Organische Chemie für Biologie und Ernährungslehre · BK_SekII_allgChem_3Reaktion.docx - 1 - (c,p) 2009-2016 lern-soft-projekt: drews Allgemeine Chemie (für Biologie und Ernährungslehre)

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Allgemeine Chemie

(für Biologie und Ernährungslehre)

in der Sekundarstufe II

(Fachoberschule, Fachgymnasium, Gymnasium)

Teil 3: chemische Reaktion

Autor: L. Drews

Bilder-Quellen (z.T. nachbearb.): commons.wikimedia.org (Algarech + Van Flamm); UD-Bildschirmschoner; …, lsp: dre

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Inhaltsverzeichnis: Seite

5. chemische Reaktion .................................................................................... 7 5.0. erste allgemeine und wiederholende Betrachtungen ............................................. 7

Definition(en): chemische Reaktion / chemischer Vorgang ......................................... 7 Definition(en): Analyse ............................................................................................... 8 Definition(en): Synthese ............................................................................................. 9 Definition(en): exotherme Reaktion .......................................................................... 17 Definition(en): endotherme Reaktion ........................................................................ 17

Modifikations-Umwandlungen - Grenzfälle chemischer Reaktionen ...................... 18 Experimente zum Thema: Chemische Reaktion / physikalischer Vorgang ........... 19

5.1. Teilchen- und Stoß-Theorie der chemischen Reaktion ........................................ 23 5.1.1. die Stoß-Theorie ............................................................................................... 23

5.1.1.1. Arten von Teilchen-Zusammenstößen ......................................................... 23 5.1.1.2. Wahrscheinlichkeit von Stößen in Abhängigkeit von der Teilchen-Anzahl ... 25 5.1.1.3. Wahrscheinlichkeit von Stößen in Abhängigkeit vom verfügbaren Raum ..... 27

5.1.2. die Theorie des Übergangszustandes ............................................................ 28 5.1.3. der typische Reaktions-Ablauf ........................................................................ 30

(Kombination der Stoß-Theorie mit der Theorie des Übergangs-Zustandes) ............ 30 der einfache Zusammenstoß .................................................................................... 30 der effektive Zusammenstoß .................................................................................... 30

5.2. die Thermodynamik chemischer Reaktionen ........................................................ 31 Definition(en): Energie .............................................................................................. 32 Definition(en): Wärme .............................................................................................. 33 Definition(en): Temperatur ........................................................................................ 33

5.2.1. einfache Thermodynamik chemischer Reaktionen ........................................ 35 Definition(en): Aktivierungs-Energie ......................................................................... 37 Definition(en): Enthalpie ........................................................................................... 39 Definition(en): exotherme Reaktion .......................................................................... 39 Definition(en): endotherme Reaktion ........................................................................ 40 Definition(en): Bildungs-Enthalpie ............................................................................ 40

5.2.2. weiterführende Thermodynamik chemischer Reaktionen ............................. 41 5.2.2.x. Ermittlung und Berechnung von Reaktions-Enthalpien ................................ 42 Definition(en): Entropie ............................................................................................. 45 Definition(en): freie Energie ...................................................................................... 45 Definition(en): Information ........................................................................................ 45 Definition(en): exergonische Reaktion ...................................................................... 45 Definition(en): endergonische Reaktion .................................................................... 45

5.2.3. Katalyse ............................................................................................................ 49 Definition(en): Katalyse ............................................................................................ 49 Definition(en): Katalysator (i.w.S.) ............................................................................ 49 Definition(en): Katalysator (i.e.S.) / Aktivator ............................................................ 49 Definition(en): Hemmstoff ......................................................................................... 49 5.2.3.1. homogene Katalysen ................................................................................... 50 Definition(en): homogene Katalyse ........................................................................... 50 5.2.3.2. heterogene Katalysen .................................................................................. 51 Definition(en): heterogene Katalyse ......................................................................... 51 5.2.3.2.1. Ammoniak-Synthese................................................................................. 53 5.2.3.3. Bio-Katalysen – Enzyme als Katalysatoren.................................................. 55 Definition(en): Bio-Katalyse ...................................................................................... 55 Definition(en): Bio-Katalysatoren = Enzyme ............................................................. 56

5.3. die Kinetik chemischer Reaktionen ....................................................................... 57 5.3.1. einfache Kinetik chemischer Reaktionen ....................................................... 57 5.3.1. die Reaktions-Geschwindigkeit ....................................................................... 59

Definition(en): Reaktions-Geschwindigkeit (Durchschnitts-Geschwindigkeit) ............ 60 von der Durchschnitts-Geschwindigkeit zur Momentan-Geschwindigkeit ................. 60


die Momentan-Geschwindigkeit ................................................................................ 62 Definition(en): Reaktions-Geschwindigkeit (Momentan-Geschwindigkeit)................. 62 Halbwert-Zeit t½ bzw. ½ .......................................................................................... 65 Definition(en): Halbwert-Zeit ..................................................................................... 65 5.3.1.1. Reaktionsordnung ....................................................................................... 66 Definition(en): Reaktions-Ordnung ........................................................................... 66 Definition(en): Molekularität einer Reaktion .............................................................. 66 Reaktion 0. Ordnung ................................................................................................ 67 Reaktion 1. Ordnung ................................................................................................ 68 Reaktion 2. Ordnung ................................................................................................ 68 Reaktion 3. Ordnung ................................................................................................ 69 Reaktionen höherer Ordnung ................................................................................... 69 Bestimmung der Reaktions-Ordnung ........................................................................ 70 Gleichgewichte ......................................................................................................... 72 5.3.1.2. Abhängigkeit der Reaktions-Geschwindigkeit gerichteter Reaktionen .......... 73 Konzentrations-Abhängigkeit .................................................................................... 73 Temperatur-Abhängigkeit ......................................................................................... 74 Definition(en): Reaktions-Geschwindigkeit-Temperatur-Regel (RGT-Regel) ............ 74 VAN'T HOFFsche Regel........................................................................................... 74 Druck-Abhängigkeit .................................................................................................. 76

5.3.2. das chemische Gleichgewicht ......................................................................... 78 Definition(en): umkehrbare chemische Reaktion ...................................................... 79 Definition(en): chemisches Gleichgewicht ................................................................ 79 5.3.2.1. das Massenwirkungs-Gesetz ....................................................................... 81 5.3.2.2. Abhängigkeit und Beeinflussung des chemischen Gleichgewichtes ............. 81 Definition(en): Prinzip von LE CHÂTELIER / ............................................................ 81 Prinzip des kleinsten Zwangs ................................................................................... 81 Konzentrations-Abhängigkeit .................................................................................... 82 Temperatur-Abhängigkeit ......................................................................................... 83 Druck-Abhängigkeit .................................................................................................. 85 Beispiele................................................................................................................... 87 5.3.2.3. spezielle chemische Gleichgewichte ............................................................ 88 5.3.2.3.1. Löslichkeits-Gleichgewichte ...................................................................... 88 5.3.2.3.2. Extraktions-Gleichgewichte ....................................................................... 93

5.4. Arten chemischer Reaktionen ................................................................................ 95 Definition(en): Addition (Additions-Reaktion) ............................................................ 96 Definition(en): Eleminierung (Eleminierungs-Reaktion) ............................................. 96 Definition(en): Substitution (Substitutions-Reaktion) ................................................. 96

5.4.1. weitere Arten und Einteilungs-Möglichkeiten chemischer Reaktionen ........ 97 5.4.1. Säure-Base-Reaktionen ................................................................................... 99

5.4.1.1. Säure- und Base-Begriffe / Säure-Base-Konzepte ..................................... 102 5.4.1.1.1. Säuren und Basen nach ARRHENIUS .................................................... 102 Definition(en): Dissoziation ..................................................................................... 102 Definition(en): Elektrolyt ......................................................................................... 102 Definition(en): Säure (ARRHENIUS) ...................................................................... 103 Definition(en): Base (ARRHENIUS) ........................................................................ 103 5.4.1.1.2. Säuren und Basen nach CADY (Solvens-Theorie der Säuren und Basen)107 Definition(en): Säure (CADY), Solvosäure .............................................................. 107 Definition(en): Base (CADY), Solvobase ................................................................ 107 5.4.1.1.3. Säuren und Basen nach BRÖNSTEDT (Protonen-Theorie der Säuren und Basen) .................................................................................................................... 109 Definition(en): Säure (BRÖNSTED) ........................................................................ 115 Definition(en): Base (BRÖNSTED) ......................................................................... 115 Definition(en): korrespondierendes Säure-Base-Paar............................................. 116 Definition(en): Ampholyt (BRÖNSTED) .................................................................. 116 typische konjugierte / korrespondierende Säure-Base-Paare ................................. 117 Definition(en): Reaktionen mit Protonen-Übergang / Protolysen ............................. 118


5.4.1.1.4. Autoprotolyse des Wassers .................................................................... 119 5.4.1.1.5. Neutralisation ......................................................................................... 122 Definition(en): Neutralisation (ARRHENIUS) .......................................................... 122 Definition(en): Neutralisation (BRÖNSTED) ........................................................... 123 5.4.1.1.6. Welche Reaktionen sind den nun genau Säure-Base-Reaktionen? ........ 129 5.4.1.1.7. Weiterentwicklung der Säure-Base-Konzepte ......................................... 132 Definition(en): Base (LEWIS) ................................................................................. 132 Definition(en): Säure (LEWIS) ................................................................................ 132 Definition(en): Säure (in einem nicht-wässrigen Lösungsmittel).............................. 133 Definition(en): Base (in einem nicht-wässrigen Lösungsmittel) ............................... 133 Definition(en): Säure (USANOVIČ) ......................................................................... 134 Definition(en): Base (USANOVIČ) .......................................................................... 134 5.4.1.1.8. die Stärke von Säuren und Basen .......................................................... 135 5.4.1.1.9. Protolyse von Salzen .............................................................................. 137 5.4.1.2. der pH-Wert ............................................................................................... 141 Definition(en): pH-Wert ........................................................................................... 141 5.4.1.2.1. Ableitung des pH-Wertes über das Massenwirkungs-Gesetz .................. 146 5.4.1.2.2. der pOH-Wert ......................................................................................... 148 Definition(en): pOH-Wert ........................................................................................ 148 5.4.1.2.3. Berechnung des pH-Wertes von starken Säuren .................................... 149 5.4.1.2.4. Berechnung des pH-Wertes von starken Basen ..................................... 150 5.4.1.2.5. Berechnung des pH-Wertes von schwachen Säuren .............................. 151 5.4.1.2.6. Berechnung des pH-Wertes von schwachen Basen ............................... 152 5.4.1.2.7. Berechnung des pH-Wertes von Salzen ................................................. 153 5.4.1.2.8. pH-Indikatoren ........................................................................................ 154 Definition(en): (Säure-Base-)Indikatoren ................................................................ 155 Hausrezepte für Säure-Base-Indikatoren: .............................................................. 156 5.4.1.3. Puffer / Puffer-Lösungen ............................................................................ 157 Definition(en): Puffer(-Lösung) ............................................................................... 157 5.4.1.4. Bildung von (anorganischen) Salzen ......................................................... 161

5.4.2. Redox-Reaktionen / Reaktionen mit Elektronen-Übergang ......................... 162 5.4.2.1. klassische Betrachtung von Oxidation und Reduktion ............................... 162 Definition(en): Oxidation (Oxydation) ...................................................................... 166 Definition(en): Reduktion ........................................................................................ 166 Definition(en): Redox-Reaktion .............................................................................. 166 5.4.2.2. die moderne Betrachtung von Oxidation und Reduktion ............................ 168 Definition(en): Oxidationszahl ................................................................................. 169 Definition(en): Elektronen-Übergänge .................................................................... 171 Definition(en): Oxidation ......................................................................................... 171 Definition(en): Reduktion ........................................................................................ 171 Definition(en): Redox-Reaktion .............................................................................. 171 Definition(en): Oxidations-Mittel .............................................................................. 173 Definition(en): Reduktions-Mittel ............................................................................. 173 Definition(en): korrespondierendes Redox-Paar / Redox-System ........................... 176 5.4.2.3. Sonderfälle der Redox-Reaktionen - Disproportionierung und Komproportionierung .............................................................................................. 180 5.4.2.4. Stärke von Redox-Reaktionen / Möglichkeiten für Redox-Reaktionen / Redox-Reihe .......................................................................................................... 181 5.4.2.5. pH-Abhängigkeit der Redox-Reaktionen .................................................... 186 5.4.2.6. Nachweis-Reaktionen auf der Basis von Redox-Reaktionen ..................... 187 2.4.2.6.1. Iodometrie .............................................................................................. 187 2.4.2.6.2. Manganometrie....................................................................................... 188 5.4.2.y. elektro-chemische Reaktionen (Elektro-Chemie) ....................................... 189 Problem-Fragen für Selbstorganisiertes Lernen ..................................................... 189 5.4.2.y.1. GALVANIsche Elemente ......................................................................... 189 Definition(en): Elektroden ....................................................................................... 189 Definition(en): Zell-Spannung ................................................................................. 192


5.4.2.y.2. elektro-chemische Spannungs-Reihe...................................................... 199 Definition(en): elektrochemisches Gleicgewicht ...................................................... 199 5.4.2.y.3. Lokal-Elemente ....................................................................................... 200 5.4.2.y.4. Batterien ................................................................................................. 201 5.4.2.y.5. Korrosion / Rosten .................................................................................. 202 5.4.2.y.6. Elektrolysen ............................................................................................ 204 5.4.2.y.7. Galvanisation .......................................................................................... 215 5.4.2.y.8. Akkumulatoren (Akku's) .......................................................................... 216

5.4.3. Fällungs-Reaktionen ...................................................................................... 222 5.4.4. Komplex-Reaktionen ...................................................................................... 223 5.4.5. weitere Chemie-assoziierte Vorgänge .......................................................... 224

5.4.5.1. Extraktions-Gleichgewichte ........................................................................ 224 5.4.5.2. Ionen-Austauscher-Gleichgewichte ........................................................... 224

5.5. Nachweis-Reaktionen ........................................................................................... 225 Definition(en): Nachweis / Nachweis-Reaktion ....................................................... 225 Definition(en): Hinweis / Hinweis-Reaktion ............................................................. 225

5.5.1. einfache Stoff-Nachweise .............................................................................. 226 5.5.2. einfache Ionen-Nachweise ............................................................................. 227 5.5.3. Trennungs-Gänge........................................................................................... 228 5.5.4. Nachweise für Stoffgruppen .......................................................................... 230 5.5.5. Nachweise für Lebensmittel-Bestandteile .................................................... 231

Literatur und Quellen: ................................................................................. 236


5. chemische Reaktion

5.0. erste allgemeine und wiederholende Betrachtungen Physikalische und chemische Grundkenntnisse (z.B. Merkmale, Eigenschaften und Vorgän-ge) haben wir nun zur Genüge wiederholt oder auf das notwendige Level gebracht. Wenden wir uns nun unserem eigentlichen Inhalt in der Chemie zu – den chemischen Reaktionen. Chemie ist eben, wenn es knallt, pufft und stinkt. Chemische Veränderungen haben die Men-schen schon frühzeitig fasziniert. Schon lange vor der hochentwickelten Feu-erwerks-Kunst der Chinesen benutzten die Menschen die verschiedensten chemischen Reaktionen zur Herstellung von Materialien, der Erzeugung von Wärme und Energie, der Zubereitung von Nahrung und vielem ande-ren mehr. Eine wichtige Epoche für die "Erkenntnis" chemischer Reaktionen war die Allchemie im Mittelalter. Hier begannen Forscher syste-matisch Stoffe und ihre Reaktionen mitein-ander zu untersuchen.

Die Abgrenzung zwischen Physik und Chemie ist eigentlich nicht so einfach, wie es auf den ersten Blick scheint. Beide Wissenschaften beschäftigen sich u.a. mit Stoffen. Sie analysie-ren ihre Eigenschaften und Veränderung. In der Schule werden Änderungen an den Zustän-den (fest, flüssig und gasförmig) im Allgemeinen der Physik zugeschrieben. Kommt es dage-gen zu veränderten (neuen) Stoffen, dann sind wir eher im Gebiet der Chemie. Betrachtet man z.B. radioaktive Vorgänge, dann tut sich ein kleines Problem auf. Durch Radioaktivität kann es ebenfalls zur Bildung neuer Stoffe kommen. Der radioaktive Zerfall des Isotopes 14C zeigt dies beispielhaft:

14C 14N + e- + … Elektron-Antineutrino

böse Frage zwischendurch:

Welches elementare Teilchen muss sich hier umwandeln? Zeigen Sie dies u.a.

auch durch Hinzufügen der Kernladungszahlen in der Gleichung!

Definition(en): chemische Reaktion / chemischer Vorgang Unter einer chemischen Reaktion versteht man einen Vorgang / Prozess, bei dem neue Stoffe mit neuen Eigenschaften entstehen.

Trotzdem werden solche Vorgänge heute eher selten der Chemie zugerechnet. Traditionell scheint es in einigen Bundesländern eine historische bedingte Zuordnung der Kernvorgänge zur Chemie zu geben. Diesem Ansatz folgen wir hier nicht. In der modernen Wissenschaft sieht man die Chemie als Physik der Elektronenhüllen. Che-mische Veränderungen sind also immer mit Veränderungen der Elektronen-Hüllen und –


Zuständen verbunden. Somit fallen die Kernreaktionen, Radioaktivität usw. aus dem chemi-schen Interesse heraus. Der aufmerksame Leser wird nun gleich anmerken, dass ja auch die Ionen-Bildung oder die Absorptions- und Emissions-Vorgänge Veränderung der Elektronen-Hüllen sind. Natürlich ist das richtig. Hier sind wir im Grenzbereich zwischen Physik und Chemie. Meist verknüpft man einfach die Merkmale "Veränderung der Elektronen-Hüllen" und "Veränderung der Stoffe", dann kann man eine gut funktionierende Definition aufstellen.

Aufgaben:

1. Definieren Sie die Wissenschaft / den Begriff Chemie!

2. Vergleichen Sie Ihre Definition mit mindestens drei anderen aus dem Inter-

net und verschiedener Fach-Literatur!

Aus traditioneller (allchemistischer) Sicht gibt es zwei grundsätzlich verschiedene Arten von chemischen Reaktionen. Manchmal gehr man sogar soweit, dass es sich um zwei verschie-dene Arten der Chemie selbst handelt. Die erste Art – von chemischen Reaktionen – mit denen sich die frühen Chemiker herumge-schlagen haben, sind die aufklärenden Untersuchungen gewesen. Man wollte einfach wis-sen, woraus der eine oder andere Stoff besteht und "was die Welt im Innersten zusammen-hält" (GOETHE). Solche Reaktionen nennen wir Analysen. Wenn man einfache, allgemeine Reaktions-Schemata für die Analysen angeben soll, dann tauchen die folgenden bestimmt besonders häufig auf:

A B + C

A B + C + D Der Stoff A wird durch irgendwelche Methoden (z.B. Erhitzung, Elektrolyse, Bestrahlung) in mehrere Teile zerlegt. Dabei kann man davon ausgehen, dass diese Teile zu einem Großteil die Bau-Bestandteile von A waren. Setzt man eine zweiten Stoff X zu, um A zu zerlegen / zerstören, dann wären auch solche Schemata denkbar:

A + X B + C

A + X B + C + D Natürlich lassen sich die Reihen auf noch mehr Stoffe erweitern.

Definition(en): Analyse Chemische Vorgänge, bei denen ein (Rein-)Stoff in einfachere Verbindungen oder Elemen-ten zerlegt wird, nennt man Analysen.

Die Analyse eines Stoffes ist die Aufklärung seiner Bestandteile.

Das Gegenstück zu den Analysen sind die Synthesen. Hier soll ein Stoff gezielt zusammen-gebaut werden. Das große Ziel der allchemistischen Synthesen sollte das Gold sein, was sich aber als unrealisierbare Möglichkeit herausstellte. Wenn wir nun unseren Stoff A bilden wollen, dann können wir zuerst einmal versuchen die Analysen einfach umzudrehen:

B + C A

B + C + D A


oder:

B + C A + X

B + C + D A + X In den meisten Fällen führt das auch zum Erfolg. Manchmal bedarf es anderer Reaktionen, die sich aber nicht im Schema unterscheiden:

E + F A

E + F + G A

H + J A + X

H + J + K A + X

Definition(en): Synthese Chemische Vorgänge, bei denen ein (Rein-)Stoff aus einfacheren Verbindungen oder Ele-menten gebildet wird, nennt man Synthesen.

Die Synthese eines Stoffes ist chemisch-technisch gesehen ein Verfahren zur Herstellung dieses Stoffes.

In der Chemie gibt es ein verbindliches Vorschriften-System zur Darstellung von chemischen Reaktionen. Das Mittel ist die chemische Gleichung, die bis auf einen oder zwei gerichtete Pfeile – statt einem Gleichheits-Zeichen – genau auch dem Anspruch einer Gleichung erfül-len muß. Mit anderen Worten sachlich müssen die linke und die rechte Seite der chemischen Gleichung auch wirklich gleich sein. Für den Chemiker heißt dies, dass z.B. auf beiden Sei-ten gleichviele Atome vorkommen müssen. Auch die Summe der Ladungen muß auf beiden Seiten äquivalent sein. Die Ausgangsstoffe (Edukte, Reaktanten) stehen üblicherweise auf der linken Seite der Glei-chung. Über dem Reaktions-Pfeil, der die rechte Seite mit den Produkten abtrennt, können die Reaktions-Bedingungen notiert werden: Reaktionsbedingungen

Edukte Produkte Kann parallel zur Produkt-Bildung auch die Rückbildung der Edukte (Zerfall der Produkte) beobachtet werden, dann unterscheidet man Hin- und Rück-Reaktion, die in einer gemein-samen Reaktions-Gleichung notiert werden können: Hinreaktion

Edukte Produkte Rückreaktion Hinter den Produkten folgt oftmals noch eine Angabe zu Energie-Aufnahme oder –Abgabe:

Edukte Produkte ; RH = x kJ/mol

Dazu werden wir gleich noch genauere Angaben machen. Chemische Reaktionen zeigen verschiedene charakteristische Merkmale. Sie lassen sich so zusammenfassen:


Merkmale einer chemischen Reaktion:

Stoffumwandlung

Energieumwandlungen /-Veränderungen

Veränderungen der Bindungen

Veränderungen der Teilchen und / oder ihrer Arten Das Merkmal der Stoffumwandlung ist meist relativ leicht nachzuvollziehen. Im Verlauf ei-ner chemischen Reaktion verändern sich die Stoffe. Da jeder Stoff mit charakteristischen Ei-genschaften ausgestattet ist, können wir durch Vergleich der Eigenschaften der Ausgangs-stoffe mit denen der Reaktionsprodukte Veränderungen erkennen.

2 Mg + O2 2 MgO ; RH = -601 kJ / mol fest

silberfarbend glänzend

gasförmig farblos

geruchlos

fest, pulvrig weiß

in W. lösl.

Mit Hilfe der neuen Eigenschaften (der entstehenden Stoffe) können wir auch oft die Art der Reaktionsprodukte bestimmen. Die offensichtlichsten Zeichen von Energie-Umwandlungen sind die häufig auftretenden Energie-Abgaben. Bei Verbrennungen / Oxidationen – wie der vom Magnesium – treten helle Licht-Erscheinungen oder / und Wärme-Abgaben auf. Betrachten wir aber einmal den Verlauf der Reaktion (Vergasung von Kohle) von glühender Koh-le mit Wasserdampf (Wassergas):

C + H2O CO + H2 ↑ ; RH = 131 kJ / mol

Bei dieser Reaktion muss Energie zugefügt werden, damit die Reaktion läuft. Es reicht auch nicht, wie bei vielen anderen Reaktionen ein bisschen Anwärmen, um die Reaktion zu star-ten, sondern hier ist ständiger Energie-Einsatz notwendig. Den energetischen Verlauf einer chemischen Reaktion kann man in einem Energie-Schemata darstellen. Die Ausgangsstoffe C und H2O haben vor der Reaktion ein bestimmtes Ener-gie-Niveau. Dieses ist weitaus größer als 0 kJ / mol. Es lässt sich nicht genau be-stimmen. Der absolute Energie-Inhalt eines Stoffes ist derzeit noch nicht zu-gänglich. Gut bestimmbar sind aber Energie-Differenzen, wie z.B. die Bil-dungs-Energie (= Bildungs-Enthalpie) eines Stoffes aus seine Elementen. Da die Elemente nicht aus Elementen gebildet werden können, wird deren Bildungs-Enthalpie auf 0 kJ/mol gesetzt. Damit hat man eine gute relative Bezugsgröße. Hier

soll nochmals betont werden, dass eine Bildungs-Enthalphie von 0 kJ / mol nicht bedeutet, dass der Stoff keine Energie besitzt. Die besitzt er natür-lich, aber wir können den genauen Wert nicht bestimmen. Nur die Messung von Veränderungen sind derzeit physikalisch möglich. Deshalb schrei-

ben wir auch immer H bzw. E ( für delta ...

Differenz / Veränderung). Chemisch lassen sich Elemente nicht aus anderen "kleineren" Teilchen bilden, deshalb ist die Bindungs-Enthalpie defini-tionsgemäß auf 0 kJ/mol gesetzt.

einfaches Energie-Niveau-Schema einer Reaktion

mit (notwendiger) Energie-Aufnahme


Methode: Schrittfolge zum Aufstellen und Ausgleichen von chemischen Gleichungen (Empfehlungen)

Das Aufstellen und Ausgleichen von chemischen Reaktions-Gleichungen wird häufig als schwieriges Problem in der Chemie betrachtet. Praktisch ist es eigentlich recht einfach, wenn man bestimmte Re-geln und Arbeitsschritte beachtet. Die folgenden Arbeitsschritte führen in den meisten Fällen zum Erfolg: Beispiel: Eisen(II,III)-oxid soll mit Hilfe von Aluminium zu Eisen reduziert werden. 1. Erfassen von Ausgangsstoffen und Reaktionsprodukten (bei Bedarf zuerst als Wortgleichung)! Die

Ausgangsstoffe werden auf der linken Seite, die Reaktionsprodukte auf der rechten Seite mit Plus getrennt notiert. Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte sind durch einen Reaktionspfeil vonei-nander getrennt (der Doppelpfeil darf ebenfalls verwendet werden).

