoniak in gleicher Konzentration enthält?-------------------------------------------pH einer NH3-Lösung der Konz. 0,033 mol L-1?
27,5log
05,010
05,01010
24,9
2
4
376,4
14
3324
HpH
H
HNH
HNHKKK
OHNHOHNH
B
WHydrolyse
24,976,41476,4
103
476,4
423
pHpKpOHBaseSalz
BaseSalzOH
NHOHNHK
OHNHOHNH
B
B
033,0
102
76,4
OHKB
1923
1923
Gilbert Newton Lewis Courtesy The Chemists' Club
Der Säure-Base Begriff von Lewis ist unabhängig vom H+ Ion.
Ein Teilchen (Molekül oder Ion) einer Lewis-Base verfügt über ein einsames Elektronenpaar, mit dem eine kovalente Bindung zu einer Lewis-Säure (=Atom, Molekül oder Ion mit einem unbesetzten Orbital) geknüpft werden kann.
Lewis-Säure = Elektronenpaar-Akzeptor
Lewis-Base = Elektronenpaar-Donator
Beispiel: BF3 + NH3 BF3NH3
Bortrifluorid-Addukt: BF3-Ammoniak
Harte und weiche Lewis-Säuren und –Basen
Harte Säuren und Basen sind kaum, weiche sind leicht polarisierbar.
HSAB-Prinzip von Pearson: Harte Säuren verbinden sich vorzugsweise mit harten Basen, weiche Säuren verbinden sich vorzugsweise mit weichen Basen.
Säure Base
hart H+, Li+, Na+, K+, Mg2+, Ca2+, Al3+
F-, H2O, OH-
O2-, NH3, NO3
-
mittel Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+
Cl-, Br-, N3-
weich Cu+, Ag+, Au+, Pd2+, Pt2+, Cd2+, Hg2+
I-, S2-, CO CN-