(solange eine Gleichung noch nicht fertiggestellt ist, sollten links und rechts senkrechte Striche als Kennzeichen genutzt werden)

| Eisen(II,III)-oxid + Aluminium Eisen | 2. Umwandeln der Stoffnamen in chemische Symbole bzw. Formeln! Verwenden Sie dazu –

zumindestens bis Sie sich sicher sind und weitesgehend fehlerfrei arbeiten - ein Tafelwerk!

| Fe3O4 + Al Fe | 3. Ergänzen fehlender Elemente / Stoffe! Prüfen Sie, ob alle Elemente auf beiden Seiten vorkommen

oder, ob noch Stoff ergänzt werden müssen! Man kann sich die Elemente usw. immer gut unter der (werdenden) Gleichung notieren (als eine Art Nebenrechnung (z.B. mit Bleistift)).

| Fe3O4 + Al Fe | Fe O Al Fe

In diesem Fall brauchen wir auf der Produkte-Seite noch Al und O. Als mögliche Verbindung

kommt hier Aluminiumoxid in Frage (Die Oxidation von Aluminium würde auch gut zur er-wähnten Reduktion passen).

| Fe3O4 + Al Fe + Al2O3 | Fe O Al Fe Al O

4. Erfassen der Stoffmengen / Atom-Zahlen auf beiden Gleichungs-Seiten! Beachten Sie dabei so-

wohl die indizierten Mengen-Angaben, wie auch die Mengen-Angaben, die ev. schon vor einer Formel stehen!

| Fe3O4 + Al Fe + Al2O3 | Fe O Al Fe Al O 3 4 1 1 2 3

5. Ausgleichen der einzelnen Elemente über das "kleinste gemeinsame Vielfache"! Gehen Sie dabei für jedes Element einzeln vor! Zuerst sollte man die Elemente ausgleichen, die auf der Ausgangs-stoff-Seite besonders häufig vorkommen! An gerade ausgeglichene Elemente gebundene weitere Elemente sollten dann gleich nachfolgend bearbeitet werden! (Bei anorganischen Reaktionen sollte man sich

immer zuerst an die "besonderen" Metall- und Nichtmetall-Elemente heranmachen, zum Schluss können dann die "gewöhnli-chen" Elemente, wie Wasserstoff und Sauerstoff folgen! Bei organischen Reaktionen hat sich die Reihenfolge C – H – O – weitere Elemente als recht praktisch herausgestellt.)


| Fe3O4 + Al Fe + Al2O3 | 1. Runde: Fe O Al Fe Al O 3 4 1 1 2 3 3

Hinweis!:

| Fe3O4 + Al 3 Fe + Al2O3 | die 1 (vor Fe3O4) wird nicht mitgeschrieben! 2. Runde: Fe O Al Fe Al O 3 4 1 3 2 3 2

| Fe3O4 + 2 Al 3 Fe + Al2O3 | 3. Runde: Fe O Al Fe Al O 3 4 2 3 2 3 12

| 3 Fe3O4 + 2 Al 3 Fe + 4 Al2O3 | Wenn alle Elemente 1x durch sind, dann wieder von vorne 4. Runde: anfangen (zumindestens um Fe O Al Fe Al O den Erfolg zu kontrollieren)! 9 12 2 3 8 12 9

| 3 Fe3O4 + 2 Al 9 Fe + 4 Al2O3 | 5. Runde: Fe O Al Fe Al O 9 12 2 9 8 12 8

| 3 Fe3O4 + 8 Al 9 Fe + 4 Al2O3 | 6. Runde: Fe O Al Fe Al O 9 12 8 9 8 12

keine Differenzen mehr damit fertig:

3 Fe3O4 + 8 Al 9 Fe + 4 Al2O3 6. Kontrolle, ob z.B. auch Ladungen ausgeglichen! Die chemische Gleichung muss insgesamt dem

Anspruch einer mathematischen Gleichung genügen.

3 Fe3O4 + 8 Al 9 Fe + 4 Al2O3 0 0 keine Differenz damit fertig:

3 Fe3O4 + 8 Al 9 Fe + 4 Al2O3


nach dem prinzipiellen Reaktions-Schema lassen sich die folgenden Reaktions-Typen klassi-fizieren:

einfache / gerichtete Reaktion

A B

reversible Reaktion (chemisches Gleichgewicht)

A B

Parallel-Reaktionen

A

B

C

D

Folge-Reaktionen

A B C D

konkurrierende Folge-Reaktionen

A + B C + D A + C E + F

geschlossene Folge-Reaktionen (Ketten-Reaktionen)

(A 2 K) A + K B C D + K

Folge-Reaktionen mit Parallel-Reaktionen

A B

C

D

E F

Folgereaktionen mit umkehrbaren Teilschritten

o … mit vorgelagertem Gleichgewicht

A B C D

o … mit nachgelagertem Gleichgewicht

A B C


Aufgaben (Ausgleichen von chemischen Gleichungen):

1. Gleichen Sie aus! (Für weitere vertiefende Übungen und zur Wiederholung

der Chemie aus der allgemeinbildenden Schule stehen weitere Informatio-

nen zu den Reaktionen in Klammern!)

a) CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl (Methan wird mit Chlor substituiert, es bil-det sich Monochlormethan und Chlorwasserstoff)

b) Cu2O + H2 Cu + H2O (Cupfer(I)oxid wird mit Wasserstoff reduziert, es entsteht elementares Cupfer und Wasser)

c) SO2 + H2O H2SO3 (Schwefeldioxid reagiert mit Wasser zu schwefli-

ger Säure) [Nichtmetalloxid + Wasser Säure]

d) Cu + O2 CuO (Cupfer wird (mit Sauerstoff) verbrannt / oxidiert zu Cupfer(II)-oxid)

e) Al + O2 Al2O3 (Aluminium wird (mit Sauerstoff) verbrannt / oxidiert zu Aluminiumoxid)

f) Na + Cl2 NaCl (Natrium verbrennt in Chlor zu Natriumchlorid (Koch-

salz)) [Metall + Nichtmetall Salz]

g) P + Cl2 PCl3 (Phosphor verbrennt in Chlor zu Phosphortrichlorid (Phosphor(III)-chlorid))

h) Fe2O3 + C Fe + CO (Eisen(III)-oxid wird mit Cohlenstoff zu Eisen und Cohlenmonoxid reduziert (Hochofen-Prozess))

i) Mg(OH)2 + H3PO4 Mg3(PO4)2 + H2O (Magnesiumhydroxid wird mit Phosphorsäure neutralisiert, es bildet sich Magnesiumphosphat und Wasser)

[Base + Säure Salz + Wasser]

j) C6H12O6 + O2 CO2 + H2O (Glucose wird mit Sauerstoff zu Cohlendioxid und Wasser umgesetzt (Zell-Atmung))

k) N2 + H2 NH3 (Bildung von Ammoniak aus Stickstoff und Wasserstoff)

l) K2O + H2O KOH (Kaliumoxid reagiert mit Wasser zu Kaliumhydroxid) [Metalloxid + Wasser Base]

2. Prüfen Sie welche alternativen Gleichungen (mit anderen Zahlen-

Kombinationen) möglich sind! Begründen Sie Ihre Auswahl!

3. Stellen Sie zu den folgenden Wort- bzw. Stoff-Gleichungen passende che-

mische Gleichungen auf!

a) Magnesium verbrennt in der Luft (/mit Sauerstoff) zu Magnesiumoxid b) Ethan wird mit Chlor substituiert, es bildet sich Monochlorethan und Chlorwasserstoff c) Phosphor verbrennt zu (Di-)Phosphorpentoxid (Phosphor(V)-oxid) d) Natrium reagiert mit Sauerstoff zu Natriumoxid e) Zink reagiert mit Chlorwasserstoffsäure (Salzsäure) zu Zinkchlorid und Wasserstoff(-

Gas) [Metall + Säure Salz + Wasserstoff] f) (Di-)Stickstoffdioxid (Stickstoff(II)-oxid) reagiert mit Sauerstoff zu (Di-)Stickstoffpentoxid

(Stickstoff(V)-oxid g) Calciumcarbonat wird mit Salzsäure umgesetzt, es bildet sich Calciumchlorid, Wasser

und Cohlendioxid

h) Natrium reagiert mit Wasser unter Bildung von Natriumhydroxid [Metall + Wasser

Base] i) Silbernitrat reagiert mit Blei(IV)-chlorid zu Silberchlorid und Blei(IV)-nitrat j) Aluminium reagiert in Schwefelwasserstoff(-Gas) zu Aluminiumsulfid und Wasserstoff(-

Gas) k) Zinn(IV)-chlorid reagiert mit Wasser zu Zinnhydroxid und Chlorwasserstoff

l) Blei(II)-oxid reagiert mit schwefliger Säure zu Blei(II)-sulfit und Wasser [Metalloxid + Säure Salz und Wasser]


4. Ergänzen Sie die folgenden Wort- bzw. Stoff-Gleichungen um fehlende

Stoffe und stellen Sie dazu die chemischen Gleichungen auf!

a) Wasserstoff + ??? Wasser b) ??? + Sauerstoff Schwefeldioxid c) Magnesiumoxid + ??? ??? + Wasser d) Magnesium reagiert mit ??? zu Magnesiumoxid e) Mangan reagiert mit Schwefelsäure zu Mangansulfat ((und einem Gas)) f) Schwefeldioxid verbrennt zu Schwefeltrioxid g) Eisen reagiert mit ??? zu Eisen(III)-chlorid h) Methan wird Brom substituiert i) Quecksilber(I)-oxid reagiert mit Salpetersäure und Sauerstoff zu Quecksilber(II)-nitrat

und ??? j) Silbernitrat reagiert mit Zinkchlorid zu Silberchlorid und Zinknitrat

5. Stellen zu den folgenden Reaktions-Beschreibungen die vollständigen Wort-

bzw. Stoff-Gleichungen sowie die chemischen Gleichungen auf!

a) Verbrennung von Aluminium b) (Mono-)Stickstoff(mon-)oxid wird zu Distickstofftrioxid umgesetzt c) Natriumoxid wird in Wasser gelöst, es bildet sich u.a. Natriumhydroxid d) Calcium wird oxidiert e) Aluminiumhydroxid reagiert mit Schwefelsäure f) Eisen(III)-oxid wird mit Cohlenstoff umgesetzt g) Methan wird mit Brom substituiert h) salpetrige Säure wird mit Calciumhydroxid umgesetzt / neutralisiert i) Calciumcarbonat reagiert in Lösung mit Cohlendioxid zu Calciumhydrogencarbonat j) Phosphorchlorid reagiert mit Wasser zu (Di-)Phosphortrioxid und Chlorwasserstoff

6. Ergänzen Sie eventuelle Fehlstellen und stellen Sie die vollständigen chemi-

schen Gleichungen auf! (ev. müssen auch weitere Stoffe ergänzt werden!)

a) Schwefeltrioxid reagiert mit Wasser b) P + ??? PCl3 c) CuS + ??? CuO + SO2 d) Fe + Br2 (Hinweis!: Eisen ist meist drei-wertig) e) Na2O + H2O f) SO2 + ??? SO3 g) Aluminium reagiert mit ??? zu Aluminiumbromid h) Calciumoxid wird in Wasser gelöst i) Phosphorpentoxid wird in Wasser gelöst j) Helium wird mit Sauerstoff erhitzt

für die gehobene Anspruchsebene:

7. Finden Sie die Fehler in den folgenden Gleichungen! (Die Fehleranzahl ist

in geschweiften Klammern angegeben! Je nach Auslegung können es natür-

lich auch noch mehr Fehler sein.)

a) 2 C + 3 O2 2 CO3 {4} b) Li + O2 LiO2 {3} c) 3 Fe + Cl3 FeCl3 {4} d) Na2O2 + 2 HO Na(OH)2 {5} e) Mg + Br AlF2 {3} f) Al3O2 + 4 H2O Al3(OH)4 {6} g) CO2 + H2O C6H12O6 + O2 {3} h) H3SO3 + MgOH MgSO4 + H3O {4} i) CH4 + Cl2 CH2Br2 + 2 HCl {2} j) Mn + H2SO4 Mn2(SO3)3 + O2 + H2O {3}


Für einen effektiven Zusammenstoß müssen die Teilchen eine bestimmte Energie (Bewe-gungs-Energie) besitzen. Diese nennen wir Aktivierungs-Energie EA, weil sie quasi die Reak-tion in Gang setzt. Nur mit ihr kann es zum Umbau der chemischen Bindungen kommen. Eventuell muss den Ausgangsstoffen noch Energie zugeführt werden, damit genug Teilchen eine ausreichende Energie besitzen. Erst dann können genügend effektive Zusammenstöße im Stoffgemisch ausführen werden. Wie wir schon gesehen haben gibt es zwei mögliche Fälle. Entweder die Reak-tion benötigt Energie, wie es z.B. in der oben vorgestellten Reaktion der Fall ist. Dann wird nicht der gesamte Teil der zugeführten (Aktivierungs-)Energie wie-der abgegeben. Die Reaktionsprodukte haben letztendlich ein höheres Energie-Niveau als die Ausgangsstoffe. Eine Re-aktion, die Energie für ihren Ablauf bin-det ("verbraucht"), nennen wir endotherm. Im zweiten Fall ist der Reaktionsverlauf von einer größeren Energie-Abgabe be-gleitet (z.B. Licht, Wärme, elektrische Energie). Diese Energie-Abgabe über-steigt auch die zugeführte Energie (zur Aktivierung der Reaktion). In so einem Fall nennen wir die Reaktion exotherm. Exotherme Reaktionen erkennt man an einem Minus-Zeichen vor dem Energie-Betrag. Insgesamt müssen wir uns aber immer vergegenwärtigen, dass Energie nie neu entsteht oder einfach so verschwindet.

einfaches Energie-Niveau-Schema

einer exothermen Reaktion

Die Summe aller Energien ist immer konstant. Wir haben es immer nur mit Energie-Umwandlungen zu tun (Energie-Erhaltungssatz). Die Veränderungen der Bindungen lassen sich am Aufbrechen von Bindungen ("Lösen der

Bindungen") und am Neuknüpfen solcher festmachen. In unserem Beispiel werden die Bindun-gen zwischen den Wasserstoff- und Sauerstoff-Atomen (des Wassers) aufgebrochen. Neue Bindungen entstehen im molekularen Wasserstoff und im Cohlenmonoxid(-Molekül). Auch die Bindungs-Arten ändern sich. Im Cohlenstoff finden wir eine Atom-Bindung. Die Atome im Wasser sind über eine Atombindung mit teilweisen Ionen-Charakter (auch: polare Atom-Bindung) verknüpft. In den Reaktionsprodukten finden wir ebenfalls eine Atom-Bindung (Wasserstoff-Molekül) und eine polare Atombindung (Cohlenmonoxid). Diese ist hier aber weitaus schwächer ausgebildet, als beim Wasser-Molekül. Im gewissen Sinne hätten wir damit auch das letzte Merkmal der chemischen Reaktion – die Veränderungen der Teilchen – mit abgehandelt. Die Teilchen bzw. ihre Arten haben sich deutlich geändert. Aus einem Feststoff (Atom-Gitter) und einem Molekül entstehen zwei neue Moleküle. Später werden wir auch noch sehen, dass sich auch die Art der Teilchen (Atome bzw. Ionen) u.U. verändert. Zur Unterscheidung von chemischen Reaktionen hat man diverse Möglichkeiten. Jede rückt besondere Aspekte einer chemischen Reaktion (bzw. einer Gruppe von Reaktionen) in den Vordergrund.


Definition(en): exotherme Reaktion Chemische Reaktionen, bei denen es insgesamt zu einer Energie-Abgabe kommt, nennen wir exotherm.

Eine exotherme Reaktion ist eine chemische Reaktion, bei der mehr Energie abgegeben als aufgenommen (z.B. zur Aktivierung) wird.

Definition(en): endotherme Reaktion Chemische Reaktionen, bei denen es insgesamt zu einer Energie-Aufnahme kommt, nen-nen wir endotherm.

Eine endotherme Reaktion ist eine chemische Reaktion, bei der mehr Energie aufgenom-men (einschließlich der Aktivierung) als abgegeben wird.

Die Vielzahl von verschiedensten chemischen Reaktionen schreien schon nach einer weit-reichenden Klassifizierung. Einige Möglichkeiten haben wir gerade wiederholt bzw. kennen-gelernt. Solche Einteilungs-Möglichkeiten waren: nach der Reaktions-Arten

Synthesen (Bildungs-Reaktionen)

Analysen (Zerlegungs- bzw. Spaltungs-Reaktionen)

Kombinationen aus Analysen und Synthesen (Umwandlungen) nach dem energetischen Verlauf

endotherme Reaktionen (Reaktionen mit/unter Energie-Aufnahme)

exotherme Reaktionen (Reaktionen mit /unter Energie-Abgabe) Diejenigen, die sich schon mit organischer Chemie beschäftigt haben, kennen vielleicht noch das Einteilungs-Prinzip nach dem Reaktions-Schema:

Additions-Reaktionen A + B C

Eleminierungs-Reaktionen A B + C

Substitutions-Reaktionen A + B C + D

Bei geeigneter Differenzierung nach der Angriffs-Art (nukleophil, elektrophil, radikalisch) las-sen sich mit diesem Prinzip auch schon erste Einblicke in das Wesen chemischer Reaktio-nen erhaschen. Für weiterführende Untersuchungen – vor allem im anorganischen Bereich – bietet sich dagegen die Einteilung nach dem charakterisierendem Verlauf (Wesen der Re-aktion) an. Man unterscheidet dann:

Säure-Base-Reaktionen (Reaktionen mit Protonen-Übergang)

Redox-Reaktionen (Reaktionen mit Elektronen-Übergang)

photochemische Reaktionen (Licht-abhängige Reaktionen)

Komplex-Reaktionen (Bildung, Umwandlung und Zerlegung von Komplexen)


Modifikations-Umwandlungen - Grenzfälle chemischer Reaktionen

Stoff Modifikationsumwandlung Umwandlung-Bedingung(en) Modifikation1 Modifikation2

S rhombisch monoklin thermisch; 369 K

Sn kubisch tetragonal thermisch; 291 K

Co hexagonal kubisch flächenzentr. mechanisch

SiO2 -Quarz -Quarz thermisch; 846 K

SiO2 -Quarz -Quarz Neutronen-Strahlung

SiO2 -Quarz amorph mechanisch

TiO2 rhombisch tetragonal thermisch; 369 K

ZrO2 tetragonal kubisch Neutronen-Strahlung

BaTiO3 tetragonal kubisch Neutronen-Strahlung

FeS2 Markasit Pyrit mechanisch

NH4Cl -Modifikation -Modifikation thermisch; 458 K

NH4I -Modifikation -Modifikation thermisch; 256 K


Experimente zum Thema: Chemische Reaktion / physikalischer Vorgang

Labor-Experiment 5.0.A

Durchführung / Ablauf: - Wir erhitzen ein Stück Schwefel (Würfel 1 x 1 x 1 cm) oder entsprechende Menge Pulver in einem

Reagenzglas (RG) vorsichtig über einer Hitze-Quelle (BUNSEN-Brenner od.ä.).

Beobachtungen: - Die feste, kristalline bis pulvrige Stoff-Probe ist hellgelblich gefärbt und nur sehr schwach bis gar

nicht riechend. - Der Schwefel schmilzt. Es entsteht eine braune, relativ leichtgängige Flüssigkeit. - Beim weiteren Erhitzen siedet die Flüssigkeit. Es bildet sich gelblicher Rauch, der sich an den obe-

ren (kälteren) RG-Bereichen absetzt. Die hier abgesetzten festen Teile sind fein-kristallin und gelb-lich.

- Beim ev. noch weiteren Erhitzen wird die braune Flüssigkeit dick-flüssig und hat nach dem Zerstören des RG eine Gummi-artige Konsistenz.

Labor-Experiment 5.0.B

Durchführung / Ablauf: - Wir erhitzen eine Stück bzw. eine entsprechende Pulver-Menge von Schwefel in einem Verbren-

nungs-Löffel stark (bis er sich entzündet). Die Verbrennung sollte im Abzug erfolgen und die Produk-te ev. in einem ERLENMEYER-Kolben aufgefangen werden

Beobachtungen: - Die feste, kristalline bis pulvrige Stoff-Probe ist hellgelblich gefärbt und nur sehr schwach bis gar

nicht riechend. - Der Schwefel schmilzt beim Erhitzen. Es entsteht eine braune (nur bei neuen Löffeln sichtbar), relativ

leichtgängige Flüssigkeit. Die Schmelze fängt dann mit schwacher bläulicher Flamme an zu bren-nen. Es bildet sich ein stechend riechender Rauch.

Labor-Experiment 5.0.C

Durchführung / Ablauf: - Es soll versucht werden, die gebildeten Stoffe (Produkte) aus den Experimenten 5.0.A und 5.0.B in

Wasser zu lösen und die Lösung dann mit Unitest-Papier od. –Lösung geprüft werden.

Beobachtungen: - Die abgesetzten gelblichen Kristalle (Exp. 5.0.A) lösen sich nicht in Wasser. Das Unitest verändert

seine Farbe hin zu neutral. - Der gelbliche Rauch (Exp. 5.0.B) verschwindet bei Kontakt mit Wasser, auch der Geruch reduziert

sich deutlich (bleibt aber feststellbar). Unitest zeigt eine deutliche Veränderung zu einem sauren Medium / pH an.

Ergebnisse (Exp. 5.0.C): - Das Produkt von Exp. 5.0.A hat die gleichen Eigenschaften wie Schwefel, beide Stoffe sind gelblich,

fest, kristallin und wahrscheinlich nicht in Wasser löslich . Eine Stoff-Veränderung hat somit nicht stattgefunden.

- Das Produkt von Exp. 5.0.B hat andere Eigenschaften als der Schwefel. Das Produkt bleibt gasför-mig (Rauch) und hat einen starken beißenden Geruch, es löst sich Wasser (verschwindet aus dem Gefäß). Unitest zeigt eine Lösung als Säure an. Da neue Stoffe auftauchen, muss eine Stoff-Veränderung stattgefunden haben.

Ergebnisse (Exp. 5.0.A): - Da keine Stoff-Veränderung stattgefunden hat, kann man von physikalischen Vorgängen beim Erhit-

zen des Schwefels ausgehen. Die Veränderung der Farbe bei der Schmelze zeigt eine veränderte Struktur des Stoffes an. Da nach dem Sieden und Kondensieren (an der kalten Glaswand) wieder gelber Schwefel vorhanden ist, wird eine (chemische) Stoffumwandlung hiermit ausgeschlossen.


Ergebnisse (Exp. 5.0.B): - Da wir mittels Exp. 5.0.C mindestens einen neuen Stoff (mit veränderten Eigenschaften) beobachten

konnten, liegt hier eine chemische Reaktion vor.


Für eine ordnungsgemäß durchgeführte experimentelle Methode hätten wir natürlich vorher passende Vorbetrachtungen machen müssen und dann eine geeignete experimentelle The-se für unseren Versuch aufstellen sollen. Die könnte z.B. so lauten: Wenn es beim Erhitzen eines Stoffes zur Bildung eines neuen Stoffes mit neuen / anderen Eigenschaften kommt, dann liegt eine chemische Reaktion vor, sonst handelt es sich um ei-nen physikalischen Vorgang (Änderung des Aggregatzustandes).

Aufgaben:

1. Prüfen Sie ob es sich bei den folgenden Vorgängen um physikalische oder

chemische Vorgänge handelt! Begründen Sie jeweils Ihre Entscheidung!

Nr. Beschreibung des Vorgangs Bemerkungen

1 Schmelzen von (Wasser-)Eis selbst ausprobieren und testen

2 Verbrennen von einem Stück Papier selbst ausprobieren und testen

3 Wasser sieden und den Dampf (Gas) an einem kal-ten Gegenstand kondensieren lassen

selbst ausprobieren und testen Vorsicht! Verbrennungs-Gefahr!

4 Anzünden einer Kerzen und brennen lassen selbst ausprobieren und testen

5 Erhitzen von Kerzen-Stücken mit / in Wasser selbst ausprobieren und testen

6 Abkühlen lassen der Produkte von Nr. 5 selbst ausprobieren und testen

7 Lösen von Zucker in Wasser selbst ausprobieren und testen

8 Anstecken einer Wunderkerze selbst ausprobieren und testen Vorsicht! Verbrennungs-Gefahr!

9 Lösen von Fett (Öl) auf Wasser unter Zuhilfenahme eines Geschirrspülmittels

selbst ausprobieren und testen

10 Leuchten einer Lampe im elektrischen Stromkreis

11 Aufbrühen von Kaffee-Pulver und abfiltrieren der Lö-sung

selbst ausprobieren und testen Vorsicht! Verbrennungs-Gefahr!

12 Aufladen eines Akku's

13 Kochen eines rohen Ei selbst ausprobieren und testen Vorsicht! Verbrennungs-Gefahr!

14


Vorgang / Sachverhalt Veränderungen / Beobachtungen

Vorgangs-Art

Schmelzen von Eis Übergang vom fes-ten in den flüssigen Aggregatzustand

physikalisch

Verdunsten von Wasser Übergang vom flüs-sigen in den gasför-migen Zustand

physikalisch

Sieden von Wasser Übergang vom flüs-sigen in den gasför-migen Zustand

physikalisch

Entladung der Atmosphäre (bei einem Gewitter)

Blitze und Donner physikalisch

Leuchten eines Stoffes (in der Flamme / nach dem Erhitzen)

Abgabe von Licht in bestimmter Farbe

physikalisch

Lösen von Salz in Wasser physikalisch/chemisch Grenzfall

Erhitzen von Salz (bis zur Schmelze)

physikalisch

Lösen von Zucker in Wasser physikalisch

Erhitzen von Zucker (bis zum Braun- bzw. Schwarz-werden)

chemisch

Erhitzen von Schwefel (bis zum Braunwerden)

physikalisch

Bildung eines Amalgam (Lösen eines Metalls in Quecksilber)

chemisch/physikalisch Grenzfall

Schmelzen von Kerzenwachs physikalisch

Brennen einer Kerze chemisch

Farbveränderung eines Indikators in Anwesenheit z.B. einer Säure

chemisch

Herstellen von Bronze (Schmelzen von Cupfer und Zinn)

Bräunung von Fleisch beim Anbraten chemisch

Farbigwerden der Blätter im Herbst chemisch


5.1. Teilchen- und Stoß-Theorie der chemischen Reaktion Die Entwicklung der Vorstellungen über das Wesen und den Ablauf von chemischen Reakti-onen geht bis ins Mittelalter zurück.

5.1.1. die Stoß-Theorie auch Kollisions-Hypothese zumindestens bei Reaktionen mit zwei Stoffen, war schnell klar, dass es einen Kontakt der beiden geben muss, damit die Reaktion von statten gehen kann Ausgangspunkt unserer Betrachtungen sind Stoffe, in denen sich die Teilchen relativ frei be-wegen können. Dies trifft für Flüssigkeiten und Gase zu. Für die ersten Betrachtungen der Stoß-Theorie reicht es auch aus, wenn nur die Teilchen eines Stoffes frei beweglich ist. Der andere (Fest-)Stoff kann dann von den beweglichen Teilchen durch deren Eigenbewegung erreicht werden. Reine Feststoff-Reaktionen sind sehr selten und können erst einmal als Sonderfall betrachtet werden. In Flüssigkeiten oder Gasen bewegen sich die Teilchen aufgrund der BROWNschen Moleku-lar-Bewegung (Wärme-Bewegung der Teilchen, 2.2. Teilchen-Bewegung) mehr oder we-niger zufällig im Raum. Ablauf (heterogener Reaktionen an Grenzflächen):

Andiffusion

der Ausgangsstoffe aus dem Phasen-Inneren an die Grenzfläche (Zu-wanderung)

Adsorption

der Ausgangsstoffe an der Grenzfläche (Anhaftung)

Umsatz

der Ausgangsstoffe zu Reaktionsprodukten (chemische Reaktion)

Desorption

der Reaktionsprodukte von der Grenzfläche (Ablösung)

Abdiffusion

der Reaktionsprodukte in das Phasen-Innere (Abwanderung)

5.1.1.1. Arten von Teilchen-Zusammenstößen

monomolekulare Ausgangsstoff-Stuation

Auch wenn es auf den ersten Blick nicht so scheint, die Reaktionen, wel-che nur von einem Teilchen ausgehen, benötigen ebenfalls Teilchen-Kontakte. Dies wird uns aber erst klar, wenn wir auch etwas über die notwendige Energie (Aktivierungs-Energie) für eine Reaktion wissen. Davon "weiss" aber die ursprüngliche Stoß-Theorie noch nichts. Deshalb


ignorieren wir die Stoß-Situation im monomolekularen Fall einfach erst einmal.

Praktisch benötigen die Teilchen eine bestimmte Energie, damit sie reagieren (zerfallen) können. Diese erhalten sie z.B. durch Stöße von anderen Teilchen.

bimolekulare Ausgangsstoff-Situation Die Situation, dass sich die Teilchen von zwei reagierenden Stoffen tref-fen, ist quasi der Standard-Fall in der Chemie. Um zu reagieren, müssen sich die beiden reagierenden Teilchen direkt treffen. Wie der Zusam-menprall von statten geht ist nicht wirklich wichtig. Vielmehr spielt die Energie

des Zusammenstoßes eine Rolle. Aber das gehört hier noch nicht her.


trimolekulare Reaktionen

Theoretisch kann man sich einen gleichzeitigen Zusammenstoß der Teil-chen von drei verschiedenen Stoffen natürlich genauso gut vorstellen, wie den von zwei. In der Realität kommt eine solche Situation schon sehr selten vor. Bei der genauen Untersuchung von Reaktionen – bei denen scheinbar drei Teilchen miteinander reagieren haben gezeigt, dass es sich meist um Reaktionen handelt, bei mehrschrittig ablaufen. D.h. zu-erst reagieren zwei Teilchen miteinander und dann reagiert das (Zwi-schen-)Produkt mit dem dritten.

Also sind es z.B. zwei bimolekulare Reaktionen hintereinander. Die Stoß-Häufigkeit Z gibt die Anzahl der Zusammenstöße x bezogen auf das Stoff-Volumen V und der betrachteten Zeit t wieder. Ganz offensichtlich hängt die Anzahl der Stöße von der Anzahl der Teilchen in dem Volumen ab.

Mehr Teilchen im Volumen bedeuten unweigerlich mehr Zusammenstöße, wenn die Teilchen dagegen stark ausgedünnt sind, werden auch die Zusammenstöße deutlich seltener.

5.1.1.2. Wahrscheinlichkeit von Stößen in Abhängigkeit von der Teil-

chen-Anzahl Unsere ersten klassifizierenden Betrachtungen gingen noch von idyllischen Situationen aus. Die betreffenden Teilchen treffen sich einfach – und gut. Aber so einfach ist es gar nicht. Wir schauen uns in der Folge nur den häufigsten Fall, eine chemische Reaktion zwischen zwei verschiedenen Stoffen an. Die möglichen Zusammenstöße unterscheiden sich auch hinsichtlich der Reaktions-Partner. Zwischen Teilchen der gleichen Art kommt es zu uneffek-tiven Stößen, da diese nicht miteinander reagieren können. Die Teilchen verschiedener Art können effektive Stöße vollziehen, d.h. bei ihrem Zusammentreffen könnte es zu einer chemischen Reaktion kommen.

Teilchen Grün 2 3 4 Teilchen Orange 2 3 4 verschiedene mögliche Stöße insgesamt

6 15 28

mögliche effektive Stöße

4 9 16

uneffektive Stöße 2 6 12


verschiedene Stöße je Teilchen

3 5 7

effektive Stöße je Teilchen

2 3 4

uneffektive Stöße je Teilchen

1 2 3

Vernachlässigt man zuerst einmal den verfügbaren Raum und die benötigte Zeit, dann spielt die Anzahl der Teilchen zumindestens für die Anzahl der möglichen Stoß-Kombinationen ei-ne wichtige Rolle. Die Zahlen der effektiven und der uneffektiven Stöße je Teilchen steigen linear mit der Teilchen-Anzahl. Der um ein Teilchen kleine Anzahl uneffektiver Stöße spielt nachher bei x-Millionen Teilchen in einem Reaktions-Gefäß keine Rolle mehr. Interessant wird das Ganze, wenn man von ungleichmäßigen Teilchen-Zahlen ausgeht.

Teilchen Grün 2 4 6 Teilchen Orange 2 2 2 verschiedene mögliche Stöße insgesamt

6 15 28

mögliche effektive Stöße

4 8 12

uneffektive Stöße 2 7 16 verschiedene Stöße je Teilchen

grün: 3 orange: 3 grün: 5 orange: 5 grün: 7 orange: 7

effektive Stöße je Teilchen

grün: 2 orange: 2

(=4)

grün: 2 orange: 4

(=6)

grün: 2 orange: 5

(=7) uneffektive Stöße je Teilchen

grün: 1 orange: 1

(=2)

grün: 3 orange: 1

(=4)

grün: 5 orange: 1

(=6)

Zwar steigen die effektiven und uneffektiven Stöße auch mit der Anzahl der variierten Teil-chen, aber es kommt nicht mehr zu einem linearen Zusammenhang. Trotzdem wird der un-gleichmäßige Einsatz der Stoffe – gerade im technischen Bereich – häufig verwendet. Man nimmt einfach den billigeren Stoff und setzt ihn verstärkt ein, dann erhält man auch eine ver-stärkte Reaktion. Zwar nicht so stark, wie man es bei einer gleichmäßigen Steigerung beider Teilchen-Arten erwarten könnte, aber in der Produktion spielen die Kosten oft eine sehr gro-ße Rolle. Ein Nebeneffekt ist eine weitgehende Umsetzung des anderen (teureren) Stoffes, da die überschüssigen anderen (billigeren) Teilchen fast garantiert mal mit einem (teureren) zusammentreffen und auch irgendwann mal reagieren können. Aus der praktischen Erfahrung weiss man, dass nicht alle effektiven Stöße zu einer chemi-schen Reaktion führen. Diesen Sachverhalt können wir mit der Stoß-Theorie nicht weiter klä-ren.


5.1.1.3. Wahrscheinlichkeit von Stößen in Abhängigkeit vom verfügba-

ren Raum Eben haben wir den verfügbaren Raum und die benötigte Zeit einfach ausgeklammert. Das können wir natürlich nicht ewig machen. In den nächsten Variationen verwenden wir das gleiche Volumen – hier ersatzweise die gleiche Fläche – und lassen die Teilchen auch nur noch die gleiche Zeit miteinander interagieren.

2 A + 2 B 4 A + 4 B 6 A + 6 B 8 A + 8 B

10 A + 10 B 12 A + 12 B 14 A + 14 B 16 A + 16 B

Schon beim Betrachten der Abbildungen wird deutlich, dass sich die Chancen auf ein Zu-sammentreffen deutlich erhöhen, je mehr Teilchen im Raum zu finden sind ( Konzentrati-on).


5.1.2. die Theorie des Übergangszustandes

Ob die effektiven Stöße dann wirklich zu einer Reaktion führen, hängt auch von der verfüg-baren Energie der Teilchen ab. Haben die Teilchen z.B. zusammen nur eine sehr geringe Energie, werden sie nicht reagieren, sondern sich wieder voneinander abstoßen (wie z.B. Billardbälle). Haben sie dagegen die notwendige Energie, dann wird es zur Umwandlung kommen. Diese Sachverhalte versucht die Theorie des Übergangszustandes (EYRING-Theorie, Transition State Theorie (TST)) zu erklären. Wir gehen dabei wieder von einer allgemeinen chemischen Reaktion aus, die nach einem bimolekularen Muster abläuft:

A + B C + D A und B müssen sich zuerst einmal treffen (Stoß-Theorie), bei ausreichendem Energie-Inhalt bilden die reagierenden Teilchen so eine Art Zwischen-Gebilde (Übergangs-Objekt bzw. -Teilchen) diese Zwischen-Objekte befinden sich im sogenannten Übergangszustand das Zwischen-Teilchen befindet sich in einem sehr Energie-reichen Zustand. Diesen kenn-zeichnen wir durch ein kleines Sternchen im Exponenten. In einigen Schriftwerken wird auch eine

Raute (#) statt dem Sternchen benutzt. A + B AB* aus diesem Zustand heraus gibt es zwei mögliche Auswege;

1. der Komplex bildet sich zu C und D um (reagiert also) oder

2. der Komplex zerfällt wieder in die beiden Ausgangsstoffe A und B ohne zu reagie-ren

A + B AB* C + D zusammengefasst ergibt das Formel-Bild:

A + B AB* C + D Die Existenz des Übergangszustandes ist extrem kurzweilig. Erst in jüngster Zeit konnte man durch Spezial-Methoden (Foto's mit RÖNTGEN- und Laser-Blitzen) den Übergangszustand nachweisen aus heutiger Sicht ist auch immer die entgegengesetzte Reaktion möglich, was dann als chemisches Gleichungs-Konstrukt so aussehen würde

C + D CD* A + B Mit der Annahme das AB* und CD* praktisch sowieso nur sehr kurzlebig sind und sie gewis-sermaßen eine ähnlichen bis gleichen Zustand darstellen; wahrscheinlich sind sie sogar identisch AB* = CD* = X* kann man dann schreiben


A + B X* C + D oder verkürzt:

A + B C + D


5.1.3. der typische Reaktions-Ablauf

(Kombination der Stoß-Theorie mit der Theorie des Übergangs-Zustandes)

Für erste Betrachtungen gehen wir hinsichtlich des Ablaufes einer chemischen Reaktion von der einfachen Stoß-Theorie aus. Zum Zeitpunkt des Zusammenstoßes erinnern wir uns dann an die Erkenntnisse aus der Theorie des Übergangszustandes und lassen den Energie-Inhalt der Teilchen mit einfließen.

der einfache Zusammenstoß

Bedingt durch ihre innere Energie bewegen sich Teilchen und stoßen konsequenterweise irgendwann man zusammen. Zur vereinfachten Be-trachtung soll nur ein Teilchen (ein Sauerstoff-Molekül) eine Bewegung ausführen, das andere beteiligte Teilchen (ein Cohlenstoff-Atom) liegt an / auf einer Oberfläche. Bewegt sich das Sauerstoff-Molekül langsam – hat es also nur einen kleinen Energie-Betrag, dann führt der Zusammenstoß mit dem C-Atom zu keiner Veränderung. Das O2-Molekül wird – quasi wie ein Gummiball – einfach weggestoßen. Normalerweise kommt es auf Grund von Rei-bungen und Energie-Übertragungen zum Energie-Verlust beim zurück-gestoßenen Teilchen. Beide Teilchen bleiben unverändert. Es entsteht kein neuer Stoff. Somit hat auch keine chemische Reaktion stattgefunden. Da bei dem Zusammenstoß praktisch nichts chemisches passiert, sprechen wir von einem uneffektiven Zusammenstoß.

der effektive Zusammenstoß

Anders verhält es sich, wenn der Zusammenstoff mit mehr Energie verbunden ist. In unserem Beispiel bewegt sich das Sauerstoff-Molekül dabei schneller. Der Zusammenstoß mit dem Cohlenstoff-Atom ist mit soviel Energie verbunden, dass z.B. die Bindung im Sauerstoff-Molekül aufgebrochen und die Elektronen der Sauerstoff- und des Cohlenstoff-Atoms neu anordnen werden. Es entstehen in der Folge neue Bindun-gen. Wir nennen solche Zusammenstöße dann auch effektiv. Grundsätzlich kommt es nun zu einer Energie-Abgabe. In welcher Form die Energie abgegeben wird, ist von diversen Umgebungsbedin-gungen abhängig. Ob der abgegebene Energie-Betrag größer oder kleiner als der aufgenommene ist, hängt von den konkreten Stoffen ab. Im Falle der Reaktion von Cohlenstoff mit Sauerstoff – also einer Oxi-dation – ist die Energie-Abgabe sogar sehr beachtlich (Verbrennung). Das gebildete Reaktions-Produkt kann nun ev. mit einem Anteil der Energie in Bewegung versetzt werden.


5.2. die Thermodynamik chemischer Reaktionen

Beispiel-Reaktion:

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 ↑ ; RE = - x kJ / mol

System-Arten links: offenes System; mittig: geschlossenes System

rechts: isoliertes System


Grundsätzlich gilt der Energie-Erhaltungs-Satz. Die Summe aller Energien ist immer konstant. Energie kann nicht verschwinden oder erschaffen werden, Energie lässt sich nur umwandeln. Interessanterweise handelt es sich hier um kein (physikalisches) Gesetz. Es ist derzeit noch nicht bewiesen, dass die obige Aussa-ge stimmt. Aber all unsere Alltags-Erfahrungen und die bekannten physikalischen Forschungen deuten auf die Richtigkeit des Ener-gie-Erhaltungs-Satzes hin.

Die Umwandlung einer Energie-Form in eine andere ist immer mit einem Umwandlungs-Verlust verbunden. In den meisten Fällen wird quasi als Umwandlungs-Energie Wärme frei. Man spricht auch gerne von Abwärme.Bei den Umwand-lungen von einer Energie-Form in eine andere unter-liegen diese noch weiteren physikalischen Gesetzen und Regeln. Eine vollständige Rück-Um-wandlung ist auch in einem isolierten System nicht mög-lich. Eine erneute Umwand-lung würde wiederum mit ei-ner Wärme-Abgabe verbun-den sein. Die Summe aller Energien bleibt also immer gleich.

Energie-Umwandlungen sind immer mit "Energie-Verlusten" / Um-wandlungs-Verlusten (Wärme-Energie) verbunden

Energie-Form 3 kann auch wieder Energie-Form 1 sein

Der Begriff der Abwärme oder des Energie-Verlustes ist ein aus menschlicher Sicht bzw. ein sehr oberflächlich gebildeter Begriff. Dabei spielen die alltäglichen, phänomenologischen Er-fahrungen in unserer Welt eine entsprechende Rolle. Die Umwandlungs-Wärme wird nicht immer merklich.

Die Effektivität der Umwandlung wird in der Physik und in der Technik als Wirkungsgrad (griechischer Buchstabe eta) bezeichnet. Der Wirkungsgrad berechnet sich z.B.:

Ersatzweise kann satt der Energie auch die (physikalische) Leistung P verwendet werden.

Definition(en): Energie Energie ist die physikalische Größe, die Veränderungen an Objekten (Vergrößern, Verklei-nern) oder ihrem Verhalten (Bewegung, …) bewirkt.

Energie ist die physikalische Größe, die für die Verrichtung von Arbeit notwendig ist.


Definition(en): Wärme Wärme ist die Energie, die aufgrund einer Temperatur-Differenz zwischen einem System und seiner Umgebung ausgetauscht wird.

In Teilchen-Systemen kann man die Wärme als (übertragbare) Bewegungs-Energie der Teil-chen (Atome und Moleküle) verstehen.

Definition(en): Temperatur Die Temperatur ist das Maß für die mittlere kinetische Energie (Bewegungs-Energie) der Teilchens eines Körpers / eines Systems. Als Formel-Zeichen werden üblicherweise griechischer Buchstabe theta für die Angabe in °C (CELCIUS-Temperatur-Skala) oder T für die Angabe als absolute Temperatur in K der KELVIN-Temperatur-Skala angegeben. Die Temperatur ist nicht von einem Körper auf den anderen übertragbar!

In Teilchen-Systemen kann man die Wärme als Bewegungs-Energie der Teilchen (Atome und Moleküle) verstehen.

Die Temperatur ist der Wärme-Zustand eines Körpers / eines Systems.

für technische Zwecke, wie z.B. das Heizen kann man von den brennbaren Stoffen den Heizwert und den Brennwert berechnen Der Heizwert H (auch unterer Heizwert Hu) gibt an, wieviel der bei der Verbrennung freiwer-den Energie lässt sich als Wärme(-menge) nutzen, ohne dass es zu Kondensationen von Verbrennungs-Produkten (hier Wasser) kommt. Der Brennwert Hs (kalorischer Brennwert od. oberer Heizwert Ho) ist dagegen die Wärme-menge, die bei der Verbrennung eines Stoffes und der anschließenden Abkühlung der Ver-brennungs-Produkte auf 25 °C einschließlich deren Kondensation freigesetzt wird. Bei exothermen Reaktionen ist der Brennwert der Absolut-Betrag der Standard-

Verbrennungs-Enthalpie VHo

beide Werte haben mit J / g (bzw. kJ / kg) die gleiche Einheit Der Heizwert von Wasser-freien Brennstoffen ist immer (deutlich) geringer, als deren Brenn-wert.


Aufgaben:

1. Berechnen Sie den Wirkungsgrad einer elektrischen Maschine, die mit 60

W*h elektrische Energie gespeist wird und rund 37 W*h Wärme- und Licht-

Energie abgibt!

2. Was versteht man unter einem Perpetuum mobile? Welche Arten gibt es?

Welche Maschinen werden z.B. als Perpetuum mobile vorgeschlagen? Set-

zen Sie sich mit der Möglichkeit der Realisierung und des andauernden Be-

triebes auseinander!


5.2.1. einfache Thermodynamik chemischer Reaktionen Die (chemische) Thermodynamik beschäftigt sich mit den energetischen Veränderungen, die während einer chemischen Reaktion auftreten. Dabei interessieren uns die Energien, die in den Stoffen drin stecken sowie die Energie-Mengen, die bei Reaktionen aufgenommen oder abgegeben werden. Die Thermodynamik ist keine leichte Kost. Schon der Begriff Energie stellt uns vor große Verständnis-Probleme. Wer hat sie schon mal gesehen oder beobachtet? Wir können ledig-lich ihre Wirkungen fühlen, beobachten und messen. Energie ist neben Raum, Zeit und Information einer der zentralen Begriffe in der Physik (Na-turwissenschaft). Hier ist es die Größe, die trotz aller Zeit-Abhängigkeiten der Naturgesetze unverändert bleibt (eine Art Inhaltsgröße). Definiert wir die Energie heute als abstrakte Größe zur Beschreibung von Veränderungen an und in Systemen. Energie kann nur umgewandelt werden. Es werden viele verschiedene Energieformen beschrieben, von denen:

potentielle Energie (Lage-Energie)

kinetische Energie (Bewegungs-Energie)

elektrische Energie

chemische Energie

thermische Energie (Wärme(-Energie)) zu den bedeuteten zählen. Vereinfacht – und populärer verständlich – wird Energie als das bezeichnet, was es einem System ermöglicht, Arbeit zu verrichten, Licht auszustrahlen, Wärme abzugeben, magenti-sche Felder aufzubauen usw. usf. Die diversen Energie-Unterschiede sind die Ursache vieler physikalischen Vorgänge. Es wird immer ein Ausgleich der Energie-Differenzen (Potentiale, Gradienten) angestrebt. Unter Normalbedingungen (300 K) ist z.B. die elektrische und die chemische Energie mit ei-ner der höchsten (organisiertesten / geordnetesten) Energieformen. Bei jeder Energie-Umwandlung entsteht immer mehr oder weniger Wärme. Wie wir noch sehen werden, kann aber die Wärme nicht wieder vollständig in eine andere Energie-Form umgewandelt werden. Deswegen wird die Wärme auch als eine niedrige Form der Energie betrachtet. Letztendlich wird nach unendlichen vielen Energie-Umwandlungen nur noch Wärme-Energie über blei-ben, die dann völlig gleichmäßig im Universum verteilt ist (Tendenz-Richtung aller Energie-Umwandlungen). Mittlerweile werden auch andere Theorien diskutiert, die nicht vom Wärme-Tod des Universums ausgehen. Die theoretische Physik hat hier noch ein riesiges Spielfeld. Als Formelzeichen verwenden wir für die Energie das E (seltener auch: W (Arbeit bzw. Wär-me)). Die genormte SI-Einheit ist das JOULE (Zeichen: J; gesprochen: dschuhl) nach dem Physiker James Prescott JOULE (1818 – 1889). Aus traditionellen Gründen kursieren und halten sich noch verschiedene andere Einheiten. Den Biologen, Chemikern und Trophologen liegt dabei besonders die Kalorie sehr nahe.


Umrechnungen und Namen weiterer Energie-Einheiten: Zeichen ausgeschrie-

ben gesprochen

Umrechnung(en) Zeichen ausgeschrie-ben gesprochen

Umrechnung(en)

Nm NEWTON Meter njutenmeter

1 Nm = 1 J erg erg

1 erg = 0,1 *10-6

J

Ws WATT Se-kunde wattsekunde

1 Ws = 1 J 1 kWh = 3,6 * 10

6 J

eV Elektronen VOLT elektronenvolt

1 eV = 1,6 * 10-19

J

cal CALORIE kalorie

1 cal = 4,187 J

Dass Energie nicht geschaffen oder vernichtet werden kann, haben wir schon gesagt. In der Physik wird dieser Sachverhalt durch den Energie-Erhaltungs-Satz beschrieben. Ganz an-ders als sonst üblich ist dieser Satz kein Gesetz. Der Energie-Erhaltungs-Satz (1. Hauptsatz der Thermodynamik) ist derzeit nicht beweisbar. Er gilt aber als der wichtigste Grundsatz der Naturwissenschaften. Bis heute ist aber noch kein einziger Verstoß gegen dieses Quasi-Gesetz beobachtet worden. Nach unserem derzeitigen Erkenntnisstand gilt es auch im ge-samten Universum. In einem Energie-Niveau-Schema (s.a. Abb. rechts) werden die ver-schiedenen Energie-Niveaus der reagierenden Stoffe sowie ev. Zwi-schen-Schritte / -Situationen dar-gestellt. Zu beachten ist dabei, dass ein Energie-Niveau-Schema niemals bei einer 0-Energie be-ginnt. Diesen Wert kann ein Stoff / ein chemisches System niemals erreichen oder besitzen. (Selbst in

der Physik ist das Erreichen einer 0-Energie für einen Stoff etc. nicht möglich.) Wir können somit auch praktisch nicht die genaue Energie ermitteln, die ein Stoff hat. Was aber möglich ist – und von der Physik zur Per-fektion gebracht wurde – ist die Ermittlung von Energie-Differenzen. Gibt ein Stoff Energie ab oder nimmt er sie auf, dann lässt sich das sehr genau feststel-len.

Energieniveau-Schema einer einfachen Reaktion

Bei den wenigsten Stoff-Kombinationen kommt es sofort zu einer Reaktion, wenn sie denn überhaupt möglich ist. Praktisch haben nur sehr wenige Teilchen die notwendige Energie um bestimmte Bindungen bei dem anderen Stoff aufzubrechen und einen aktivierten Komplex zu bilden. Die, für eine Reaktion notwendige, Energie wird Aktivierungs-Energie genannt. Ist die Aktivierungs-Energie nicht sehr hoch, dann werden relativ viele Teilchen die notwen-dige Energie für einen effektiven Zusammenstoß haben. Der gebildete Übergangs-Komplex aus beiden Reaktions-Partnern hat jetzt zwei Möglichkeiten. Beide Möglichkeiten sind zufäl-lig. In der ersten Möglichkeit wandelt sich der Übergangs-Komplex so um, dass die Reakti-ons-Produkte entstehen. Im anderen Fall trennt sich der Übergangs-Komplex wieder in die Ausgangs-Teilchen auf. Die Reaktion ist nicht vollzogen worden.


Je größer die Aktivierungs-Energie, umso weniger Teilchen haben genau diese Energie ( BOLTZMANN-Verteilung der Ener-gie). Im nebenstehenden Diagramm sieht man die jeweiligen Vertei-lungen der Teilchen nach BOLTZMANN für das Stickstoff-Molekül. Die Abszisse gibt die Geschwin-digkeit vor, für welche die vor-handenen Teilchen (mit eben ge-nau dieser Geschwindigkeit) ab-getragen wurden. Die Geschwindigkeit und die kine-tische Energie sind äquivalente Größen. Je größer die Geschwin-digkeit, umso größer ist auch die (kinetische) Energie des Teil-chens.

Abhängigkeit der Teilchenzahlen mit einer bestimmten

Bewegungs-Geschwindigkeit von der Temperatur Q: de.wikipedia.org (Kai11)

Nehmen wir nun an für eine Reaktion bräuchten die Stickstoff-Moleküle die Geschwindigkeit von 1‘500 m/s. Aus der schwarzen Kurve können wir ersehen, dass bei 0 °C (= 273 K) prak-tisch keine Teilchen mindestens diese Energie haben. Die Reaktion kann bei dieser Tempe-ratur also nicht stattfinden. Bei 250 °C (blaue Kurve) wird dieser Wert wenigstens von eini-gen – vielleicht auch nur ganz wenigen – Teilchen erreicht. Diese könnten reagieren. Nach und nach bekommen auch die anderen Teilchen durch normale Stöße mal die notwendige Energie und können sich dann ebenfalls umwandeln. Ganz anders sieht das bei 1‘000 °C aus. Nun haben alle Teilchen – rechts von der gedach-ten senkrechten Linie bei 1‘500 m/s – die notwendige Energie. Da werden deutlich mehr ef-fektive Zusammenstöße stattfinden und somit die Reaktion auch deutlich schneller ablaufen. Die Temperatur-Erhöhung ist eine der typischen Möglichkeiten die Aktivierungs-Energie zu erreichen.

Definition(en): Aktivierungs-Energie Die Aktivierungs-Energie ist der Energie-Wert, den Reaktionspartner haben müssen, um einen Übergangs-Komplex für eine chemische Reaktion zu bilden.

Die Aktivierungs-Energie ist die Energie-Barriere, die von den Partnern einer chemischen Reaktion überwunden werden muss, um die Reaktion vollziehen zu können.


Teilchen und betroffene Bindung

Aktivierungs-Energie

EA [kcal/mol]

EA [kJ/mol]

H – H 104 435

F – F 37 155

Cl – Cl 58 243

Br – Br 46 193

I – I 36 151

H3C – CH3 88 368

H2N – NH2 56 234

HO – OH 51 214

H3C – HgCH3 50 209

CH3–CH2 – CH2–CH3 87 364

(CH3)2CH – CH(CH3)2 78 327

C6H5–CH2 – CH2–C6H5 47 197

(CH3)3–CO – CO–(CH3)3 37 155

C6H5–COO – COO–C6H5 30 126

H3C–N=N – CH3 46 193

NC–C(CH3)2–N=N – C(CH3)2–CN 31 130

die hier notierten Aktivierungs-Energien für die homlytische Spaltung der markierten Bindung entsprechen den molaren Dissoziations-Energien


Recht intuitiv ist das folgende ein-fache Modell einer Reaktion. Ein Sportler hat auf seiner Seite einer Mauer ein Reservoir an Wurf-Objekten (Äpfel, Bälle, …). Diese stellen den umzuwandelnden Stoff dar. Befinden sich die Wurf-Objekte auf der anderen Seite der Mauer, dann sind sie in das Reak-tions-Produkt umgewandelt (z.B. sind die Äpfel jetzt matsch). Die Höhe der Mauer stellt die Aktivie-rungs-Energie dar. Wenn man davon ausgeht, dass der Werfer sich seine Kräfte gut einteilt, dann wird er mal das eine Wurf-Objekt gleich beim ersten Mal hinüberwerfen. Für andere braucht es mehrere Anläufe.

Modell einer einfachen Reaktion

Die Spitze der Mauer ist der Scheide-Punkt (Übergangs-Zustand), über den nur die Objekte mit der notwendigen Bewegungs-Energie kommen. Die schwächer geworfenen Objekte kommen wieder in den Bereich der Ausgangsstoffe zurück. Die Differenz der Elektronegativität zwischen den Atomen einer neu zu knüpfenden Bindung liefert eine ungefähre annähernde Information über die Größe der Bildungs-Energie (Reakti-ons-Energie). Je größer die Differenz, umso größer ist auch die frei-werdende Energie. Klei-ne Elektronegativitäts-Differenzen deuten auf kleine Reaktions-Energien hin. Hierbei kom-men sowohl Energie-Aufnahmen (endotherme Reaktionen) als auch Energie-Abgaben (exotherme

Reaktionen) in Frage.

Definition(en): Enthalpie

Die (Reaktions-)Enthalpie ( H) ist die Energie-Menge, die bei einer chemischen Reaktion

anfällt oder gebraucht wird, wenn ausschließlich Wärme-Energie zugeführt oder abgegeben wird. (Die chemische Reaktion muß so geführt werden, dass andere Energieformen kon-stant bleiben!) Es werden je nach Reaktions-Art verschiedene spezielle Enthalpien besprochen (z.B. Bil-dungs- Enthalpie, Reaktions- Enthalpie, Dissoziations- Enthalpie, Lösungs- Enthalpie, …)

Die Enthalpie ist die Differenz der Wärme-Energie-Inhalte (H) zweier Zustände eines Vor-gangs.

H = H [Reaktionsprodukte] - H [Ausgangsstoffe]

Definition(en): exotherme Reaktion Kommt es im Laufe einer chemischen Reaktion zu einer Energie-Abgabe, die sich als Wär-me-Energie beschreiben lässt, dann spricht von einer exothermen Reaktion.

Eine exotherme Reaktion ist durch die Abnahme der Enthalpie gekennzeichnet.


Definition(en): endotherme Reaktion Kommt es im Laufe einer chemischen Reaktion zu einer Energie-Aufnahme, die sich als Wärme-Energie beschreiben lässt, dann spricht von einer endothermen Reaktion.

Eine endotherme Reaktion ist durch die Zunahme der Enthalpie gekennzeichnet.

Definition(en): Bildungs-Enthalpie Die Bildungs-Enthalpie ist die Enthalphie, die bei der Bildung einer Verbindung aus den Elementen gebraucht oder freigesetzt wird. (Elemente haben eine Bildungs-Enthalpie von 0 kJ/mol.) Die Werte sind für Standard-Bedingungen tabelliert!

Erfasst man die Energie-Veränderungen bei einer chemischen Reaktion, dann spricht man

von der Reaktions-Energie RU, wenn während der Reaktion das Volumen konstant gehal-

ten wird. Hält man dagegen den Druck konstant, dann heißt die Energie-Veränderung Reak-

tions-Enthalpie RH.

In der Labor-orientierten Praxis und in den meisten Fällen auch in der freien Natur laufen chemische Reaktionen unter konstantem Druck (Athmosphären-Druck) ab, so dass übli-cherweise die Reaktions-Enthalpie gemessen wird.


5.2.2. weiterführende Thermodynamik chemischer Reaktionen


5.2.2.x. Ermittlung und Berechnung von Reaktions-Enthalpien Kalorimetrie

Satz von HESS Grundlage ist der Energie-Erhaltungs-Satz (0.Hauptsatz der Thermodynamik)

für den Fall, dass die gesamte Energie in Form von Wärme aufgenommen oder abgegeben wird (- also keine Arbeit verrichtet wird -) gilt:

Die Aufnahme bzw. Abgabe von Energie für einen beliebigen (chemischen) Vorgang ist un-abhängig von den eingeschlagenen Reaktions-Wegen im Betrag immer gleich. Die Energie der Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff ist immer gleich. Dabei ist es egal, in welcher Form die Reaktion abläuft oder in welcher Form die Energie frei wird. Läuft die gleiche Reaktion über mehrere Zwischen-Schritte ist der Gesamt-Wert am Schluss genau so groß, als wenn die Reaktion direkt abgelaufen wäre. Für die Oxidation von Wasserstoff kennen wir viele – scheinbar völlig andersartige – Abläufe, und trotzdem ist es immer die Reaktion:

2 H2 + O2 2 H2O ; RH =


Mal ist die einfache Knallgas-Probe als Quasi-Nachweis für Wasserstoff. Es kann aber auch das autogene Schweißen oder Brennen von Stahl sein. Die Brennstoff-Zelle basiert – zu mindestens, wenn Wasserstoff als Ausgangsstoff eingesetzt wird auf der obigen Gleichung. Und ganz im Stillen und bei gerade mal Körper-Temperatur läuft die Reaktion in unseren Zel-len in der Atmungskette ab und liefert die Energie ganz fein portioniert (als ATP) für alle un-sere körperlichen und geistigen Aktivitäten. Wird die Reaktion andersherum betrieben – z.B. bei der Elektrolyse des Wassers, dann wir genau der entgegengesetzte Energie-Betrag gebraucht. Häufig wird deshalb beim Satz von HESS auch vom HESSschen Kreislauf-Prozess gespro-chen. Im weitesten Sinne entspricht der oben dargestellte Vorgang mit seinem Alternativ-Weg einem Kreis. Die Reaktionen können hin- und her abgelaufen werden lassen, immer sind die Energie-Beträge der Veränderungen bzw. die Summen der Einzel-Energien von ab-wegigen Veränderungen gleich groß.


Aufgaben:

1. Gegeben sind die folgenden Reaktionen. Zur Ver-

einfachung gehen wir hier von Ein-Stoff-

Reaktionen aus.

A B ; RH = -4 kJ/mol

B C ; RH = 2,5 kJ/mol

C D ; RH = 7 kJ/mol

D E ; RH = -8,5 kJ/mol

Berechnen Sie die Reaktions-Enthalpie für die

theoretischen Reaktionen:

a) A C b) A D

c) A E d) B E

Prüfen Sie, ob Ihre berechneten Werte mit der graphischen Lösung überein-

stimmen!

2. Die Substanz F kann auf unterschiedlichen Wegen reagieren. Welche Reak-

tions-Enthalpie ist für die Reaktion I J zu erwarten? Geben Sie

eine graphische und eine rechnerische Lösung an!

F G ; RH = 5 kJ/mol

F I ; RH = -4 kJ/mol

G H ; RH = -3 kJ/mol

H J ; RH = 1,5 kJ/mol


3. Gegeben ist das nebenstehende Reaktions-Schema

und die Reaktions-Enthalpie für die Reaktion

K L mit -3 kJ/mol. Berechnen Sie die

Reaktions-Enthalpie für die folgenden Reaktionen:

a) B G b) B K

c) G M d) L B

4. Ist es möglich für eine theoretisch mögliche Reak-

tion A D eine Reaktions-Enthalpie zu

berechnen? Wenn ja, dann berechnen Sie diese,

ansonsten begründen Sie, warum dies nicht geht!

5. Kann man eine Reaktions-Enthalpie für die gleiche Reaktion berechnen,

wenn die folgenden geänderten Bedingungen bestehen?

A B ; RH = -80 kJ/mol

B C ; RH = 50 kJ/mol

C D ; RH = 140 kJ/mol

D E ; RH = -170 kJ/mol

B G ; RH = -225 kJ/mol

G K ; RH = 112,5 kJ/mol

K L ; RH = -75 kJ/mol

L M ; RH = 212,5 kJ/mol

Wenn ja, dann berechnen Sie diese, ansonsten begründen Sie, warum dies

nicht geht!


GIBBS-HELMHOLTZ-Gleichung

G .. freie Enthalpie (für Arbeit freie / nutzbare Enthalpie) H .. Gesamt-Enthalpie T .. Temperatur S .. Entropie

Definition(en): Entropie Entropie ist die physikalische (thermodynamische) Größe, die für beobachteten Makro-Zustand Aussagen über die möglichen Mikro-Zustände macht.

Die Entropie ist das Maß für die Unordnung.

Definition(en): freie Energie

Die freie Energie ist der Teil der Energie, die bei Energie-Umwandlungen in eine andere Form umgewandelt werden kann.

Definition(en): Information

Information ist eine der Entropie entgegengesetzte physikalische / thermodynamische Grö-ße.

Information ist Unwissenheit beim Empfänger.

Definition(en): exergonische Reaktion Nimmt im Laufe einer Reaktion die freie Enthalpie ab, dann heißt die Reaktion exergonisch. Exergonische Reaktionen laufen freiwillig ab.

Eine exergonische Reaktion ist durch die Abnahme der freien Enthalpie gekennzeichnet. Sie können Arbeit leisten bzw. Energie abgeben.

Definition(en): endergonische Reaktion Nimmt im Laufe einer Reaktion die freie Enthalpie zu, dann heißt die Reaktion endergonisch. Endergonische Reaktionen müssen (durch Arbeit / Energie-Zufuhr) erzwungen werden.

Eine endergonische Reaktion ist durch die Zunahme der freien Enthalpie gekennzeichnet.


exotherm endotherm

exergonisch freiwillig freiwillig

endergonisch erzwingbar erzwingbar

Enthalpie-Änderung

H

Entropie-Änderung

S

Temperatur T

Änderung der freien Enthalpie

G

Reaktion …

> 0 egal ≤0 exergonisch spontan / freiwillig < 0 Zunahme

exotherm < 0 klein / niedrig ≤0 exergonisch spontan / freiwillig

Abnahme groß / hoch ≥0 endergonisch erzwingbar

> 0 egal ≥0 endergonisch erzwingbar > 0 Zunahme

endotherm < 0 klein / niedrig ≥0 endergonisch erzwingbar

Abnahme groß / hoch ≤0 exergonisch spontan / freiwillig


alternative Formulierungen der thermodynamischen Hauptsätze:

HS Formulierung

0. Stehen zwei Systeme jeweils mit einem dritten im thermodynamischen Gleichgewicht, so stehen sie auch untereinander im Gleichgewicht.

1. Die Energie eines abgeschlossenen Systems ist konstant.

2. Thermische Energie ist nicht in beliebigem Maße in andere Energiearten umwandel-bar.

3. Der absolute Nullpunkt der Temperatur ist unerreichbar. Q: de.wikipedia.org

HS Formulierung

0.

1. Der Energieinhalt der Welt ist konstant.

2. Die Entropie der Welt strebt einem Maximum zu.

3. Q: Rudolf CLAUSIUS

HS Formulierung

0.

1. Die verrichtete Arbeit ist gleich der Differenz aus der zugeführten und der abgebenen Wärme-Energie.

2.

3. Q:

HS Formulierung

0.

1.

2.

1

21

T

TT

Q

QQ

Q

W

zu

abzu

zu

Energie lässt sich nur teilweise in Nicht-Wärme-Energie umwandeln. Es entsteht im-

mer Abwärme bei der Umwandlung. Der Nutzungsgrad einer Wärme-Maschine ist immer kleiner 1.

3. Q:

HS Formulierung

0.

1. Es kann kein Perpetuum mobile (1. Art) geben, dass mehr Energie bereitstellt als ihm (insgesamt) Energie zugeführt wurde.

2.

3. Q:

interessante Links: zum Thema und Begriff "Energie": (Prof. LESCH in der Sendung "alpha-Centauri" (BR ))

http://www.br-online.de/br-alpha/alpha-centauri/alpha-centauri-energie-2002-ID1208353667920.xml

http://www.br-online.de/br-alpha/alpha-centauri/alpha-centauri-energie-2002-ID1208353667920.xml


Aufgaben:

1.

2. Erstellen Sie ein MindMap zum Thema "chemische Reaktion aus energeti-

scher Sicht"!

3.


x. MAXWELL ersann folgendes Modell, das im Widerspruch zum 2. Haupt-

satz der Thermodynamik steht. In einem geteilten Raum befindet sich in der

Trennwand ein Fenster, dass von einem Dämon betätigt wird. Immer wenn

ein schnelles Teilchen ankommt, öffnet er das Fenster und lässt das Teil-

chen auf die andere Seite. Ähnlich, aber mit den langsamen Teilchen ver-

fährt er, wenn sie von der anderen Seite kommen. Somit sammeln sich auf

der einen Seite die langsamen Teilchen und auf der anderen die schnelleren.

Thermodynamisch gesehen steigt die Temperatur auf der einen Seite.

Wo liegt der Fehler im MAXWELLschen Dämonen-Modell? Begründen Sie

Ihre Meinung!

x. Erstellen Sie ein ConceptMap mit Hilfe eines Computer-Programms (z.B.:

CmapTools) zu den Eckthemen "chemische Reaktion" und "Energie"!


5.2.3. Katalyse

Definition(en): Katalyse

Definition(en): Katalysator (i.w.S.) Katalysatoren sind Stoffe, welche die Reaktions-Geschwindigkeit einer chemischen Reakti-on verändern und nach der Reaktion wieder unverbraucht vorliegen.

Definition(en): Katalysator (i.e.S.) / Aktivator Katalysatoren (im üblichen Sprachgebrauch) / Aktivatoren sind Stoffe, welche die Reaktions-Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion erhöhen und nach der Reaktion wieder unver-braucht vorliegen.

Aktivatoren sind Katalysatoren, welche die Reaktions-Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion erhöhen.

Definition(en): Hemmstoff Hemmstoffe sind Stoffe, welche die Reaktions-Geschwindigkeit (einer Ziel-Reaktion) verrin-gern und nach der Reaktion wieder unverbraucht vorliegen.

Hemmstoffe sind Katalysatoren, welche die Reaktions-Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion verringern.

katalysierte Reaktionen von Cohlenmonoxid und Wasserstoff

Katalysator (weitere) Reaktions-Bedingungen

Produkte

Cu- od. Zn-Cr-Katalysator 300 – 400 atm Ethanaol

Cu- od. Zn-Cr-Katalysator 300 – 400 atm; Alkali-Ionen höhere Alkohole

Ni-Katalysator 250 °C Ethansäure

Ni-Katalysator 250 °C; Normal-Druck Methan

Fe-, Ni-, Co-Katalysatoren 10 – 20 atm Benzin (Parafine, Olefine)

Ru-Katalysator 150 atm feste Parafine

Al-Th- bzw. Zn-Th-Katalysator

300 atm iso-Parafine


Aufgaben:

1. Erstellen Sie eine Gedankenkarte (Mind-Map od. ) zum Thema Katalyse!

2. Gegeben ist der folgende Ablauf einer Katalyse:

Ziel-Reaktion: M + N O + P ; RH= - x kJ/mol

Katalyse: N + H L L + M O + H + P

Skizzieren Sie das Energie-Niveau-Schema für den Fall, dass der Katalysa-

tor ein Hemmstoff ist! Diskutieren Sie die ev. verschiedenen Vorschläge Ih-

rer Lern-Gruppe!

3. Analysieren Sie die Tabelle der katalysierten Reaktionen von

Cohlenmonoxid und Wasserstoff! Warum bestimmt der Katalysator so ent-

scheidend über die Reaktions-Produkte mit? Geben Sie eine vollständige

Erklärung!

5.2.3.1. homogene Katalysen

Definition(en): homogene Katalyse Liegen Katalysator und Edukte in der gleichen Phase vor, dann spricht man von einer ho-mogenen Katalyse.

Reaktionen gebräuchliche Katalysatoren

Oxidationen V, V2O5, Ag, Cu, Fe2O3, MnO2, Ag2O, CuO

Hydrierungen Dehydrierungen

Pt, Pd, Ni, Co, Fe, Cu, auch deren Oxide RANEY-Metalle, versch. Oxide von Cr, Zn, V, W, Mo z.T. auf Al2O3 od. anderen Tonerden

Hydratisierungen Dehydratisierungen

Al2O3, dotirtes SiO2, Hydroxide, Phophate, TiO2, BeO, ZrO2, ZnO, Alumosilikate, Misch-Oxide

Isomerisierungen Cu, Ni, Hydroxide, Oxide von Al, Mo, Mg, Ca, Ba

Halogenierungen Fe-, Cu- u. Al-Halogenide, Phosphoerhalogenide, Iod

Kondensationen Al2O3, ThO2, WO3, Tonerden, CuSO4, AlCl3, Na2SO4, MgCl2, BF3-Alkalien

Cracken, Spaltung C-C und C-H bis C, H2 u. CH4

Pt, Ni, Cu

Cracken, Zerfalls- u. Kondensations-Produkte

AlCl3, FeCl3, ZnCl2, Cr2O3, Kohle, Al2O3

Cracken, Spaltung zu niederen Olefinen und Parafinen

Oxide u. Sulfide von Mo u. V

Polymersationen Al- u. Ti-Halogenide, Cr-Oxide Q: /23, S. 160/


5.2.3.2. heterogene Katalysen Mechanismus heterogener Katalysen

Andiffusion

der Ausgangsstoffe aus dem Umgebungsmedium an die Oberfläche des Katalysators (Zuwanderung)

Adsorption

aktive Anlagerung eines od. mehrerer Ausgangsstoffe an den Kataly-sator (Anhaftung)

Umsatz

der Ausgangsstoffe zu Reaktionsprodukten (chemische Reaktion) in der Adsorptions-Schicht

Desorption

der Reaktionsprodukte von der Katalysator-Oberfläche (Ablösung)

Abdiffusion

der Reaktionsprodukte in das Umgebungsmedium (Abwanderung)

Definition(en): heterogene Katalyse Liegen Katalysator und Edukte in der verschiedenen Phasen / Aggregatzuständen vor, dann spricht man von einer heterogenen Katalyse.


LANGMUIR-HINSHELWOOD-Mechanismus

LANGMUIR-HINSHELWOOD-Mechnismus

einer heterogenen Katalyse

RIDEAL-ELEY-Mechanismus

RIDEAL-ELEY-Mechnismus

einer heterogenen Katalyse


5.2.3.2.1. Ammoniak-Synthese

HABER-BOSCH-Verfahren Katalysator Fe mit verschiedenen Anteilen K2O u. Al2O3

geschwindigkeitsbestimmend

N2 + Kat Kat N=N Kat N2 N2(ads) N2(ads) + H(ads) N2H(ads)

N2H(ads) + H2(g) N2H3(ads)

N2H3(ads) + H2(g) N2H5(ads)

N2H5(ads) + H(ads) 2 NH3(g)

N2H5(ads) + ½ H2(g) 2 NH3(g)

Vorgänge am Katalysator Q: de.wikipedia.org (Muskid)


Energieniveaus der Katalyse Q: de.wikipedia.org (???)

HABER-BOSCH-Verfahren Q: de.wikipedia.org (Sven)

der eigentliche Katalysator (-Eisen (Ferrit)) entsteht erst während der Reaktion das Stoffgemisch auf den Katalysatorböden besteht aus Eisen(II,III)-oxid, Kaliumoxid, Calciumoxid, Aluminiumoxid und Siliciumoxid


5.2.3.3. Bio-Katalysen – Enzyme als Katalysatoren mikro-heterogene Katalysen Domäne der Biochemie ( Stoff- u. Energiewechsel; Ernährungslehre (Stoff- und Energie-wechsel))

Enzym-Klasse Reaktions-Spektrum Beispiele, …

1. Oxireduktasen (Oxidoreduktasen)

Übertragung von H …

direkt auf O ( Oxidasen)

auf org. Akzeptoren ( Dehyd-rogenasen)

(Übertragung von Elekronen)

2. Transferasen Übertragung von Molekül-Gruppen z.B.:

-CH3 ( Methyltransferasen)

-H2PO4 ( Phosphotransfera-sen)

-NH2 (Aminotransferasen)

3. Hydrolasen hydrolytische Spaltung von …

C–O-Bindungen ( Glycosid-hydrolasen; Ester(hydro)lasen)

C–N-Bindungen ( Peptidhy-drolasen)

4. Lyasen Spaltung von …

C–C-Bindungen ( )

C–N-Bindungen ( )

C–O-Bindungen ( )

C–S-Bindungen ( )

C–Halogen-Bindungen ( )

5. Isomerasen Überführung optisch aktiver Substrate in Racemate ( Racemerasen)

cis-trans-Umlagerungen ( cis-trans-Isomerasen)

Umlagerungen an der CO-Gruppe von Monosacchariden ( Epimerasen)

6. Ligasen (Synthetasen) Knüpfen neuer Bindungen

Definition(en): Bio-Katalyse Bio-Katalysen sind solche chemischen Reaktionen, die unter Anwesenheit von Enzymen – zumeist in (biologischen) Zellen – ablaufen.


Definition(en): Bio-Katalysatoren = Enzyme Enzyme sind katalytisch wirkende Proteine. Sie ermöglichen die Durchführung von be-stimmten chemischen Reaktionen / Abläufen und normalen Zell-Bedingungen (Körper-

Temperatur bzw. Temperaturen zwischen üblicherweise 0 bis 50 °C; wässriges Milieu; pH-Wert neutral bis sau-

er, selten basisch; kleine Energie-Portionen (z.B. ATP)).

Biokatalysen vorrangig von den folgenden Faktoren abhängig:

Temperatur

pH-Wert

Substrat-Konzentration

Enzym-Konzentration

Aktivatoren, Inhibitoren (Hemmstoffe), Gifte, Medikamente, …

Strahlung


5.3. die Kinetik chemischer Reaktionen

5.3.1. einfache Kinetik chemischer Reaktionen offensichtlich gibt es verschieden schnelle chemische Reaktionen

als Einteilungs-Kriterium wird die Halbwertszeit ½ benutzt (Erklärung zu der Größe folgt!)

sehr schnell sind (½0,000.000.000.1 – 1 s):

Detonationen (Sprengstoff-Reaktionen)

Fällungs-Reaktionen (½0,000.1 s)

Neutralisationen (½0,000.000.1 – 0,000.000.000.1 s)

Bildung von Wasserstoff-Brücken

schnelle Reaktionen sind (½1 s – 1 min):

biochemische Reaktionen (½1 s)

Redox-Reaktionen

als mäßig schnell betrachtet man (½1 – 100 min):

technische Reaktionen (mit Katalysatoren und unter speziellen Bedingungen)

(½0,01 – 1 min)

mäßig langsam laufen z.B. ab (½1 -100 h):

Hydrolyse von Fetten und Estern (½1 h)

langsam laufen z.B. ab (½1 – 100 d):

Verderb von Lebensmittel

sehr langsam laufen z.B. ab (½1 – 1.000 a):

Korrosion / Rosten von Metallen

extrem langsam (½10.000 – 1.000.000 a):

geochemische Vorgänge (laufen in 10.000 bis 1.000.000 Jahren ab)

gewissermaßen gar nicht reagieren (½1.000.000 – 1.000.000.000 a):

Wasserstoff und Iod (benötigen ein Zehntel des Alters des Universums) in einer ersten Vermutung könnte man die thermodynamischen Verhältnisse für die unter-schiedlichen Geschwindigkeiten verantwortlich machen wollen wenn der Energie-Gewinn besonders hoch (stark exotherme / stark exergone Reaktion), dann sollte doch die Reaktion besonders intensiv und vielleicht auch schnell ablaufen endotherme (endergone) Reaktionen müssten demnach (besonders) langsam ablaufen dies trifft aber kaum allgemein zu


gegen die These spricht auch, dass Reaktionen unter dem Einfluß von Katalysatoren deut-lich schneller oder eben langsamer verlaufen, obwohl der gleiche Energie-Betrag umgesetzt wird ( Satz von HESS) es muss scheinbar andere Effekte geben, welche die Reaktions-Geschwindigkeit beeinflus-sen dazu gehören:

die Strukturen der beteiligten Stoffe (sterische Behinderungen an den Reaktions-Orten)

Energien, die in speziellen Bewegungen enthalten sind (Rotationen, Schwingungen, …)

Potential-Felder (COULOMB-Wechselwirkungen, LONDON-Kräfte, …)

Der Zweig der Chemie, der sich mit den Reaktions-Abläufen und –Geschwindigkeiten be-schäftigt, wird Kinetik genannt. Hier ist auch der deutlich Bezug zur Physik mit seinen Abläu-fen und Bewegungen (einschließlich Geschwindigkeiten) zu erkennen.


5.3.1. die Reaktions-Geschwindigkeit wie wir bei der Stoß-Theorie schon gesehen haben, ist der Verlauf von chemischen Reaktio-nen von der Anzahl der verfügbaren Teilchen und deren Verteilung im Raum abhängig als verbindende Größe von Teilchen-Anzahl und Raum hat sich die Konzentration c einge-bürgert

c .. Konzentration [mol/l] n .. Stoffmenge [mol] (1 mol = 6,022*10

23 Teilchen)

V .. Volumen [l]

Reaktionsgeschwindigkeit RG oder v, wegen Verwechslungsgefahr mit Volumen V hier mit RG abgekürzt und als Formelzeichen verwendet

in Anlehnung an die Geschwindigkeit aus der Physik (

, Geschwindigkeit ist der Quotient aus

geschafftem Weg innerhalb einer bestimmten Zeit) ist die Reaktionsgeschwindigkeit durch:

RG .. Reaktionsgeschwindigkeit

c .. Konzentrationsänderung

t .. Zeitdifferenz (abgelaufene Zeit, Zeitänderung)

definiert, was in dem Sinne auch einem Schaffen / dem Umsatz an Stoff innerhalb einer be-stimmten Zeit entspricht. Alternativ kann man statt der Konzentration auch die Teilchenzahl einsetzen. Dabei darf aber keine Volumen-Veränderung bei der Reaktion eintreten.

bei V=const.


n .. Änderung der Teilchenzahl

t .. Zeitdifferenz (abgelaufene Zeit, Zeitänderung) V .. Volumen

Hat man es mit einer Reaktion zu tun, die z.B. ein Gas bildet bzw. aus dem Reaktions-Raum entzieht, dann kann auch mit Volumenveränderungen bei der Ermittlung der Reaktions-Geschwindigkeit gearbeitet werden.


V .. Volumenänderung

t .. Zeitdifferenz (abgelaufene Zeit, Zeitänderung)

Mit diesen Formeln lässt sich die Durchschnitts-Geschwindigkeit für einen Zeitraum berech-nen. Graphisch entspricht die Durchschnitts-Geschwindigkeit der Stei-gung der Gerade (Sekan-te bezüglich der Kurve) zwischen den beiden Messpunkten. Mathematisch ist die Be-rechnung von Geraden – ihres Anstieges und des Schnittpunktes auf der y-Achse - ein relativ einfa-ches Verfahren.


RG .. Reaktionsgeschwindigkeit cx .. Konzentration zum Zeitpunkt x / am Meßpunkt x tx .. Zeitpunkt x / Meßzeitpunkt x

Reaktionsgeschwindigkeit für den Umsatz der Ausgangsstoffe besitzt negatives Vorzeichen (da c1 größer als c2 ist, ergibt sich negative Differenz) Betrachtung für die Reaktionsprodukte

Bei der Betrachtung der Reaktions-Geschwindigkeit aus der Sicht der Reaktionsprodukte muß aber beachtet werden, dass jetzt eine Zunahme der Konzentration auftritt und somit die Reaktionsgeschwindigkeit einen positiven Wert erhält.

Definition(en): Reaktions-Geschwindigkeit (Durchschnitts-Geschwindigkeit) Die Durchschnitts-Geschwindigkeit einer Reaktion beschreibt den gemittelten Stoff-Umsatz innerhalb eines bestimmten Zeit-Abschnittes.

von der Durchschnitts-Geschwindigkeit zur Momentan-Geschwindigkeit

Durch Verkleinern der Zeitabschnitte gelangen wir zur theoretischen Situation, dass die Zeit-differenz gleich Null wird:


Dadurch wird aus der Se-kante eine Tangente. Praktisch bedeutet dieses, dass wir statt der Durch-schnitts-Geschwindigkeit nun eine Momentan-Geschwindigkeit genau für den Berechnungszeit-punkt erhalten. Die Momentan-Geschwin-digkeit lässt sich nicht messen – nur berechnen.

Unter Anwendung der Regeln und Verfahren der Differential-Rechnung kommen wir zur Berech-nungs-Formel:

Reaktions-Geschwindigkeits-Konstante k Durch Experimente lässt sich feststellen, von welchen Faktoren die Reaktions-Geschwindigkeit abhängig ist. Neben den Umgebungs-Bedingungen, wie Temperatur, Druck, Licht usw. interessieren vor allem die inneren System-Zusammenhänge. Aus den oben besprochenen Sachverhalten können wir schon voraussagen, dass die eine oder ande-re chemische Reaktion auch von der Konzentration der Stoffe abhängig sein wird. Bei unserer Beispiel-Reaktion: A + B C + D wird man feststellen, dass die Reaktions-Geschwindigkeit sowohl von der Konzentration des Stoffes A, wie auch von der des Stoffes B abhängig ist. od. auch

od. auch Die genaue Untersuchung ergibt auch die gemeinsame Abhängig von beiden Konzentratio-nen: od. auch


Wie aus der Physik bekannt, suchen wir nun einen Proportionalitäts-Faktor, der die beiden Seiten des Zusammenhanges zu einer Gleichung verbindet:

Dieser Faktor erhält traditionell zuerst einmal die Bezeichnung k und wird ev. durch eine Stoff-spezifische bzw. Reaktions-spezifische Größe ersetzt. Eine gemeinsame Abhängigkeit von den Teilchenzahlen von A und B können wir schon bei Benutzen der Erkenntnisse aus der Stoß-Theorie ( 5.1.1. die Stoß-Theorie) schließen. Dort haben wir die gegenseitige Beeinflussung mit einfachen Zahlenspielen darstellen können. Der Faktor k ist mindestens abhängig vom Anteil geeigneter (z.B. heteromolekularer Zu-sammenstöße) und vom Anteil effektiver Stöße (Überschreitung der Aktivierungs-Energie). Die Werte für k lassen sich tabellarisch erfassen. Dazu hat man sich bei den Umgebungsbe-dingungen hinsichtlich der Temperatur auf 25 °C (298 K) und einem (Luft-)Druck von 1 at (1013,25 hPa = 1013 mmHg = 760 Torr = 760 mmWS = 1 bar) festgelegt. Man nennt diese deshalb auch Standard-Bedingungen. Abweichende Werte müssen extra angegeben wer-den. Das ist z.B. für Reaktionen notwendig, die z.B. bei Zimmer-Temperatur praktisch gar nicht ablaufen.

die Momentan-Geschwindigkeit

im Verlauf verändert sich die Geschwindigkeit einer Reaktion aufgrund der veränderlichen Teilchen-Zahlen sind mehr Teilchen vorhanden, dann können auch mehr effektive Zusammenstöße stattfin-den und umgekehrt damit sind genaue Werte für Reaktions-Geschwindigkeit nicht möglich, es werden mehr Durchschnitts-Werte berechnet, als konkrete Reaktions-Geschwindigkeiten aus der Mathematik kennen wir die Möglichkeit den momentanen Anstieg einer Funktion über die Differential-Gleichung zu erschließen desweiteren möchten wir den genauen Wert von k, der Geschwindigkeits-Konstanten ermit-teln

Definition(en): Reaktions-Geschwindigkeit (Momentan-Geschwindigkeit) Die Momentan-Geschwindigkeit einer Reaktion ist der Stoffumsatz zu / in einem bestimmten Zeitpunkt.

Problem der Messung der Reaktions-Geschwindigkeit je länger die Messung dauert, umso mehr handelt es sich bei der gemessenen und berech-neten Geschwindigkeit dann um eine Durchschnitts-Geschwindigkeit Zur Ermittlung der Reaktions-Geschwindigkeit eignen sich statische oder dynamische Ver-fahren / Meß-Anordnungen


statische Verfahren / Meß-Anordnungen Das Reaktions-Gemisch befindet sich in einem geeigneten, temperierten (z.B. 298 K) Reak-tions-Gefäß. In festgelegten Zeit-Abschnitten werden entweder kleine Stoff-Proben entnom-men oder das gesamte Stoff-Gemisch quantitativ analysiert. Zur Verfolgung einer Reaktion (z.B. für die fortlaufende Beobachtung der Gesamt-Menge) eignen sich z.B. partielle Gas-Drücke, die elektrische Leitfähigkeit, die Licht-Durchlässigkeit (Absorption), die Wärme-Leitfähigkeit und / oder das Volumen. Viele Größen lassen sich auch kontinuierlich verfolgen, was die Meß-Genauigkeit deutlich verbessert. Die statischen Verfahren eignen sich vor allem für langsamere Reaktionen. Bei zeitlich aufwendigeren Analysen kann die Probe durch geeignete Verfahren “fixiert“ wer-den, damit sie nicht weiter reagiert. Dazu kann man z.B. tiefe Temperaturen, starke Verdün-nungen oder Fixiermittel nutzen. Die überschüssig zugesetzten Fixiermittel reagieren meist nur mit einem der Reaktions-Partner und der andere kann dann meßtechnisch erfasst wer-den.

dynamische Verfahren / Meß-Anordnung Bei den dynamischen Verfahren strömt das Reaktions-Gemisch an der Meß-Einrichtung vor-bei. Hier wir direkt oder indirekt die Konzentration eines oder mehrerer Reaktions-Partner erfasst. Sind mehrere Meß-Einrichtungen in einem Röhren-artigen Reaktions-Gefäß über die Länge verteilt, dann lässt sich die Veränderung quasi simultan erfassen. Gibt es nur eine Meß-Einrichtung (z.B. am Rohr-Ende), dann lassen sich durch Variation der Strömungs-Geschwindigkeit verschiedene Reaktions-Zeitpunkte erfassen.


Methode der Anfangsgeschwindigkeit Da die Verfolgung von Konzentrationen oder Stoffmengen bzw. Massen während einer chemischen Reaktion problematisch ist – man würde einfach zu stark und zu häufig in das Geschehen eingreifen – versucht man die Reaktion in ihrem Anfangs-Stadium zu beobach-ten. Das hat den Vorteil, dass man vor dem Reaktionsablauf alle Stoff-Meßgrößen (Stoffmengen usw.) in Ruhe bestimmen kann. Günstig ist auch das Fehlen von Reaktions-Produkten, die schon durch ihre Anwesenheit (aber auch durch ev. Rück-Reaktionen) den Reaktions-Verlauf behindern würden.

Dann läßt man die Reaktion ab-laufen. Nach einer bestimmten Zeit unterbricht man dann die Reaktion und vermisst neu. Da zum Beginn einer Reaktion die Veränderungen besonders deutlich sind, hat man hier auch beste Meßbedingungen. Ein weiterer Vorteil der fast gleich-mäßige (lineare) Verlauf der Reaktions-Geschwindigkeit in der Anfangsphase der Reakti-on. Zumindestens kann man von einem linearen Verlauf ausgehen, muss aber einen gewissen Fehler akzeptieren. Dadurch lassen sich einfachste mathematische Methoden zur Auswertung heranziehen. Geht man von unterschiedli-chen Ausgangs-Konzentratio-nen aus, dann kann man nach und nach die Meßpunkte für die Gesamt-Reaktion ergänzen. Statt also die Reaktion zu un-terbrechen oder laufend zu ver-folgen, startet man die Reaktion


für "jede" Konzentration einfach neu. Durch Kombination aller Meß- und Berechnungs-Werte kommt man dann zu einem Dia-gramm, dass schon sehr exakt den gesamten Reaktions-Verlauf darstellt.

Halbwert-Zeit t½ bzw. ½

Definition(en): Halbwert-Zeit Die Halbwertzeit ist die Zeit-Einheit, in der sich die Hälfte der Teilchen der Ausgangs-Stoffe umgesetzt hat.


5.3.1.1. Reaktionsordnung Wenn man bestimmte chemische Reaktionen in ihren Gleichungen betrachtet und auf sie die Stoß-Theorie anwendet, dann müssen scheinbar eine große Zahl von Teilchen gleichzeitig miteinander zusammentreffen, um die Reaktion ablaufen zu lassen. Dies wird auch durch die Berechnungen der Reaktions-Geschwindigkeit und der Geschwindigkeits-Konstanten sugge-riert. Da gehen die Konzentrationen zur x-ten Potenz ein, wenn der Stoff mit mehr als einem Mol in der Gleichung steht. Nehmen wir kurz das Beispiel der Ammoniak-Synthese: N2 + 3 H2 2 NH3 Es schaut so aus, als müsste sich ein Stickstoff-Molekül mit genau drei Wasserstoff-Molekülen treffen, um zwei Ammoniak-Moleküle zu bilden. Die Reaktion müsste entspre-chend von allen Konzentrationen der gleichzeitig "zusammenstoßenden" Stoffe abhängig sein. Die Reaktions-Geschwindigkeit ergäbe sich also nach der Formel:

Praktisch stellen sich aber ganz andere Verhältnisse heraus. Da liegt man mit der Formel:

weitaus besser. Scheinbar reichen schon die Kontakte von zwei Teilchen (Stickstoff und Wasserstoff) aus, um die Reaktion kinetisch zu beschreiben. Der Widerspruch lässt sich klären, wenn man sich vergegenwärtigt, dass Reaktionen im De-tail ganz anders ablaufen. Zuerst treffen sich die ersten Teilchen, reagieren zu einem Zwi-schen-Produkt, was dann mit dem nächsten Teilchen reagiert. Dieses Teilchen könnte das Reaktions-Produkt sein oder wieder nur ein Zwischen-Produkt, was noch weiter reagieren muss. scheinbar komplizierte Reaktionen bestehen immer aus kleineren Teil-Reaktionen (Reakti-ons-Schritte, Elementar-Reaktionen) nur einige (wenige) dieser Teilschritte bestimmen dann wirklich über die Geschwindigkeit der Gesamt-Reaktion, und nur von den Konzentrationen der an diesen Teil-Reaktionen beteilig-ten Stoffe ist die Gesamt-Geschwindigkeit der Reaktion insgesamt wirklich abhängig, die an-deren Teil-Reaktionen laufen meist nicht Zeit-kritisch ab. z.B. wenn eine Reaktion unter Beteiligung von Wasser verläuft, dann ist / müsste diese Re-aktion von der Menge des Wassers abhängig sein; spielt sich die Reaktion real in einer wässrigen Lösung ab, dann ist Wasser praktisch immer vorhanden; seine Menge spielt dann keine Rolle mehr

Definition(en): Reaktions-Ordnung Die Reaktions-Ordnung beschreibt die Anzahl von Teilchen, die für den Ablauf einer Reakti-on zusammenkommen müssen.

Definition(en): Molekularität einer Reaktion Die Reaktions-Ordnung beschreibt die Anzahl von Teilchen / Molekülen, die für den Ablauf des Geschwindigkeits-bestimmenden Schrittes einer Reaktion notwendig sind.


Reaktion 0. Ordnung

z.B. photochemische Reaktionen

A B Reaktions-Geschwindigkeit ist nicht von Konzentration des (Ausgangs-)Stoffes abhängig. “Zeitgesetz 0.Ordnung“

Reaktionsge-schwindigkeit

Konzentration

Reak. 0. Ord. Reak. 1. Ord. Reak. 2. Ord. Reak. 3. Ord.


Reaktion 1. Ordnung

katalytische und radioaktive Zerfalls-Prozesse monomolekulare Reaktion A B A B + C Reaktions-Geschwindigkeit ist von Konzentration des Ausgangs-Stoffes abhängig. es gilt üblicherweise das Zeitgesetz 1. Ordnung: die Reaktions-Geschwindigkeit und die Konzentration eines Reaktanten verhalten sich pro-portional zueinander

Reaktion 2. Ordnung

häufigster Fall in der Chemie bimolekularere Reaktion A + B C A + B C + D A + B C + D + E od. nur für A: bzw. nur für B:

Reaktions-Geschwindigkeit ist von den Konzentrationen beider Ausgangs-Stoffe abhängig. bei Reaktionen mit mehr als zwei Reaktions-Partnern dominiert meist ein Einzel-Schritt ( Elementar-Reaktion) den gesamten Reaktions-Verlauf. Meß-technisch wird dann genau die-se Elementar-Reaktion primär erfasst. Die anderen Reaktionen sind üblicherweise so schnell, dass sie das Geschehen kaum beeinflussen. es gilt üblicherweise das Zeitgesetz 2. Ordnung: die Reaktions-Geschwindigkeit und das Quadrat der Konzentration eines Reaktanten bzw. dem Produkt beider Reaktanten verhalten sich proportional zueinander es besteht ein linearer Zusammenhang zwischen der Zeit und dem Logarithmus der Kon-zentration eines Reaktanten


Reaktion 3. Ordnung

trimolekulare Reaktion sehr selten Grundtypen: 3 A … 2 A + B … A + B + C … A + B + C D A + B + C D + E A + B + C D + E + F A + B + C D + E + F + G od. bzw. für B:.

aber auch möglich od.

od.

od.

Reaktions-Geschwindigkeit ist von den Konzentrationen aller drei Ausgangs-Stoffe abhängig. Beispiele für trimolekulare Reaktionen:

2 NO + O2 2 NO2 2 NO + Br2 2 NOBr 2 NO + Cl2 2 NOCl

Reaktionen höherer Ordnung

praktisch kaum möglich, meist verstecken sich dahinter mehrschrittige Reaktionen, die u.U. noch nicht zerlegbar sind bzw. zeitlich so "ungünstig" ablaufen, dass sie schlecht in ihren Ab-läufen nachvollziehbar bzw. beobachtbar sind z.B. bei der Kombination einer sehr langsamen mit einer sehr schnellen Teil-Reaktion wenn die langsame Reaktion dann mal wirklich abgelaufen ist, schließt sich unmittelbar so-fort die schnelle an, das Zwischen-Produkt der sehr langsamen Reaktion ist nicht erfassbar, weil es von der sehr schnellen – praktisch sofort – weiter umgesetzt wird


Bestimmung der Reaktions-Ordnung

allgemein gilt:

n … Reaktionsordnung


Ord. Zeitgesetz integrierte Form Halbwertzeit Einheit von k

0

mol / s

1

1 / s

2

1 / (mol s)

3

1 / (mol2 s)

n

1 / (moln-1 s)


Gleichgewichte

mit Ausnahme photochemischer und radioaktiver Vorgänge sind die meisten chemischen Reaktionen umkehrbar es kann aber sein, dass die Rück-Reaktion so selten oder so energetisch ungünstig abläuft, dass diese dann nicht mehr beobachtbar ist; auch sterische Sachverhalte können gegen ei-ne Rück-Reaktion sprechen, z.B. wenn ein Reaktions-Produkt aus dem Reaktions-Gefäß entweichen kann (z.B. ein gebildetes Gas), dann steht es u.U. nicht mehr für die Rück-Reaktion zur Verfügung

H2CO3 H2O + CO2 in der geschlossen Selters-Flasche

H2CO3 H2O + CO2 bei einer geöffneten Flasche; CO2 kann entweichen und steht nicht mehr für die Rückreaktion zur Verfügung


5.3.1.2. Abhängigkeit der Reaktions-Geschwindigkeit gerichteter Reakti-

onen Gerichtete Reaktion – also Reaktionen ohne Rück-Reaktion – sind ein theoretisches Gebil-de. Bis auf wenige Reaktion (z.B. photo-chemische Vorgänge) sind alle Reaktionen umkehr-bar, d.h. es gibt auch eine Rück-Reaktion. In vielen Fällen spielt die Rück-Reaktion aber ein-fach keine Rolle – es scheint so, als wäre die Reaktion gerichtet. In den folgenden Betrach-tungen gehen wir zuerst einmal von gerichteten Reaktionen aus, um uns die Grundzusam-menhänge zu gegenwärtigen. Mit diesen Erkenntnisse können wir uns dann an die chemi-schen Gleichgewichte machen ( 5.3.2. das chemische Gleichgewicht bzw. 5.3.2.x. Abhän-gigkeit und Beeinflussung des chemischen Gleichgewichtes).

Konzentrations-Abhängigkeit Zum Klären des Einflusses der Konzentration auf den Reaktions-Ablauf haben wir schon verschiedene Aspekte kennengelernt. Die Stoß-Theorie hat uns gezeigt, dass die Teilchen-Anzahl und das Verhältnis der Teilchen zueinander die Häufigkeit der effektiven Stöße be-einflusst. Diese Häufigkeit hat einen direkten Einfluss auf die Reaktions-Geschwindigkeit. Deren Berechnung wiederum stellt ja auch einen proportionalen Zusammenhang von effekti-ven Stoff-Kontakten in einer Zeit-Einheit her:

Aber auch ohne tiefgreifende mathematische Berechnungen kann man sich aus den schon beschriebenen Zusammenhängen und beobachteten Phänomenen ein gutes Regelwerk zu-sammenstellen. A + B C + D Gibt man zu einer chemischen Reaktion mehr Ausgangsstoffe, dann werden sich auch mehr Reaktionsprodukte bilden. Es können sich einfach mehr Teilchen treffen und dann auch um-setzen. Vor unseren Betrachtungen in der Stoß-Theorie wissen wir auch, dass auch schon ausreicht, wenn man nur einen Stoff in der Konzentration / der Menge erhöht. Auch hier-durch steigt die Chance auf mehr Zusammenstöße mit anderen Teilchen und damit wiede-rum der Stoffumsatz.

Wirkung Erhöhung der Konzentration

C

und D

A + B C + D

A

und / oder

B

Zufuhr / Erhöhung der Konzentration

Ursache


Auch über die Entnahme von C und / oder D lässt sich die Reaktions-Geschwindigkeit zu-gunsten des Umsatzes von A und B erhöhen. Dies passiert indirekt dadurch, dass die gebil-deten Teilchen von C und D nicht behindernd zwischen den Teilchen der Ausgangsstoffe herumliegen. Die Ausgangsstoffe können sich praktisch ungehindert treffen.

Wirkung Erhöhung der Ausbeute

C

und D

A + B C + D

A

und

B

C

und

D Erhöhung der relativen Konzentration Verringerung der Konzentration // Entnahme

Folge Ursache

Während die Zugabe von Ausgangsstoffen (bei ausreichend großen Reaktions-Gefäßen) kein prakti-sches Problem darstellt, muss man bei der Entnahme der Reaktionsprodukte zumeist ir-gendwelche Abtrenn-Verfahren anwenden. In vielen Reaktionen hilft die Natur der Sache schon ausreichend mit. Man denke an Reaktionen, bei denen sich (aus Flüssigkeiten und / oder

Feststoffen) Gase bilden. Andere günstige Reaktionen laufen unter dem Absetzen eines Stof-fes (Roheisen-Herstellung, Fällungs-Reaktionen) ab. Die technische Chemie hat hier die verschiedensten Verfahren entwickelt, so dass kaum ein Stoff-Gemisch nicht effektiv ge-trennt werden kann. Selbst Gemische, die der Inbegriff von Nicht-Trennbarkeit sind (z.B. azeot-

rope Gemische, wie Ethanol und Wasser) lassen sich dann doch durch einen cleveren Trick ausei-nanderbringen (Zusatz eines Schlepp-Mittels).

Temperatur-Abhängigkeit VAN'T-HOFFsche Regel / RGT-Regel (ReaktionsGeschwindigkeits-Temperatur-Regel) Steigert man die Temperatur um 10 K (früher: 10 grd), dann erhöht sich die Reaktions-Geschwindigkeit zumeist um das zwei- bis dreifache. In seltenen Fällen kann die Geschwin-digkeit bis zum zehnfachen steigen. alternativ: Steigt die Temperatur einer Reaktion um 10 K, dann drittelt bis halbiert sich zu-meist die Reaktionszeit. In seltenen Fällen kann die Reaktionszeit auch nur noch ein Zehntel betragen. Q10-Wert: Verhältnis der Reaktionsgeschwindigkeit bei Temperaturveränderung um 10 K

T

K

T

TT

RG

RGQ

10

10

Definition(en): Reaktions-Geschwindigkeit-Temperatur-Regel (RGT-Regel) VAN'T HOFFsche Regel Erhöht man die Temperatur um 10 K (10 grd), dann erhöht sich die Reaktions-Geschwindigkeit einer Reaktion (durchschnittlich) um das Zwei- bis Drei-fache. Selten kann die Geschwindigkeits-Erhöhung auch bis zum Zehn-fachen betragen.


Mit Hilfe eines Energie-Schemas können wir den Reaktions-fördernden Effekt einer Temperatur-Erhöhung auch gut erklären. Um die Temperatur-Erhöhung zu er-reichen, muss den Ausgangsstoffen Energie zugeführt worden sein. Dies wird in einem erhöhten Energie-Niveau sichtbar. Das ursprüngliche Energie-Niveau ist für Standard-Bedingungen (T=25 °C = 298 K; p=101,325 kPa = 1 atm) festgelegt. Durch den höheren Energie-Level nach der Temperatur-Erhöhung ha-ben nun mehr Teilchen die notwendi-ge Aktivierungs-Energie (s.a. MAX-WELL-BOLTZMANN-Diagramm Wärme-Bewegung der Teilchen (BROWNsche Molekular-Bewegung)), um die Reaktion auszuführen. Mit an-deren Worten für Cohlenstoff und Sauerstoff ist es nun leichter über den Berg zu kommen als vorher. Mehr Teilchen, die reagieren können, bedeuten eine größere Reaktions-Geschwindigkeit für sonst vergleich-bare Bedingungen.

0

0,5

1

1,5

2

2,5

0 100 200 300 400 500 600 700 800 900 1000

Teilchen-Anzahl [%]

Teilchen-Geschwindigkeit [m/s]

T=298K

T=398K

Aktivierungs-Energie einer Reaktion


Druck-Abhängigkeit praktisch sind nur Reaktionen, die mit Volumen-Veränderungen verbunden sind, auch für die Einflussnahme durch Druck empfindlich dies trifft immer dann zu, wenn Gase gebildet oder aus Ausgangsstoff(e) verbraucht werden bei Flüssigkeiten und Feststoffen bewirken Drücke kaum effektive Volumen-Veränderungen; damit ändert sich auch die Konzentration nur geringfügig in den meisten Betrachtungen kann man auch die Volumina von Flüssigkeiten und Feststof-fen vernachlässigen, da diese im Vergleich zu Gas-Volumen minimal sind Im Prinzip handelt es sich um eine Beeinflussung der Konzentration, da die Teilchen bei Druck-Erhöhung einfach dichter liegen und damit die Chancen für Teilchen-Kontakte steigen

Vergleich der molaren Volumen von Feststoffen, Flüssigkeiten und Gasen (schematisch)

<

<<

Feststoff Flüssigkeit Gas


Stoff Symbol /

Formel Dichte [kg/l]

molares Volumen [l/mol]

Molarität [mol/l]

Aluminium Al 2,7

Ammoniak (g) NH3 0,000.77 22,4 0,0446

Blei Pb 11,34

Cohlenstoff (Graphit) C

Cohlen(stoff)dioxid CO2 0,001.98 22,4 0,0446

Cohlen(stoff)monoxid CO 0,001.25 22,4 0,0446

Eisen Fe 7,86

Gold Au 19,3

Platin Pt 21,45

Phosphor (weiß) P 1,82

Sauerstoff O2 0,001.43 22,4 0,0446

Stickstoff N2 0,001.25 22,4 0,0446

Schwefel S 2,06

Wasser H2O 1,0

Wasserstoff H2 0,000.09 22,4 0,0446

Zink Zn 7,13


5.3.2. das chemische Gleichgewicht Zu fast jeder chemischen Reaktion gibt es eine Rück-Reaktion. Aus den Produkten werden wieder die Edukte. Da die Produkte, in dem Augenblick, wo sie neu gebildet wurden auch wieder miteinander reagieren können, beginnt praktisch sofort nach der Produkt-Bildung auch wieder die Rück-Bildung der Edukte. Hinreaktion

Edukte Produkte Rückreaktion Chemische Reaktionen sind im Allgemeinen umkehrbar, d.h. Hin- und die Rück-Reaktion laufen gleichzeitig ab. Ausnahmen gibt es z.B. bei photochemischen Reaktionen. Wie wir schon gese-hen haben, ist die Reaktions-Geschwin-digkeit besonders von der Konzentration der Stoffe abhängig. Da gleich zu Anfang der Produkt-Bildung nur sehr wenige Produkte vorhanden sind, wird die Rück-Reaktion auch nur schleppend anlaufen. Je mehr dann aber von den Produkten da sind, umso stärker ist auch die Rück-Reaktion.

Irgendwann ist der Punkt erreicht, in dem die Geschwindigkeiten von Hin- und Rück-Reaktion genau iden-tisch sind. Wir spre-chen dann vom che-mischen Gleichge-wicht. Dieses ist ein dynamisches Gleich-gewicht. Ständig wer-den irgendwo im Reaktions-Gefäß neue Produkte gebildet, während woanders wieder Produkte die Rück-Reaktion einge-hen.

Betrachtet man die Konzentrationen der reagierenden Stoffe, dann erkennt man das chemi-sche Gleichgewicht am waagerechten und parallelen Verlauf der Graphen zueinander. Auch aus der Sicht der Konzentrationen ist das Gleichgewicht dynamisch. Zwar werden ständig neue Teilchen gebildet, aber der Zerfall (aller Teilchen) der Reaktionsprodukte ist genauso groß. Beide Konzentrationen ändern sich nicht, werden aber ständig durch neue / andere Teilchen aufrechterhalten.

0,00

50,00

100,00

Stoffmenge

Zeit

Reaktion A <===> B

A

B

0

5

10

15

20

25

Reaktionsge-schwindigkeit

Zeit

Reaktion A <===> B

Hinreaktion

Rückreaktion


Definition(en): umkehrbare chemische Reaktion

Definition(en): chemisches Gleichgewicht Das chemische Gleichgewicht ist der Zustand, bei dem sich äußerlich keine Veränderungen der Stoff-Konzentrationen mehr feststellen lassen.

Das chemische Gleichgewicht ist die zeitliche Phase einer chemischen Reaktion, bei der Hin- und Rück-Reaktion gleichstark ablaufen. RG (Hinreaktion] = RG [Rückreaktion]

Ein chemisches Gleichgewicht ist die dynamische Ausgeglichenheit einer umkehrbaren chemischen Reaktion mindestens in einem geschlossenen System.

klassisches Beispiel: Bildung von Iodwasserstoff aus den Elementen (alle Stoffe gasförmig)

I2 + H2 2 HI ; RH = -10 kJ / mol (exotherm)

2 HI I2 + H2 ; RH = +10 kJ / mol (endotherm)

_________________________

I2 + H2 2 HI ; RH = -10 kJ / mol (exotherm)

A + B C + D

Konzentration

Zeit

A, B

C, D

0


A + B C + D

A + B C + D

Konzentration

Zeit

A, B

C, D

0

Konzentration

Zeit

A, B

C, D

0


5.3.2.1. das Massenwirkungs-Gesetz Cato Maximilian GULDBACH und Peter WAAGE Bedingungen für Massenwirkungs-Gesetz umkehrbare chemische Reaktion; geschlossenes (od. auch isoliertes) System; chemisches Gleichgewicht (eingestellt); homogenes System

5.3.2.2. Abhängigkeit und Beeinflussung des chemischen Gleichgewich-

tes Prinzip vom kleinsten Zwang / Prinzip von LE CHÂTELIER (1884) 1888 unabhängig auch von BRAUN gefunden

Definition(en): Prinzip von LE CHÂTELIER / Prinzip des kleinsten Zwangs Das Prinzip von LE CHÂTELIER besagt, dass ein chemisches Gleichgewicht bei äußeren Einwirkungen (Temperatur, Konzentration, Druck) diesen so ausweicht, dass die Wirkungen minimiert werden .


Konzentrations-Abhängigkeit A + B C + D


C

D

A + B C + D

A

B

Zufuhr / Erhöhung der Konzentration

Ursache

Ursache Verringerung / Erniedrigung der Konzentration A

und / oder

B

A + B C + D

C

und

D Verringerung / Erniedrigung der Konzentration

Wirkung


Temperatur-Abhängigkeit Bei der Bewertung des Einflusses einer Temperatur-Veränderung auf ein chemisches Gleichgewicht müssen wir immer zwei Effekte beachten. Diese können sich verstärken aber auch gegenseitig ausgleichen. Der erste Effekt ist die allgemeine Beschleunigung einer Reaktion mit der Erhöhung der Temperatur. Die-sen Effekt kennen wir schon unter der Bezeichnung "RGT-Regel". Er-höht man die Temperatur um 10 K, dann erhöht sich die Reaktions-Geschwindigkeit durchschnittlich um das Zwei- bis Drei-fache. Zu beach-ten ist aber, dass dieser Effekt so-wohl für die Hin- als auch für die Rück-Reaktion gilt. Beide werden bei einer Temperatur-Erhöhung also schneller und bei einer Erniedrigung langsamer. Die Energie-Niveaus der Ausgangs-Stoffe und der Reaktions-Produkte sind jeweils angehoben bzw. gesenkt. Im nebenstehenden Energie-Niveau-Schema ist dies für eine Temperatur-Erhöhung um 100 K angedeutet.

Für Hin- und Rück-Reaktion sind die zu überwindenden Berge (Aktivierungs-Energien) deut-lich kleiner geworden. Die Dynamik im Gleichgewicht wird somit wesentlich größer bzw. klei-ner. Die Lage des Gleichgewichts aber bleibt gleich. Die Anwendung der RGT-Regel ist vor allem dann interessant, wenn man eine größere oder kleinere Dynamik wünscht. Wenn man z.B. die Reaktions-Produkte ständig aus dem Gleich-gewicht entfernt, dann kann eine schnelle(re) Nachbildung im Sinne der Synthese-Planer sein. Der zweite Effekt betrifft die Wärme-Tönung der Reaktion. Ist in einem chemischen Gleich-gewicht z.B. die Hin-Reaktion endotherm, dann muss (- wegen dem Energie-Erhaltungs-Satz -) die Rück-Reaktion exotherm sein. z.B.: endotherm A + B C + D

exotherm


Für eine endotherme Reaktion ist eine Temperatur-Erhöhung förderlich.


C

D

z.B.: endotherm A + B C + D

exotherm

A

B

Wärme-Zufuhr / Erhöhung der Temperatur

Ursache

Die exotherme Rück-Reaktion wird durch eine Temperatur-Erhöhung aber behindert. Die Reaktions-Partner wollen eigentlich Energie loswerden, eine Temperatur-Erhöhung wirkt diesem aber entgegen.

Ursache Verringerung / Erniedrigung der Temperatur

A

und / oder

B

z.B.: endotherm A + B C + D

exotherm

C

und

D Verringerung / Erniedrigung der Konzentration

Wirkung

Aufgaben:

1. Entwickeln Sie die Ursache-Wirkungs-Schemata für ein chemisches Gleich-

gewicht, bei dem die Hin-Reaktion exotherm ist!


Druck-Abhängigkeit Damit eine Druck-Veränderung überhaupt eine Wirkung in einem chemischen System hat, muss dieses eine Volumen-Veränderung durchmachen. Praktisch haben wir das nur bei Re-aktionen mit Gasen. Weiterhin müssen sich die Volumen von Ausgangs-Stoffen und Reakti-ons-Produkten unterscheiden. Natürlich wirkt der Druck auch auf feste oder flüssige Stoffe. Nur ist hier die Wirkung – wegen der sehr geringen Kompressibilität – extrem (vernachlässigbar) gering. Wir können im Normal-Fall die Druck-Abhängigkeit solcher Reaktionen ignorieren.

Die Reaktion: CO + H2O(g) CO2 + H2

kann durch Druck-Veränderungen nicht beeinflusst werden, da auf beiden Seiten der Glei-chung gleich große Volumina stehen:

V:

CO + H2O(g) CO2 + H2

Bei Reaktionen mit unveränderlichen Volumen kommt es z.B. durch eine Druck-Erhöhung zu einer Konzentrati-ons-Erhöhung im Gefäß. Das Volumen wird ja kleiner und die Stoffmenge bleibt gleich. Praktisch verändern sich die Geschwindigkeiten für die Hin- und Rück-Reaktion, was wiederum nur die Dynamik des Gleichgewichtes be-einflusst, aber nicht seine Lage.

Ähnlich verhält es sich bei Gleichgewichten, in den Flüssigkeiten und / oder Feststoffe rea-gieren. Wir brauchen hier nur die Gas-Volumen betrachten, da die anderen Stoffe praktisch nicht kompressibel sind.

V:

+ +

Beachten Sie bitte, dass die Andeutung der Größen-Verhältnisse bei den verschiedenen Aggregat-Zuständen nur schematisch ist. In der Praxis haben Gase ein rund 200x größeres Volumen pro Mol als Flüssigkeiten und Fest-stoffe. Der Unterschied zwischen Feststoffen und Flüssigkeiten ist minimal und minimal!


Ein schönes Beispiel für die Beeinflussbarkeit des Gleichgewichtes durch den Druck ist die Ammoniak-Synthese:

V:

N2 + 3 H2 2 NH3

Die Ausgangs-Stoffe benötigen / beanspruchen das doppelte Volumen, wie die Reaktions-Produkte. Erhöht man nun z.B. den Druck so, dass die Ausgangs-Stoffe mit der Hälfte des Volumens auskommen müssten, dann kann man sich gut vorstellen, dass die Teilchen (im Gleichgewicht) lieber in dem Zustand sind, der genau diesen zwei Volumen-Einheiten ent-spricht. Und das ist das Reaktions-Produkt Ammoniak. Es ist einfach energetisch günstiger in der "Ammoniak"-komprimierten Form zu existieren, als in der expandierten Form der Aus-gangs-Stoffe, wo eine extreme Drängelei besteht.

V:

N2 + 3 H2 2 NH3


Ursache Wirkung Verringerung / Erniedrigung der Konzentration Erhöhung der Konzentration A

und / oder

B

C

D

A + B C + D

A

B

C

und

D Zufuhr / Erhöhung der Konzentration Verringerung / Erniedrigung der Konzentration

Ursache Wirkung

Beispiele

Bildung von Phosgen aus Cohlenmonoxid und Chlor

CO + Cl2 COCl2 ; RH= -109 kJ/mol

Umwandlung von Blei(II,III)-oxid in Blei(II)-oxid

2 Pb3O4 6 PbO + O2 ; RH= + kJ/mol

Reaktion von Nickel mit Cohlenmonoxid

Ni + 4 CO Ni(CO)4 ; RH= ? kJ/mol

Reaktion von Schwefelwasserstoff mit Methan zu Cohlenstoffsulfid (gasförmig)

2 H2S + CH4 CS2 + 4 H2 ; RH= ? kJ/mol

Methanol-Synthese aus Cohlenmonoxid und Wasserstoff

CO + 2 H2 CH3OH (g) ; RH= -91 kJ/mol

Synthese von Ethanol aus

CH2=CH2 + H2O (g) CH3-CH2OH (g) ; RH= ? kJ/mol


5.3.2.3. spezielle chemische Gleichgewichte

5.3.2.3.1. Löslichkeits-Gleichgewichte


Anionen- Salz-Gruppe

PSE-Haupt-Gruppe

PSE-Periode

2 3 4 5

Sulfate I Na2SO4 K2SO4 Rb2SO4 Cs2SO4

II MgSO4 CaSO4 SrSO4 BaSO4

Carbonate I Na2CO3 K2CO3 Rb2CO3 Cs2CO3

II MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3

Chlorate I NaClO4 KClO4 RbClO4 CsClO4

II Mg(ClO4)2 Ca(ClO4)2 Sr(ClO4)2 Ba(ClO4)2

Hydroxide I NaOH KOH RbOH CsOH

II Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2

mit zunehmender Ladung und auch mit ab-nehmender Ionen-Größe steigt der Betrag der Gitter-Energie und auch der Betrag der Hydratisierungs-Enthalpie Kombination aus beiden Werten ist sehr komplex und bestimmt die Löslichkeit, inner-halb einer Reihe ist meist eine gleichgerich-tete Veränderung zu beobachten bei Salzen mit großen Anionen verändert sich die Gitter-Energie auch bei unterschied-licher Kationen-Größe nur wenig

Löslichkeit sinkt i.A. mit steigender Ionen-Ladung (z.B. Erdalkali-Salze schlechter löslich als vergleichbare Alkali-Salze)


Kationen- Salz-Gruppe

PSE-Haupt-Gruppe

PSE-Periode

2 3 4 5

Silber VI Ag2O Ag2S Chalkogene

VII AgF AgCl AgBr AgI Halogene

Lithium VI Li2O Li2S Chalkogene

VII LiF LiCl LiBr LiI Halogene

große Kationen lassen sich besser deformieren und haben eine geringere Hydratisierungs-Energie


Löslichkeit ausgewählter Verbindungen

Substanz Formel Löslichkeitsprodukt bei geg.

Temperatur in molx/l

x

Aluminiumhydroxid Al(OH)3 4,00*10-13

(15°C)

1,50*10-15

(18°C)

3,70*10-15

(25°C)

Arsen(III)-sulfid As2S3 4,00*10-29

(18°C)

Bariumcarbonat BaCO3 7,00*10-9

(16°C)

8,10*10-9

(25°C)

Bariumchromat BaCrO4 1,60*10-10

(18°C)

2,40*10-10

(28°C)

Bariumfluorid BaF2 1,60*10-6

(10°C)

1,70*10-6

(18°C)

Bariumoxalat BaC2O4 * 2H2O 1,20*10-7

(18°C)

Bariumsulfat BaSO4 8,70*10-11

(18°C)

1,08*10-10

(25°C)

1,98*10-10

(50°C)

Berylliumhydroxid Be(OH)2 2,70*10-19

(25°C)

Bismuthydroxid Bi(OH)3 4,30*10-31

(18°C)

Bismutoxidchlorid BiOCl 1,60*10-31

(25°C)

Bismutsulfid Bi2S3 1,60*10-72

(18°C)

Blei(II)-bromid PbBr2 3,90*10-5

(25°C)

Blei(II)-carbonat PbCO3 3,30*10-14

(25°C)

Blei(II)-chlorid PbCl2 2,12*10-5

(25°C)

Blei(II)-chromat PbCrO4 1,77*10-14

(25°C)

Blei(II)-fluorid PbF2 2,70*10-8

(9°C)

3,20*10-8

(18°C)

Blei(II)-iodid PbI2 7,50*10-9

(15°C)

1,40*10-9

(25°C)

Blei(II)-iodat Pb(IO3)2 5,30*10-14

(9,2°C)

1,20*10-13

(18°C)

2,60*10-13

(25,8°C)

Bleioxalat PbC2O4 2,74*10-11

(18°C)

Bleisulfat PbSO4 1,06*10-8

(18°C)

Bleisulfid PbS 3,40*10-28

(18°C)

Cadmiumcarbonat CdCO3 2,50*10-14

(25°C)

Cadmiumoxalat CdC2O4 * 3H2O 1,53*10-8

(18°C)

Cadmiumsulfid CdS 3,60*10-29

(18°C)

Calciumcarbonat CaCO3 4,80*10-9

(25°C)

Calciumfluorid CaF2 3,40*10-11

(18°C)

3,95*10-11

(26°C)

Calciumhydroxid Ca(OH)2 5,47*10-6

(18°C)

Calciumoxalat CaC2O4 * H2O 1,78*10-9

(18°C)

2,57*10-9

(25°C)

Calciumphosphat Ca3(PO4)2 1,00*10-25

(25°C)

Calciumsulfat CaSO4 6,10*10-5

(10°C)

2,45*10-5

(25°C)

Calciumtartrat CaC4H4O6 *

2H2O

7,70*10-7

(25°C)

Cobalt(II)-carbonat CoCO3 1,00*10-12

(25°C)

Cobalt(II)-sulfid CoS 1,90*10-27

(20°C)

Eisen(II)-carbonat FeCO3 2,50*10-11

(20°C)

Eisen(II)-hydroxid Fe(OH)2 1,64*10-14

(18°C)

Eisen(III)-hydroxid Fe(OH)3 1,10*10-36

(18°C)

Kaliumperchlorat KClO4 1,07*10-2

(25°C)

Kaliumhydrogentartrat KHC4H4O6 3,80*10-4

(18°C)

Kaliumhexachloroplatinat(IV) K2PtCl6 1,10*10-5

(18°C)

Kupfer(I)-bromid CuBr 4,15*10-8

(18-20°C)


Substanz Formel Löslichkeitsprodukt bei geg.

Temperatur in molx/l

x

Kupfer(I)-carbonat CuCO3 1,37*10-10

(25°C)

Kupfer(I)-chlorid CuCl 1,02*10-6

(18-20°C)

Kupfer(II)-hydroxid Cu(OH)2 5,60*10-20

(25°C)

Kupfer(I)-iodid CuI 5,06*10-12

(18-20°C)

Kupfer(I)-sulfid Cu2S 2,00*10-47

(18°C)

Kupfer(II)-sulfid CuS 8,00*10-45

(18°C)

Kupfer(I)-thiocyanat CuSCN 1,60*10-11

(18°C)

Lanthanhydroxid La(OH)3 ~*10-20

(25°C)

Lithiumcarbonat Li2CO3 1,70*10-3

(25°C)

Magnesiumammoniumphosphat MgNH4PO4 2,5*10-13

(25°C)

Magnesiumcarbonat MgCO3 2,60*10-5

(12°C)

Magnesiumfluorid MgF2 7,10*10-9

(18°C)

Magnesiumhydroxid Mg(OH)2 1,20*10-11

(18°C)

Mangancarbonat MnCO3 8,80*10-10

(18°C)

Mangansulfid MnS 7,00*10-16

(18°C)

Nickel(II)-carbonat NiCO3 1,35*10-7

(25°C)

Nickel(II)-hydroxid Ni(OH)2 1,6*10-14

(25°C)

Nickel(II)-sulfid NiS 1,00*10-26

(20°C)

Quecksilber(I)-bromid Hg2Br2 1,30*10-21

(25°C)

Quecksilber(I)-chlorid Hg2Cl2 2,00*10-18

(25°C)

Quecksilber(I)-chromat Hg2CrO4 2,00*10-9

(25°C)

Quecksilber(I)-cyanid Hg2(CN)2 5,00*10-40

(25°C)

Quecksilber(I)-iodid Hg2I2 1,20*10-28

(25°C)

Quecksilber(II)-iodid HgI2 3,20*10-29

(25°C)

Quecksilber(I)-oxid Hg2O 1,60*10-23

(25°C)

Quecksilber(II)-oxid HgO 1,70*10-26

(25°C)

Quecksilber(I)-sulfid Hg2S 1,00*10-47

(25°C)

Quecksilber(II)-sulfid HgS 3,00*10-54

(18°C)

Silberarsenat Ag3AsO4 1,00*10-19

(25°C)

Silberbromid AgBr 4,10*10-13

(18°C)

7,70*10-13

(25°C)

Silberchlorid AgCl 0,21*10-10

(4,7°C)

0,37*10-10

(9,7°C)

1,56*10-10

(25°C)

13,2*10-10

(50°C)

215*10-10

(100°C)

Silberchromat Ag2CrO4 1,20*10-12

(14,8°C)

9,00*10-12

(25°C)

Silberiodid AgI 0,32*10-16

(13°C)

1,50*10-16

(25°C)

Silbersulfid Ag2S 1,60*10-49

(18°C)

Silberthiocyanat AgSCN 0,49*10-12

(18°C)

1,16*10-12

(25°C)

Strontiumcarbonat SrCO3 1,60*10-9

(25°C)

Strontiumfluorid SrF2 2,80*10-9

(25°C)

Strontiumoxalat SrC2O4 5,60*10-8

(18°C)

Strontiumsulfat SrSO4 2,80*10-7

(2,9°C)

3,8*10-7

(17,4°C)

Thallium(I)-bromid TlBr 3,90*10-6

(25°C)

Thallium(I)-chlorid TlCl 1,90*10-4

(25°C)

Thallium(I)-iodid TlI 5,80*10-8

(25°C)

Thallium(III)-hydroxid Tl(OH)3 1,50*10-53

(25°C)

Thallium(I)-sulfid Tl2S 9,00*10-23

(25°C)

Thallium(I)-thiocyanat TlSCN 2,30*10-4

(25°C)

Zinkcarbonat ZnCO3 6,00*10-11

(25°C)

Zinkhydroxid Zn(OH)2 1,00*10-17

(25°C)

alpha-Zinksulfid ZnS 6,90*10-26

(20°C)

beta-Znksulfid ZnS 1,10*10-24

(25°C)


Q: https://wissen.science-and-fun.de/tabellen-zur-chemie/loslichkeitsprodukt/

5.3.2.3.2. Extraktions-Gleichgewichte


Aufgaben:

1. Die nachfolgenden chemischen Gleichgewichte sollen so geführt werden,

dass möglichst viele Reaktions-Produkte gebildet werden. Geben Sie an, mit

welchen Faktoren und wie genau (z.B.: zunehmend oder abnehmend; klei-

ner oder größer) Sie das chemische Gleichgewicht beeinflussen wollen! Be-

gründen Sie Ihre Wahl!

a) Umwandlung von Distickstofftetraoxid in Stickstoffdioxid

N2O4 2 NO2 ; RH=57 kJ/mol

b) Cohlensäure-Gleichgewicht (z.B. in Getränke-Flaschen)

CO2 + H2O H2CO3 ; RH= -x kJ/mol

c) vollständige Verbrennung von Methan zu Cohlendioxid und Wasser (gasförmig)

d) Brennen von Kalk: CaCO3 CaO + CO2 ; RH=179 kJ/mol

e) Herstellung von Schwefeltrioxid aus Schwefeldioxid (RH= -197 kJ/mol)

2. Die nachfolgenden chemischen Gleichgewichte sollen so geführt werden,

dass die Ausgangsstoffe sich nicht umsetzen (Verhinderung eines Verderbs,

…). Geben Sie an, mit welchen Faktoren und wie genau (z.B.: zunehmend

oder abnehmend; kleiner oder größer) Sie das chemische Gleichgewicht be-

einflussen wollen! Begründen Sie Ihre Wahl!

a) Korrosion von Eisen (Rosten)

Fe + O2 + 2 H2O Fe(OH)2 ; RH= -x kJ/mol

d) Zerlegung (Hydrolyse) eines (Nahrungs-)Fettes in Glycerol und (unangenehm riechende) Fettsäuren

Fett + Wasser Glycerol + 3 Fettsäuren ; RH= +x kJ/mol

c) Umwandlung von Glycerol in giftiges Acroleïn (beizender Fritten-Geruch (McDonalds-Geruch))

C3H8O3 C3H4O + 2 H2O ; RH= +x kJ/mol

d)

3. Durch welche Veränderungen in den Reaktions-Bedingungen können die

nachfolgenden chemischen Gleichgewichte beeinflusst werden? Für welche

Bedingungs-Veränderungen sind sie nicht empfindlich? Geben Sie immer

eine kurze Begründung an!

a) C + CO2 2 CO ; RH= +x kJ/mol

b) CO + H2O CO2 + H2 ; RH= +x kJ/mol

c) CO + NO2 CO2 + NO ; RH= +x kJ/mol

d) CO2 + H2O H2CO3 ; RH= +x kJ/mol

e) 2 NO + O2 2 NO2 ; RH= +x kJ/mol

f) CH4 + H2O CO + 3 H2 ; RH= +x kJ/mol

g) 2 CH4 + O2 + 4 N2 2 CO + 4 H2 + 4 N2 ; RH= +x kJ/mol

h) CO2 + NO CO + NO2 ; RH= +x kJ/mol

x. Erstellen Sie ein ConceptMap zum Thema "Abhängigkeit der Reaktions-

Geschwindigkeit"!


5.4. Arten chemischer Reaktionen Die Vielzahl bekannter chemischer Reaktion zwingt zur Systematisierung. Je nach Bewer-tungs-Kriterium gibt es verschiedene Möglichkeiten zur Unterteilung. Eine sehr einfache Möglichkeit wäre die Einteilung in anorganische und organische Reaktionen. In diesem Fall würden wir nach der Art der reagierenden Stoffe unterscheiden. AgNO3 + KCl AgCl ↓ + KNO3 Silbernitrat + Kaliumchlorid Silberchlorid + Kaliumnitrat anorganisch anorganisch anorganisch anorganisch + + + + organisch organisch organisch organisch Schon die Reaktion von Glucose (Traubenzucker) mit Sauerstoff würde uns in Schwierigkei-ten bringen. C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O Glucose + Sauerstoff Cohlendioxid + Wasser organisch anorganisch anorganisch anorganisch Dominieren hier die drei anorganischen Stoffe ( anorganische Reaktion) oder das größere Molekül Glucose ( organische Reaktion)? Der eine oder andere Leser wird sich vielleicht noch daran erinnern, dass es sich bei der ge-gebenen Gleichung um die Zusammenfassung der Zellatmung geht. Also doch eine organi-sche Reaktion, zumal sie in lebenden Zellen abläuft. Doch da fällt uns ein, Glucose ist auch einfach so brennbar. Die einfache Oxidation lässt sich auch so realisieren. Dann wäre es doch eine anorganische Reaktion. Also hier kommen wir so nicht weiter! Im Allgemeinen werden Reaktionen. die mindestens eine organische Verbindung enthalten der organischen Chemie zugeordnet. Die Reaktions-Geschwindigkeit als Kriterium zur Charakterisierung von Reaktionen haben wir beim Thema Kinetik dargestellt. Versucht man aber dabei Reaktionen einzuordnen, die wir intuitiv oder aus Erfahrung als ähnlich verstehen, dann verstreuen die sich schnell mal über zwei bis drei Geschwindigkeits-Klassen. Also auch kein so gutes Kriterium. Die Unterscheidung hinsichtlich der Energie-Aufnahme oder Abgabe haben wir bei der Thermodynamik chemischer Reaktionen besprochen. Wir unterscheiden dabei endotherme Reaktionen (mit Energie-Aufnahme) von exothermen Reaktionen (mit Energie-Abgabe). Mit der Be-achtung von Energie-Übergängen kommen wir dem Wesen chemischer Reaktion auch schon näher. Eine weitere Möglichkeit wäre es, das zugrundeliegende Reaktions-Schema zu bewerten. Bei einer Addition reagieren zwei oder mehr Stoffe zu einem Produkt. Das Reaktions-Prinzip kann mit der allgemeinen Gleichung: A + B C beschrieben werden. Additionen sind typische Synthesen (Bildungs-Reaktionen). Verfolgt man die ursprünglichen Atome oder Atom-Gruppen (A und B) weiter, dann ließe sich das Reaktions-Schema auch so schreiben: A + B AB


Die Umkehrung einer Addition nennen wir Eliminierung. Bei ihnen bilden sich aus einem Stoff mehrere kleinere. C A + B od. auch: AB A + B Eliminierungen gehören zur Klasse der Analysen (Zerlegungs-Reaktionen). Bleibt noch eine Gruppe von Reaktionen, bei denen es zum Austausch von Atomen oder Atom-Gruppen kommt. Solche Reaktionen nennen wir Substitutionen. Sie folgen dem Reaktions-Schema: D + E F + G Will man den Übergang des Atoms bzw. der Atom-Gruppe wieder genauer darstellen, könnte man auch: DH + E D + EH schreiben. Chemiker suchen aber eher nach dem inneren / tieferen Wesen einer chemischen Reaktion. Aus wissenschaftlicher Sicht bieten sich deshalb auch eher Unterscheidungen an, die das genaue Reaktions-System einbeziehen. Zu solchen Reaktions-Arten gehören die Säure-Base-Reaktionen ( 5.4.1. Säure-Base-Reaktionen / Reaktionen mit Protonen-Übergang). Zuerst sieht es zwar so aus, als würden wir nur die reagierenden Stoffe / Stoff-Klassen betrachten – eben die Säuren und Basen. Beim genaueren Hinsehen werden wir erkennen, dass es sich um eine spezielle Übergangs-Reaktion (Schema-Typ: Substitution) handelt. Desweiteren können verschiedene Stoffe in Säure-Base-Reaktionen eingehen, die scheinbar gar nicht zu den Säuren oder Basen gehö-ren. Auf der gleichen Ebene der Einteilung finden wir auch die Redox-Reaktionen. Sie sind eben-falls spezielle Übergangs-Reaktionen ( 5.4.2. Redox-Reaktionen / Reaktionen mit Elektro-nen-Übergang).

Definition(en): Addition (Additions-Reaktion) Eine Addition ist eine chemische Reaktion, bei der zwei oder mehr Stoffe zu einem Reakti-ons-Produkt vereint werden.

Definition(en): Eleminierung (Eleminierungs-Reaktion) Eine Eleminierung ist eine chemische Reaktion, bei der ein Stoff ein oder mehrere Bestand-teile abspaltet.

Definition(en): Substitution (Substitutions-Reaktion) Eine Substitution ist eine chemische Reaktion, bei der es zum Austausch von Atomen oder Atom-Gruppen zwischen mindestens zwei Stoffen kommt.


5.4.1. weitere Arten und Einteilungs-Möglichkeiten chemischer Re-aktionen

Die Vielzahl und Vielgestaltigkeit chemischer Reaktionen zwingt zu völlig unterschiedlichen Klassifizierungen und Systematisierungen. Chemische Reaktionen lassen sich nach verschiedensten offensichtlichen und hintergründi-gen Kriterien unterteilen. Einige – praktisch interessante und relevante – Varianten sollen nun kurz vorgestellt werden. nach der Art der Verteilung der Reaktions-Partner ineinaner:

homogene Reaktionen

heterogene Reaktionen

Einteilung homogener Systeme und Reaktionen:

Gas - Gas

z.B. klassische Reaktion von gemischten Gasen H2 + Cl2 2 HCl

Gas - Flüssigkeit

z.B. gelöstes Gas (in der Flüssigkeit) mit der Flüssigkeit

Flüssigkeit - Flüssigkeit

Flüssigkeit - Festkörper

Festkörper - Festkörper


Einteilung heterogener Systeme, passender Grenzflächen und Reaktionen:

Gas - Flüssigkeit

z.B. Reaktion eines Stoffes (Gas) mit einem gelösten Stoff (in der Flüssigkeit)

Gas - Festkörper

z.B. Reaktion von Festkörpern mit dem umgebenden Gas; Grenzfläche für Reaktion von entscheidender Be-deutung 4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3

Flüssigkeit - Flüssigkeit

z.B. bei zwei nicht miteinander mischbaren Flüssigkei-ten Na(Hg) + H2O NaOH + ½ H2

Flüssigkeit - Festkörper

z.B. Auflösungs- und Kristallisations-Reaktionen; elekt-rolytische Reaktionen; Reaktionen von Säuren mit Me-tallen, … Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2

Festkörper - Festkörper

z.B. Diffussion i.A. stark eingeschränkt; Reaktion häufig nur direkt an der Grenzfläche Fe + 3 S FeS3

:


5.4.1. Säure-Base-Reaktionen Erkennung am Geschmack, namensgebend älteste bekannte Säure ist die Essigsäure ätzende Wirkung weiteres Säure-Merkmal mit den pflanzlichen Säuren hatten die Menschen in der Frühzeit und im frühen Mittelalter zuerst bewussten Kontakt Apfelsäure, Zitronensäure, aber auch die Ameisensäure, die sowohl in Ameisen wie auch in Brennnesseln vorkommt erst mit Beginn des 14. Jhd. kamen anorganische Säuren dazu, schmecken nicht mehr ohne Weiteres möglich, da diese Säuren i:A. ätzend wirken, schmecken noch in starker Verdün-nung sauer (Sicherheitsvorschrift: bei anorganischen Säuren ist kein Geschmacks-Test er-laubt!!!) Basen – früher Alkalien genannt – haben eher bitteren bis seifigen Geschmack und bei Be-rührung einen seifigen und mehr nachhaltigen ätzenden Eindruck (fühlen sich schlüpfrig an) erste genutze Basen waren Soda und Pottasche (basische Salze) für Wasch-Zwecke Basen und Säuren können sich gegenseitig neutralisieren, d.h. ihre charakteristischen Ei-genschaften verschwinden, wobei Salze entstehen später fand man Farbstoffe (zuerst Lackmus), die auf Säuren und Basen unterschiedlich re-agierten und somit als Erkennungs- bzw. Anzeige-Substanz - sogenannte Indikatoren – die-nen konnten roter Lackmus (ein Pflanzen-Auszug) färbte sich mit Basen blau, blauer Lackmus mit Säuren rot (BOYLE (1664)) Veränderungen an Farben waren den Handwerkern im Mittelalter bekannt, Nutzung zur Blei-che, Fixierung von Farbstoffen Basen zur Verwendung bei der Herstellung von Seife Köche kennen die Farbveränderungen von Rot- oder auch Blaukraut (Rotkohl). Je nach Säure-Gehalt verfärbt sich der Saft von rot-violetten bis zum blauen Farbton. Unter chemischen Bedingungen, kann man noch mehr bzw. auch weniger Säure (so-zusagen Antisäure Base) hinzufügen. Dann bilden sich noch extremere Verfär-bungen. Rotkohl unter solch extremen Be-dingungen würde uns aber nicht mehr schmecken bzw. wäre sogar Gesundheits-gefährlich. Die genaue Zuordnung der Farben zu den (viel später definierten) sogenannten pH-Werten findet det interessierte Leser im Abschnitt 5.4.1.2. der pH-Wert.

Rotkohl-Saft bei verschiedenen pH-Werten (Säure-Gehalten)

Q: de.wikipedia.org (Supermartl)

Im Mittelalter gab es dann die ersten Versuche Stoffgruppen auf Grund ihrer chemischen Ei-genschaften zu definieren.


TACHENIUS (1660): Säuren sind Stoffe, die sauer schmecken, mit unedlen Metallen unter Bil-dung eines Gases reagieren und mit Kalk aufschäumen. TACHENIUS war der "Allchemisten-Name" von Otto TACKE, einem deutschen Arzt und Chemiker. Der Base-Begriff geht ebenfalls auf TACHENIUS zurück. Unter Basen verstand er die (nicht-flüchtigen) Stoffe, die mit (flüchtigen) Säuren Salze bildeten. Dabei bildeten die nichtflüchti-gen Stoffe seiner Meinung nach die Grundlage (Basis) der Salze. Begriff Base ab 1730, abgeleitet von "Basis", weil sie als Grundlage für die Herstellung von Salzen betrachtete (umfasste immer noch Metallhydroxide, Metalloxide und Alkali- und Erd-alkali-Carbonate) LAVOISIER (1743 – 1794) nahm noch an, dass Säuren immer auf Nichtmetalloxiden und Ba-sen auf Metalloxiden basieren. Bei der Reaktion mit Wasser bildeten sie dann entweder die Säure oder die Base. Dies war auch die gängige Methode zur Herstellung einer Säure oder Base. Man verwendete einfach das passende Nichtmetall- bzw. Metall-Oxid und löste es in Wasser. Auf LAVOISIER gehen aber auch Aussagen zurück, das der Sauerstoff der Teil sei, der einen Stoff sauer machen würde. Schwefelbioxyd + Wasser = Monothionische Säure SO2 + HO = HO,SO2 Schwefeldioxid + Wasser schweflige Säure

historische Bezeichnung und Schreibweise

heute übliche Schreibweise

Calciumoxid + Wasser = Calciumhydroxid CaO + HO = CaO,HO Calciumoxid + Wasser Calciumhydroxid

DAVY (1811) konnte dann bei der Salzsäure nachweisen, dass der saure Charakter nicht vom Sauerstoff kommen könne, da Salzsäure überhaupt kein Sauerstoff enthält HCl = H + Cl Stoffe zerlegten sich nach der damaligen Ansicht

in Radikale; man kannte noch keine Ionen

LIEBIG brachte dann den Wasserstoff ins Spiel. In allen Säuren konnte man Wasserstoff nachweisen. Da aber wiederum eine Vielzahl von Stoffen bekannt war, die ebenfalls Was-serstoff enthielten, sie aber nicht sauer reagierten, konnte dies auch noch nicht der Weisheit letzter Schluss sein. Nach seiner Theorie waren Säuren Wasserstoff-haltige Stoffe, die sich mit Metallen zu Sal-zen umsetzen ließen. Bei der Reaktion wurde der Wasserstoff dann frei.

Mg + H2SO4 MgSO4 + H2

Zn + HCl ZnCl2 + H2 im 19.Jhd. kamen dann sehr viele neue Indikatoren dazu, die auch andere Farbübergänge zeigten. So ist z.B. Phenolphthaleïn bei Anwesenheit von Säuren farblos und bei Basen vio-lett gefärbt. Durch Kombination mehrerer Indikatoren konnte man einen sogenannten Uni-versal-Indikator entwickeln, der heute vor allem in einfachen Untersuchungen benutzt wird.


Indikator Farbe im sauren Bereich

pH-Umschlag-Bereich

Farbe im basischen Be-reich

Alizaringelb gelb 10,8 – 11,2 dunkel violett

Methylorange rot 4,5 – 5,0 ockergelb / orange

Methylrot rot 5,2 – 5,6 gelb

Phenolphthaleïn farblos 8,5 – 8,7 violett

Indikator Farbe im sau-ren Bereich

pH-Um-schlag-Bereich 1

Farbe im neut-ralen Bereich

pH-Um-schlag-Bereich 2

Farbe im basi-schen Bereich

Bromthymolblau rot 1,2 – 1,4 gelb 8,4 – 8,6 blau

Thymolblau rot 1,2 – 1,4 gelb 6,6 – 6,9


5.4.1.1. Säure- und Base-Begriffe / Säure-Base-Konzepte

5.4.1.1.1. Säuren und Basen nach ARRHENIUS

1884 elektrolytische Dissoziation Dissoziation ist die Auftrennung von Stoffen in Ionen alle Säuren und Basen sind in wässriger Lösung Elektrolyte – also Lösungen, die den elekt-rischen Strom leiten

Definition(en): Dissoziation .

Definition(en): Elektrolyt .

In der Schule haben die Meisten Säuren und Basen auf eine einfache Art kennengelernt. So dissoziierten Säuren in wässriger Lösung in Wasserstoff-Ionen und Säure-Rest-Ionen:

Salzsäure: HCl H+ + Cl-

Schwefelsäure: H2SO4 2 H+ + SO42-

Manchmal legte der Chemie-Lehrer noch Wert darauf, dass die Gleichung irgendwie deutlich machte, dass es sich um einen Vorgang in wässriger Lösung handelte. Das indizierte (aq) für "aquatisiert" sollte das dann kennzeichnen.

Salzsäure: HCl (aq) H+ (aq) + Cl- (aq)

Schwefelsäure: H2SO4 (aq) 2 H+ (aq) + SO42-

(aq)

Dissoziationen weiterer bedeutsamer Säuren:

Salpetersäure HNO3 H+ + NO3-

salpetrige Säure HNO2 H+ + NO2-

schweflige Säure H2SO3 2 H+ + SO32-

Phosphorsäure H3PO4 3 H+ + PO43-

Ameisensäure HCOOH H+ + HCOO-

Essigsäure CH3COOH H+ + CH3COO-

Oxalsäure HOOC-COOH 2 H+ + -OOC-COO

-

Als gemeinsames und sozusagen "saures" Merkmal wurden die Wasserstoff-Ionen (H+) her-ausgearbeitet. Entsprechend wurde bei den Basen vorgegangen:


Natriumhydroxid: NaOH Na+ + OH-

Magnesiumhydroxid: Mg(OH)2 Mg2+ + 2 OH-

und wenn es der Chemie-Lehrer wieder etwas genauer sehen wollte:

Natriumhydroxid: NaOH (aq) Na+ (aq) + OH- (aq)

Magnesiumhydroxid: Mg(OH)2 (aq) Mg2+ (aq) + 2 OH- (aq)

Dissoziationen weiterer bedeutsamer Basen:

Lithiumhydroxid: LiOH Li+ + OH-

Kaliumhydroxid: KOH Na+ + OH-

Calciumhydroxid: Ca(OH)2 Mg2+ + 2 OH-

Bariumhydroxid: Ba(OH)2 Ba2+ + 2 OH-

Aluminiumhydroxid: Al(OH)3 Al3+ + 3 OH-

Bei den Basen kristallisierte sich das Hydroxid-Ion (OH-) als der basisch machende Bestand-

teil heraus. Der schwedischer Chemiker Svante ARRHENIUS (1859 – 1927) entwickelte aus solchen Be-trachtungen seinen Säure- und Base-Begriff. Nach ARRHENIUS (1883) sind Säuren solche Stoffe, die in einer wässrigen Lösung ein Wasserstoff-Ion abspalten. Basen sind dagegen Stoffe, die in wässriger Lösung ein Hydroxid-Ion abspalten. Zu Ehren des Entwicklers dieser Betrachtungsweise sprechen wir auch vom ARRHENIUS-Konzept.

Definition(en): Säure (ARRHENIUS) Säuren sind Stoffe, die in Wasser in Wasserstoff-Kationen (positiv geladene Wasserstoff-Ionen) und Säurerest-Anionen (negativ geladene Säurerest-Ionen) dissoziieren. Der saure Charakter geht von den Wasserstoff-Kationen aus.

Säuren sind Stoffe, die in wässrigen Lösungen Wasserstoff-Ionen abspalten.

Definition(en): Base (ARRHENIUS) Basen sind Stoffe, die in Wasser in Metall-Kationen und Hydroxid-Anionen dissoziieren. Der basische Charakter geht von den Hydroxid-Anionen aus.

Basen sind Stoffe, die in wässrigen Lösungen Hydroxid-Ionen abspalten.

Problematisch ist aber z.B. das Ammoniak. In Lösung zeigt uns der Indikator Unitest mit sei-ner blauen Farbe scheinbar die Hydroxid-Ionen (in Wirklichkeit nur die fehlenden Wasserstoff-Ionen) an. Aber in der Formel für Ammoniak NH3 ist beim besten Willen kein Sauerstoff für das Hydroxid-Ion zu finden.

Ammoniak: NH3 NH3 (???) + OH- (???)


Daneben bleiben bei ARRHENIUS noch weitere Fragen offen, z.B.: Warum geben die Säuren ihre Wasserstoff-Ionen überhaupt ab? Die Reaktion von Säuren und Basen wird im Konzept von ARRHENIUS schon behandelt. Bei deren Reaktion kommt es zur Neutralisation, d.h. Wasserstoff- und Hydroxid-Ionen he-ben ihre Wirkung gegenseitig auf. Im Ergebnis entsteht neben Wasser noch ein Salz.

HCl + NaOH NaCl + H2O Säure Base Salz Wasser

HCl H+ + Cl-

NaOH Na+ + OH-

___________________________________________________________________________________________________________________________

H+ + Cl- + Na+ + OH

- Na+ + Cl- + H2O

Kürzt man vorschriftsmäßig alle Stoffe / Ionen usw. weg, die auf beiden Seiten in der glei-chen Art stehen, dann erhält man die zentrale Gleichung der Neutralisation:

H+ + OH- H2O

sauer basisch neutral

Aufgaben:

1.

2. Stellen Sie die Neutralisations-Gleichungen für die folgenden Reaktionen

auf!

a) Salzsäure mit Kaliumhydroxid

b) Lithiumhydroxid mit Salpetersäure

c) Schwefelsäure mit Magnesiumhydroxid

d) Phosphorsäure mit Bariumhydroxid


klassische anorganische Säure mit ihren Säure-Rest-Ionen Name (trivial)

Sum-men-Formel

Struktur-Formel Name des / der Säure-Rests /-Reste

Summen-Formel d. S-R.

Struktur-Formel d. S-R.

Chlorwasser-stoffsäure (Salzsäure)

HCl _

H – Cl| Chlorid-Ion Cl

- _

|Cl|

salpetrige Säure

HNO2 _

O = N – O - H Nitrit-Ion NO2

- _ _ _

O = N – O|

Salpetersäure HNO3 Nitrat-Ion NO3-

schweflige Säure

H2SO3 Hydrogensufit-Ion HSO3-

Sulfit-Ion SO32-

Schwefelsäu-re

H2SO4 Hydrogensulfat-Ion HSO4-

Sulfat-Ion SO42-

Kohlensäure H2CO3 Hydrogencarbonat-Ion HCO3-

Carbonat-Ion CO32-

Phosphorsäu-re

H3PO4 Dihydrogenphosphat-Ion

H2PO4-

Hydrogenphosphat-Ion HPO42-

Phosphat-Ion PO43-

weitere anorganische Säure mit ihren Säure-Rest-Ionen Name (trivial)

Summen-Formel

Struktur-Formel

Name des Säure-Rests Summen-Formel d. S-R.

Struktur-Formel d. S-R.

Fluorwasser-stoffsäure

HF _

H – F| Fluorid-Ion F

- _

|F|

Bromwasser-stoffsäure

HBr Bromid-Ion Br-

Iodwasser-stoffsäure

HI Iodid-Ion I-

Schwefelwas-serstoffsäure

H2S Hydrogensufid-Ion HS-

Sulfid-Ion S2-


klassische anorganische Basen / Laugen mit ihren Base-Rest-Ionen Name (trivial)

Summen-Formel

Struktur-Formel

Name des Base-Restes

Summen-Formel d. B.-R.

Struktur-Formel d. B.-R.

Natriumhydroxid Natronlauge (Ätz-natron)

NaOH Natrium-Ion Na+

Kaliumhydroxid Kalilauge (Ätzkali)

KOH Kalium-Ion K+

Calciumhydroxid Kalkwasser (Ätzkalk, gelöschter Kalk)

Ca(OH)2 Calcium-Ion Ca2+

Bariumhydroxid Barytwasser

Ba(OH)2 Barium-Ion Ba2+

Magnesiumhydroxid Mg(OH)2 Magnesium-Ion Mg2+

Die oben angegebenen klassischen Säuren und Basen gehören zum Grund-wissen der Chemie. Das Kennen der Namen und Symbole dieser Stoffe sowie ev. Säure-Rest-Ionen ist deshalb als obligatorisch anzusehen!!!


5.4.1.1.2. Säuren und Basen nach CADY (Solvens-Theorie der Säuren und Ba-sen)

CADY (und wohl auch (unabhängig von ihm ???) ESLEY) entdeckte 1928, dass auch einige flüssige Stoffe (z.B. ionische Lösungsmittel wie Wasser) eine gewisse Eigen-Dissoziation zeigten, ein solcher Stoff wurde als Solvens bezeichnet die Eigen-Dissoziation sollte durch Übertragung von geladenen Teilchen zwischen den Solvens-Molekülen von statten gehen dabei wurde ausgehend von der Eigen-Dissoziation des Wassers

H2O H+ + OH-

analog auf nicht-wässrige Lösungs-Systeme

XY X+ + Y-

Lyonium-Ion Lyat-Ion

geschlossen nach der Art der wandernden Teilchen unterschied er kationo- und aniono-trope Lösungsmit-teln unterschieden, bei kationotropen Lösungsmitteln gehen Kationen zwischen den Solvens-Teilchen über, bei den anionotropen eben Anionen Wasser (KP=100 °C) gehört nach CADY zu den kationotropen Stoffen

H2O + H2O H3O+ + OH

-

genau so flüssiges Ammoniak (KP=-33 °C):

NH3 + NH3 NH4+ + NH2

-

Ammonium-Ion Amid-Ion CADY-basisch CADY-sauer

Zu den anionotropen Stoffen zählen z.B. Bromtrifluorid (KP=135 °C) und flüssiges Schwefel-dioxid (KP=-10 °C):

BF3 + BF3 BF2+ + BF4

-

SO2 + SO2 SO2+ + SO32-

CADY übertrug also das Säure-Base-Verständnis allgemein auf ionische Lösungsmittel. Definition(en): Säure (CADY), Solvosäure

Säuren sind Stoffe, die durch Dissoziation in einem Lösungsmittel oder durch Reaktion mit dem Lö-sungsmittel die Menge der Lösungsmittel-eigenen Kationen (Lyonium-Ionen) erhöhen.

Definition(en): Base (CADY), Solvobase

Basen sind Stoffe, die durch Dissoziation in einem Lösungsmittel oder durch Reaktion mit dem Lö-sungsmittel die Menge der Lösungsmittel-eigenen Anionen (Lyat-Ionen) erhöhen.


Bei den Stoffen hängt ihre Zuordnung zu den Solvo-Säuren, –Basen oder –Salzen davon ab, in welches Lösungsmittel sie gerade gegeben werden:

NH4Cl + H2O NH4+ + OH

-

Solvosalz NH3(fl)

NH4Cl NH4+ + Cl

-

Solvosäure Begründungen!!!??? eine Neutralisation nach den Verständnis von CADY ist dann:

NH4Cl + NaNH2 NaCl + 2 NH3 weitere Lösungsmittel mit Eigen-Dissoziation sind:

2 SO3 SO2+ + SO32-

Schwefeltrioxid -Ion Sulfit-Ion

N2O4 NO+ + NO3-

Distickstofftetraoxid -Ion Nitrat-Ion

allg.: Sovens Lyonium-Ion + Lyat-Ion dazu gehören beispielhaft dann die folgenden Neutralisationen:

SOCl2 + Na2SO3 2 NaCl + 2 SO2

NOCl + AgNO3 AgCl + N2O4


5.4.1.1.3. Säuren und Basen nach BRÖNSTEDT (Protonen-Theorie der Säuren und Basen)

Wegen der verschiedenen Widersprüche im Säure-Base-Begriff von ARRHENIUS entwickelte der dänische Chemiker Johannes Nicolaus BRÖNSTED (eigentlich BRØNSTED; ) die Säure-Base-Theorie weiter (1923). Fast gleichzeitig und unabhängig von BRÖNSTED entwickelte LOWRY eine gleiche Säure-Base-Theorie. BRÖNSTED konzentrierte sich mehr auf den zu charakterisierenden Stoff, als auf das Lö-sungsmittel. Weiterhin löste er das Säure-Base-Verhalten vom flüssigen Zustand. Die Cha-rakterisierung eines Stoffes erfolgt nur noch über die Fähigkeit Protonen (Wasserstoff-Ionen) aufzunehmen oder abzugeben.

Salzsäure: HCl H+ + Cl-

Säure Base

Allgemein gilt: Säure H+ + Base

oder: Base + H+ Säure Alle Säure-Base-Reaktionen (nach BRÖNSTED) wurden von ihm auf Protonen-Übertragungs-Reaktionen zurückgeführt. Der neue Aspekt in der BRÖNSTEDschen Theorie war, dass er ne-ben Donatoren (Abgeber, Absender, Abspalter) nun auch Akzeptoren (Aufnehmer, Empfänger) ein-führte. Geben die Stoffe Protonen ab, dann sind sie Säuren, nehmen sie Protonen auf, sind sie eben Basen. Da der Stoff, der als Säure fungiert bei der Protonen-Abspaltung (Protolyse) einen Säure-Rest erzeugt, der gleich wieder das Proton aufnehmen kann – also als Base fungiert – sind immer eine Säure und eine Base direkt miteinander "verbunden". BRÖNSTEDT bezeichnete solche zusammenhängenden Säure-Base-Konstellationen als korrespondieren-des Säure-Base-Paar (auch: konjugiertes Säure-Base-Paar). 1924 entdeckten FAJANS und JOST, dass die Protonen nicht losgelöst (manchmal auch als nackt

bezeichnet) vorkommen. In Wasser werden sie sofort von partiell negativ geladenem Sauer-stoff angezogen und gebunden. Das dabei gebildete komplexe Ion wurde Hydronium-Ion (H3O

+, selten auch: Hydroxonium-Ion) genannt.

H+ + H2O H3O+

Nach BRÖNSTEDT ist auch diese Reaktion eine Säure-Base-Reaktion. Da die Protonen-Abgabe immer mit einer Protonen-Aufnahme verbunden ist, werden beide (Teil-)Reaktionen immer gleich miteinander verbunden. Das quasi gelöste Proton wurde deshalb auch solvatisiertes Proton genannt. An einem be-stimmten Wasser-Molekül verbleibt das proton allerdings nur durchschnittlich 10-13 s. Dann wird es vom benachbarten Wasser-Molekül (- genauer, dem partiell negativ geladenem Sauerstoff-Atom

-) übernommen. Heute wissen wir, das sich noch weitere Wasser-Moleküle mit dem Hydronium-Ion verbinden und immer größere Ionen (Verklumpungen, Cluster) bilden. Sie werden auch als Oxonium-Ionen (H5O2

+, H7O3

+, H9O4

+ usw.; nach

IUPAC: Oxidanium) bezeichnet. Da aber nicht wirklich ein neuartiger chemischer Effekt dabei auftritt, belässt man es bei den Hydronium-Ionen.


Insgesamt kommen wir dann z.B. zu folgender Gleichung:

Salzsäure: HCl + H2O H3O+ + Cl

-

Das teilweise negativ geladene Sauerstoff-Atom des Wasser-Moleküls wechselwirkt mit dem teilweise positiv geladenen Wasserstoff-Atom des Chlorwasserstoff-Moleküls. Das Wasserstoff-Atom bildet zeitweilig eine Brücke zwischen beiden Molekülen und wird dann meistens zum Wasser-Molekül gezogen. Die Bindungs-Elektronen des Chlorwasserstoff verbleiben beim Chlor, so dass insgesamt zwei Ionen entstehen – das negativ geladene Chlorid-Ion und das positiv geladene Hydronium-Ion. Das Hydronium-Ion und das Chlorid-Ion interagieren auch wieder miteinander und bilden dann die Wasser- und Chlorwasserstoff-Moleküle zurück.

Schwefelsäure: H2SO4 + 2 H2O 2 H3O+ + SO4

2-

Die Gleichung für die Schwefelsäure erzeugt den Eindruck das Schwefelsäure-Molekül rea-giert in einem Zug mit zwei Wasser-Molekülen. Praktisch ist dies aber überhaupt nicht so. Die Schwefelsäure reagiert zuerst einmal nur mit einem Wasser-Molekül.

H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4

-

Es findet also erst einmal nur ein Protonen-Übergang statt. Erst wenn ein Großteil der Schwefelsäure einmal deprotonisiert wurde, dann kommt es auch zum zweiten Schritt. Nun wird das zweite Proton übergeben. Protolysen finden immer stufig statt! Dem Ion – hier z.B.

dem Hydrogensulfat-Ion (HSO4-) – fällt es recht schwer ein weiteres Proton abzugeben.

HSO4- + H2O H3O

+ + SO42-

Diese Differenzierung der einzelnen Protonen-Übergänge spielt eine sehr große Rolle bei der Säuren- bzw. Basen-Stärke ( 5.4.1.1.8. die Stärke von Säuren und Basen). Säure1 Base2 Säure2 Base1

HCl + H2O H3O+ + Cl

-

HF + H2O H3O+ + F

-

HBr + H2O H3O+ + Br

-

HI + H2O H3O+ + I

-

H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4

-

HSO4- + H2O H3O

+ + SO42-

H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4

-

H2PO4- + H2O H3O

+ + HPO42-

HPO42-

+ H2O H3O+ + PO4

3-

H2CO3 + H2O H3O+ + HCO3

-

HCO3- + H2O H3O

+ + CO32-

Neben den oben aufgeführten "klassischen" Säuren kommen nach dem Konzept von noch viele scheinbar gar nicht saure Stoffe. Bei genauen Hinsehen erkennen wir aber die Einhal-tung der Definition (Säuren = Protonen-Donatoren).


Säure1 Base2 Säure2 Base1

NH4+ + H2O NH3 + OH

-

+ H2O H3O+ +

-

Vor allem halten uns diese Gleichungen deutlich vor, dass Säuren nicht zwangsläufig an die Anwesenheit von Hydronium-Ionen (bzw. Wasserstoff-Ionen) auf der Reaktions-Produkte-Seite gebunden ist.


Aufgaben:

1. Schreiben Sie die Struktur-Gleichung für die Dissoziation des Chlorwasser-

stoffs ab und ergänzen Sie die fehlenden Elektronen-Paare (LEWIS-

Schreibweise) z.B. mit Bleistift!

2. Stellen Sie für die Reaktion von Schwefelsäure und Wasser die Struktur-

Gleichung auf!

Bei der Betrachtung der Basen entstehen Gleichungen, die anfänglich etwas verwirrend sind:

Natriumhydroxid: NaOH + H2O Na+ + H2O + OH-

Beim ionischen Natriumhydroxid interagiert vor allem das Hydroxid-Ion aus dem Kristall-Gitter mit dem teilweise positiv geladenen Wasserstoff-Atom aus dem Wasser-Molekül. Das (Kristall-)Hydroxid-Ion entreißt dem Wasser-Molekül ein Wasserstoff-Ion und bildet damit ein (neues) Wasser-Molekül. Vom ursprünglichen Wasser-Molekül bleibt ein (neu-gebildetes) Hydroxid-Ion übrig.

Wenn man sich aber das Reaktions-Verhalten genauer ansieht, dann ist das Wasser wel-ches eingesetzt wird, nicht mit dem identisch, was gebildet wird. Der Ausgangsstoff Wasser reagiert mit den Hydroxid-Ionen aus der dissozierenden Base und gibt an dieses ein Proton (Wasserstoff-Ion) ab. Das eingesetzte Wasser wird dabei zum Hydroxid-Ion, welches unsere Lösung basisch macht.

NaOH + H2O Na+ + H2O + OH-

Nun bringt diese Schreibung aber keinen Vorteil, so dass man im Allgemeinen auf das scheinbar zusätzliche Wasser verzichtet und bei der klassischen Schreibweise (nach dem ARR-

HENIUS-Konzept) bleibt. Schaut man aber genauer hin, dann wird offensichtlich, dass nach BRÖNSTEDT nicht das Me-tall-Hydroxid die Base ist, sondern nur das enthaltene Hydroxid-Ion. Nur dieses hat die Fä-higkeit ein Proton aufzunehmen.

OH- + H2O H2O + OH

-

Das Natrium-Ion ist also nur schmückendes Beiwerk. Ohne das Metall-Ion wird die Glei-chung aber noch verwirrender. Was reagiert denn nun? Schließlich ließe sich hier auch alles kürzen. Nur mit dem Hintergrundwissen, dass es sich um verschiedene Moleküle handelt, erhalten die Gleichungen einen chemischen Sinn. Für die mehrwertigen Basen der Metalle der II. oder III.-Hauptgruppe des PSE ändert sich praktisch nichts an der Verfahrensweise.

Magnesiumhydroxid: Mg(OH)2 + 2 H2O Mg2+ + 2 OH- + 2 H2O

Aber wir hatten ja noch das Ammoniak als Problem. Kann uns BRÖNSTED hier eine Lösung anbieten?


Beim Lösen von Ammoniak in Wasser finden wir nun auch endlichen einen Stoff, der uns die beobachteten Hydroxid-Ionen liefern kann – nämlich das Wasser:

Ammoniak: NH3 + H2O NH4+ + OH

-

Das partiell geladene Wasserstoff-Atom des Wassers wird besonders vom freien Elek-tronen-Päarchen des Stickstoff-Atoms aus dem Ammoniak-Molekül angezogen. Durch die Übernahme des Wasserstoff-Ions auf das Ammoniak-Molekül entsteht das Ammo-nium-Ion und aus dem Wasser-Molekül wird ein Hydroxid-Ion. Die Ionen können für sich wieder miteinander reagieren und die Ausgangs-Teilchen zu-rückbilden.

Somit ist die BRÖNSTED-Theorie der Säuren und Basen wirklich ein deutlicher Fortschritt. Definieren wir nun die Säuren und Basen nach BRÖNSTED (1923). Säuren sind demnach Stoffe, die in wässrigen Lösungen ein oder mehrere Proton(en) (Wasserstoff-Ion(en)) abge-ben (Protonen-Spender, Protonen-Donatoren (lat.: donore; donare … abgegeben)). Basen sind Stoffe, die in wässriger Lösung ein oder mehrere Proton(en) (Wasserstoff-Ion(en)) aufneh-men (Protonen-Empfänger, Protonen-Akzeptoren (lat.: accetare; accipere ... aufnehmen)). Die Kombination eines Donators mit einem Akzeptor werden wir noch öfter wiederfinden. Man spricht auch vom Donator-Akzeptor-Prinzip oder –Konzept. Base1 Säure2 Säure1 Base2

NaOH + H2O Na+ + H2O + OH-

KOH + H2O K+ + H2O + OH-

LiOH + H2O Li+ + H2O + OH-

Mg(OH)2 + 2 H2O Mg2+ + 2 H2O + 2 OH-

Ca(OH)2 + 2 H2O Ca2+ + 2 H2O + 2 OH-

Ba(OH)2 + 2 H2O Ba2+ + 2 H2O + 2 OH-

Al(OH)3 + 3 H2O Al3+ + 3 H2O + 3 OH-

NH3 + H2O NH4+ + OH

-

Dem aufmerksamen Leser wird nun gleich ein Widerspruch zu den Säure-Gleichungen auf-fallen. Dort hatten wir ausdrücklich Wert darauf gelegt, dass jeder Protonen-Übergang ein-zeln abläuft. Und nun hier? Laufen die Vorgänge hier anders? Ja, denn wenn sich das feste (kristalline) Hydroxid auflöst, liegen gleichberechtigt alle Ionen gleichzeitig vor. Einige stufige Abgabe erfolgt nicht. Somit können und müssen die Gleichungen – wie oben – geschrieben werden. Trotzdem läuft natürlich für jedes Wasser- bzw. Hydroxid-Teilchen die Protolyse einzeln ab, d.h. es kommt immer nur zur Abgabe bzw. Aufnahme eines Protons. Stoffe, die als Säure und Base reagieren können, nennt man Ampholyte. Wir sagen, sie rea-gieren amphoter. Die Aussage "Ampholyte reagieren neutral" ist falsch (!!!), da die einzelnen Reaktionen bzw. Gleichgewicht in

ganz unterschiedlicher Form einstellen. Dazu mehr bei der Betrachtung der Stärke von Säuren und Basen ( 5.4.1.1.8. die Stärke von Säuren und Basen).

Johannes Nicolaus BRÖNSTED lebte von 1879 bis 1947. Der britische Forscher Thomas LOWRY definierte zeitgleich und unabhängig die Säuren und Basen wie BRÖNSTED. Sein Wir-ken ist aber ein wenig in den Hintergrund der Geschichte gerutscht. In wissenschaftlichen Büchern findet man in Anerkennung der Leistungen von LOWRY die Benennung als BRÖNSTED – LOWRY – Theorie bzw. BRÖNSTED – LOWRY – Konzept.


Da bei den Reaktionen ein oder mehrere Proton(en) von einem Stoff zum nächsten übertra-gen werden, sprechen wir von einer Reaktion mit Protonen-Übergang oder auch einer protolytischen Reaktion. Man findet auch die Bezeichnungen Protonen-Austausch und Prototropie dafür. Die Protonen können für sich nicht frei existieren. Deshalb ist eine Proto-nen-Abgabe immer mit einer Protonen-Aufnahme verbunden. Eigentlich müsste man sogar sagen, eine Protonen-Aufnahme ist immer mit einer –Abgabe verbunden. Der aufnehmende Stoff besitzt quasi Saug-Eigenschaften für Protonen. Wenn diese nicht da wären, würde der andere Stoff die Protonen nicht von sich aus abgeben (können). Das können wir mit den Teil-Reaktionen auch gut darstellen:

HCl H+ + Cl- Protonen-Abgabe

Protonen-Übergang

H2O + H+ H3O+ Protonen-Aufnahme

Aus logischen Gründen schreiben wir eigentlich immer zuerst die abgebende Teil-Reaktion, damit wir eben etwas zum Übertragen erhalten, und dann als Zweites die aufnehmende. Fasst man beide Teil-Reaktionen zusammen: ______________________________________________

HCl + H2O + H+ H+ + Cl- + H3O

+

dann kann man die auf beiden Seiten vorkommenden Wasserstoff-Ionen herauskürzen:

HCl + H2O Cl- + H3O

+

Im Ergebnis erhalten wir die schon bekannte BRÖNSTEDsche Gleichung der Salzsäure. Wir wollen uns die Teil-Reaktionen noch einmal genauer ansehen und die Stoffe in Stoff-klassen nach BRÖNSTED einteilen. Salzsäure ist als Protonen-Donator eine Säure und Was-ser der Akzeptor, also die Base.

HCl H+ + Cl- Protonen-Abgabe

Säure


Base Da die Reaktionen aber im Gleichgewicht, also hin und zurück ablaufen können, müssen wir auch die Chlorid- und die Hydronium-Ionen zuordnen. Da das Chlorid-Ion ein Proton auf-nehmen kann, ist es eine Base. Läuft die Protonen-Aufnahme rückwärts, dann ist das Hydronium-Ion ein Protonen-Donator, also eine Säure. In einer chemischen Reaktion treten Säure und Base immer als Paar auf (S-B-Paar, SBP).

HCl H+ + Cl- Protonen-Abgabe (Lösung)

Säure Base Säure-Base-Paar Protonenübergang


Base Säure Säure-Base-Paar Eine Säure und die abgleitete Base bilden ein zusammengehörendes Paar – das korrospondierende Säure-Base-Paar (korrosp. S-B-Paar, kSBP).


In BRÖNSTED-Gleichungen haben wir also zwei Säuren und zwei Basen, die insgesamt auch zwei Paare bilden. Zusammengehörende Säure-Base-Paare erhalten die gleichen Indizes: ___________________________________________________________________________________________________

HCl + H2O H3O++ Cl

-

Säure1 Base2 Säure2 Base1 korrespondierende S-B- Paare Gesprochen werden die Säure-Base-Paare dann z.B. Säure 2 und Base 1 (Reaktions-Produkte). Betrachten wir nun – der Einfachheit halber – die Säure- und Basen-Paare für eine Base in Kurzform nur mit kurzen Überschriften:

NaOH + H2O Na+ + OH- + H2O

Teilreaktionen:

NaOH Na+ + OH- Dissoziation / Lösung

H2O H+ + OH- Protonen-Abgabe

Säure1 Base1 korrosp. S-B-Paar 1 Protonenübergang

OH- + H+ H2O Protonen-Aufnahme

Base2 Säure2 korrosp. S-B-Paar 2 Zusammenfassung: _______________________________________________

NaOH + H2O Na+ + OH- + H2O

Base2 Säure1 Base1 Säure2 Die Reaktionen bei den Basen sehen immer etwas undurchsichtig und kompliziert aus. Man muss sich dabei aber vergegenwärtigen, dass immer zwei "Arten" von Wasser-Moleküle auf-treten. Einmal tritt Wasser als Ausgangsstoff auf und wird in Protonen (Wasserstoff-Ionen) und Hydroxid-Ionen zerlegt. Daneben entsteht "neues" Wasser als Reaktions-Produkt aus Proto-nen und dem herausgelösten Hydroxid-Ionen.

Definition(en): Säure (BRÖNSTED) Säuren sind Stoffe, die in wässrigen Lösungen Protonen (Wasserstoff-Ionen) abspalten.

Definition(en): Base (BRÖNSTED) Basen sind Stoffe, die in wässrigen Lösungen Protonen (Wasserstoff-Ionen) aufnehmen.


Definition(en): korrespondierendes Säure-Base-Paar Ein korrespondierendes (auch: konjugiertes) Säure-Base-Paar sind eine Säure und eine Base, die durch Protolyse ineinander übergehen können. Die Säure wird durch die Abgabe eines Proton (Wasserstoff-Ions) zu einer Base. Die Base wird durch die Auf-nahme des Protons zur dazugehörigen Säure.

Ein korrespondierendes Säure-Base-Paar sind zwei Stoffe, die sich durch ein Proton / Was-serstoff-Ion unterscheiden.

Definition(en): Ampholyt (BRÖNSTED) Ampholyte sind Stoffe, die in wässrigen Lösungen sowohl Protonen (Wasserstoff-Ionen) aufnehmen als auch abgeben können.

Ampholyte sind Stoffe, die sowohl als Säuren als auch als Basen reagieren können.

Praktisch einschrittiges Lösen eines mehrwertigen Hydroxides ist trotzdem mit einer differen-zierten Protonisierung der gerade aufgelösten Hydroxid-Ionen verbunden. Im Allgemeinen ergibt sich nun folgendes Schema:

korrespondierendes Säure-Base-Paar 1

Säure1 + Base2 Base1 + Säure2

korrespondierendes Säure-Base-Paar 2

nach BRÖNSTED werden unterschieden:

Neutral-Säuren (z.B.: HNO3, )

Kationen-Säuren (z.B.: NH4+

Anionen-Säuren (z.B.: HCO3-, HSO3

-, )

sowie die analogen:

Neutral-Basen (z.B.: NH3)

Kationen-Basen (z.B.: [Al(OH)(H2O)5]2+, )

Anionen-Basen (z.B.: HCO3-, HSO3

-,)

den Basen ist ein freies Elektronen-Paar gemeinsam, dass für eine kovalente Bindung mit einem Wasserstoff-Ion bereit steht


typische konjugierte / korrespondierende Säure-Base-Paare

Anionen-Säure

HX- H+ + X2-

HX- + H2O H3O

+ + X2-

z.B.:

HSO4- + H2O H3O

+ + SO42-

Neutralsäure

HX H+ + X-

HX + H2O H3O+ + X

-

z.B.:

HCl + H2O H3O+ + Cl

-

Kationen-Säure

HX+ H+ + X

HX+ + H2O H3O+ + X

z.B.:

NH4+ + H2O H3O

+ + NH3 Anionen-Base

X- + H+ H2X

X- + H2O H2X + OH

-

z.B.:

OH- + H2O H2O + OH

-

Neutralbase

HX + H+ H2X+

HX + H2O H2X+ + OH

-

z.B.:

H2O + H2O H3O+ + OH

-

Kationen-Base

HX+ + H+ H2X2+

HX+ + H2O H2X2+ + OH

-

z.B.:

[Fe(OH)(H2O)5]2+ + H2O [Fe(H2O)6 ]

3+ + OH-


Definition(en): Reaktionen mit Protonen-Übergang / Protolysen .

Die Protonen-Übergänge nach BRÖNSTED sind nicht auf wässrige Lösungen beschränkt. Auch in der Gas-Phase oder in anderen Lösungsmitteln (z.B. Ethanol) sind Protolysen mög-lich.

HCl + C2H5OH C2H5OH2+ + Cl

-

HCl(g) + NH3(g) NH4Cl(s) Die BRÖNSTED-Theorie über Säuren und Basen ist eine der derzeit verbreiteten und ver-ständlichen. Sie ist auch für den weniger theoretischen Chemiker nutzbar und entsprich vie-len Alltagserfahrungen. Aber natürlich bleiben im Wissenschaft-Leben alle Theorien nie lan-ge undiskutiert und von Fortschritten verschont ( Säure-Base-Konzepte von LEWIS und USANOVIČ).


5.4.1.1.4. Autoprotolyse des Wassers

Dem aufmerksamen Leser ist nun sicher auch schon aufgefallen, dass Wasser mal als Säu-re und mal als Base diente. Wenn das so gehen soll, dann müsste Wasser auch mit sich selbst reagieren können. Denn woher soll das eine Wasser-Molekül "wissen", was an der gegenüberliegenden Seite des anderen Wasser (Reaktionspartner) für ein Rest angebunden ist? Probieren wir also mal die Reaktion von Wasser mit sich selbst:

H2O + H2O H3O+ + OH

-

Teilreaktionen:

H2O H+ + OH- Protonen-Abgabe



Base2 Säure2 korrosp. S-B-Paar 2 Zusammenfassung: ________________________________________

H2O + H2O H3O+ + OH

-

Säure1 Base2 Säure2 Base1 Die Reaktion von Wasser mit sich selbst nennen wir Autoprotolyse. Da Wasser sowohl als Base als auch als Säure reagieren kann, ist ein sogenanntes Ampholyt (amphis .. griech.: auf

beiden Seiten; lysis .. griech.: Auflösung). Mit radioaktivem Wasser, welches Deuterium (2H) und O-18-Atome (18O) enthält, kann man eine andere Wasser-Probe untersuchen. Dabei kann man nachweisen, dass es wirklich zu ständigen Protonen-Übergängen zwischen den Wasser-Molekülen kommt. Nach kurzer Zeit findet man nämlich Deuterium an normalen Sauerstoff-Atomen und an den O-18-Atomen die einfachen Wasserstoff-Atome. Das die Hydroxid- und die Hydronium-Ionen wirklich im Wasser vorkommen, kann man durch eine Prüfung der elektrischen Leitfähigkeit testen. Wären die Wasser-Moleküle nur als nach außen neutrale Teilchen vorhanden, dann müsste die Leitfähigkeit gleich null sein. Praktisch messen wir aber eine Leitfähigkeit von 5 µS/m (S .. SIEMENS; andere Einheiten: 1/(Ω

m) = Ω-1

m-1

= A/(V m) = A V-1

m-1) auch in sehr reinem Wasser (demineralisiert bzw. destilliert). Dies ist

ein recht gutes Ergebnis für ionische Lösungen (Elektrolyte). Im Vergleich zu metallischen Leitern (Leiter 1. Klasse) sind ionische Lösungen immer schlechter leitend (Leiter 2. Klasse). Dies liegt vorrangig an den großen geladenen Teilchen (gelöste Ionen), die nun im elektri-schen Feld wandern müssen. Im Metall können sich die winzigen Elektronen im fast leeren Raum zwischen den Atom-Kernen natürlich wesentlich besser bewegen. Im reinen Wasser kommt es bei rund 600.000.000 Molekülen ein einziges Mal zur Autoproto-lyse. Die exakte Anzahl wird mit 555.600.000 Molekülen angegeben. Das chemische Gleichgewicht ist also eindeutig in Richtung Ausgangs-Stoffe verlagert:

H2O + H2O H3O+ + OH

-


Aufgaben:

1. Berechnen Sie exakt, wieviele Umsätze es bei einem Mol Wasser zu einem

Zeitpunkt geben müsste!


2. Wieviele Wasser-Moleküle liegen in einem Liter Wasser dissoziiert vor?

Bringt man nun das Massen-Wirkungs-Gesetz (MWG) ins Spiel, dann ergibt sich zuerst:

Da die Konzentration des Wassers im Wasser praktisch gleich 1M ist, vereinfacht sich Glei-chung auf: Die wenigen Moleküle, die zerfallen, machen sich erst in der 7. Nachkomma-Stelle bemerkbar.

Das Gleichgewicht ist Temperatur-Abhängig. Die Rück-Reaktion ist exotherm, was z.B. für eine Verfolgung der Neutralisation genutzt werden kann. Je größer also die Temperatur, umso stärker wird die endotherme Hin-Reaktion bevorteilt. In der nebenstehenden Tabelle wird dies be-sonders bei den höheren Temperaturen (50 und 100 °C) deutlich.

Temperatur

[°C]

KW [mol

2 * l

2]

pKW

[ ] pH [ ]

10 0,36 * 10-14

14,45

15

18 0,74 * 10-14

14,13 7,07

20 0,86 * 10-14

14,07

22 1,00 * 10-14

14,00 7,00

25

30 1,89 * 10-14

13,73

40

50 5,60 * 10-14

13,25

100 74,00 * 10-14

12,13 6,07

böse Frage zwischendurch: (nur für pH-/pOH-Kundige)

Wie groß ist der pOH-Wert bei 100 °C? Begründen Sie Ihre Wert-Auswahl

oder -Berechnung!

Die Autoprotolyse scheint eine relativ seltene Reaktion zu sein. Sie kann kaum als Ursache für die vielen besonderen Eigenschaften des Wassers dienen. Einige dieser Eigenschaften sind so besonders, dass man sie als Anomalien erfasst. Hier seien nur die ungewöhnlichen Schmelz- und Siedepunkte des Wassers oder auch die Dichte-Anomalie bei -4 °C genannt. Sie haben im Wesentlichen einen anderen Grund. Wasser bildet bei der "Reaktion" mit sich selbst sogenannte Wasserstoff-Brücken aus. Dabei teilen sich zwei Wasser-Moleküle zeit-weilig ein Wasserstoff-Atom. Dieses schwebt gewissermaßen zwischen den Sauerstoff-Atomen. Diese Brücken werden sehr häufig ausgebildet. Manchmal wird das Wasserstoff-Atom dann stärker vom fremden Sauerstoff-Atom angezogen und es bilden sich die Hydronium- und Hydroxid-Ionen ( Autoprotolyse). Das Brücken-Wasserstoff-Atom kann aber auch wieder zu seinem ursprünglichen Sauerstoff-Atom zurückwandern und es bilden sich die beiden Wasser-Moleküle zurück. Im nächsten Augenblick interagiert dieses oder das


andere Wasserstoff-Atom mit einem anderen Wasser-Molekül. So bildet sich ein höchst dy-namisches Netzwerk sich ständig neu verbindender Wasser-Moleküle. Wasserstoff-Brücken-Bindung

Aufgaben:

1. Skizzieren Sie obige Gleichung in vollständiger LEWIS-Schreibweise!


2. Finden Sie weitere Anomalien des Wassers! Erläutern Sie diese jeweils

kurz!

Auch andere Lösungsmittel neigen zur Auto-Protolyse: Base1 Säure2 Säure1 Base2

NH3 + NH3 NH4+ + NH2

-

CH3-COOH + CH3-COOH CH3-COOH2+ + CH3-COO

-

H2SO4 + H2SO4 H3SO4+ + HSO4

-

HNO3 + HNO3 H2NO3+ + NO3

-


5.4.1.1.5. Neutralisation

Definition(en): Neutralisation (ARRHENIUS) Eine Neutralisation ist die chemische Reaktion, bei der sich Wasserstoff-Ionen (einer Säure) mit den Hydroxid-Ionen (einer Base) stöchiometrisch vereinen. Dabei wird sowohl die saure als auch die basische Wirkung aufgehoben / neutralisiert.

HCl + NaOH NaCl + H2O Teilreaktionen:

NaOH Na+ + OH- Dissoziation / Lösung

HCl H+ + Cl- Protonen-Abgabe (#)


OH- + H+ H2O Protonen-Aufnahme

Base2 Säure2 korrosp. S-B-Paar 2 bzw. mit dem Base-Rest:

Na+ + OH- + H+ Na+ + H2O Protonen-Aufnahme (#)

Base2 Säure2 Zusammenfassung: (der Teilreaktionen mit #) ______________________________________________________________

HCl + Na+ + OH- + H+ H+ + Cl

- + Na+ + H2O

Säure1 Base2 Base1 Säure2 nach dem Kürzen und Zusammenfassen der Ionen zu Stoffen:

HCl + NaOH NaCl + H2O Säure1 Base2 Base1 Säure2 und als allg. Schema: Säure Base Salz Wasser Der Kern dieser Reaktion (einer phänomenologischen Säure und Base (nach ARRHENIUS)) ist die Ad-dition von Hydroxid- und Wasserstoff-Ion:

OH- + H+ H2O

Die Teilchen, die unsere Ausgangsstoffe phänomenologisch zu Säure und Base machten löschen sich gegenseitig aus. Aus einen saurem und einem basischen Teilchen wird ein neutrales. Wir sprechen hier deshalb von einer Neutralisation.


Stellen wir uns die Protonen an Wasser gebunden vor, dann kommen wir zu unserer Auto-Protolyse-Gleichung des Wassers zurück – nur in der umgedrehten Schreibweise:

OH- + H3O

+ H2O + H2O

Base2 Säure1 Säure2 Base1

Definition(en): Neutralisation (BRÖNSTED) Neutralisationen sind chemische Reaktionen (Säure-Base-Reaktionen), bei denen Hydronium-Ionen Protonen an Hydroxid-Ionen abgeben.

Das Gleichgewicht ist praktisch sehr stark zum Wasser hin verschoben. Die ungefähren Zah-len-Verhältnisse für die einzelnen Teilchen haben wir ja schon gekennzeichnet.

OH- + H3O

+ H2O + H2O

quantitative Betrachtung der Neutralisation Nun kann man chemische Gleichungen als exakte quantitative Systeme betrachten. Dabei sind zwei unterschiedliche Interpretationen / Les-Arten einer chemischen Gleichung zulässig. Wenn wir bei der obigen Ausgangsgleichung bleiben, dann sind dies:

Ein Teilchen Chlorwasserstoff reagiert mit einer Baueinheit Natriumhydroxid zu einer Baueinheit Natriumchlorid und einem Molekül Wasser.

bzw. (in der Stoffmengen-Betrachtung):

Ein Mol Chlorwasserstoff reagiert mit einem Mol Natriumhydroxid zu einem Mol Natriumchlorid und einem Mol Wasser.

In beiden Fällen sind die Stoffmengen-Angaben – egal ob als Teilchen-Anzahl oder als Stoffmenge – immer äquivalent zu-einander. Das setzt sich über die Teil-Reaktionen bis zu den Gesamt-Gleichungen fort, die jeweils ausgewählte Details einer Reaktion darstellen. Damit z.B. die Säure vollständig neutralisiert wird, müssen alle Hydronium-Ionen mit einem Hydroxid-Ion reagieren kön-nen. Nur dann haben wir am Ende eine neutrale Situation. Die Äquivalenz der verschiedenen Stoffmengen kann man nun z.B. auch zur Berechnung von unbekannten Größen be-nutzen. Es gilt:

n [H3O+] = n [OH

-]

Liegen z.B. in einer Probe 1.000.000 Hydronium-Ionen vor, dann benötigt man genau 1.000.000 Hydroxid-Ionen zur Neutralisation. Dabei ist es egal, wie konzentriert die Einzel-Lösungen sind. Ob sich die 1 Mill. Hydronium-Ionen in einem oder z.B. zwei Liter verteilen, ist praktisch egal. Es wird nur etwas länger dauern, bis die 1 Mill. Hydroxid-Ionen endlich ihren Partner für eine Neutralisation finden werden.


Methode: Aufstellen von Neutralisations-Gleichungen z.B. Neutralisation von Aluminiumhydroxid mit Schwefelsäure

Notieren der Wort-Gleichung (aus der Aufgabe heraus)

| Aluminiumhydroxid + Schwefelsäure Wasser | (wegen "Neutralisation")

Heraussuchen der Formeln für die Verbindungen ( Tabellen, ev. selbst Aufstellen)

| Al(OH)3 + H2SO4 H2O | Aufstellen der einfachen Dissoziation-Gleichungen (um die Wertigkeit der Säure bzw. Base zu ermitteln)

Al(OH)3 Al3+ + 3 OH- 3-wertige Base

H2SO4 2 H+ + SO42-

2-wertige Säure

Ermitteln der Faktoren für die Stoffe über das Kleinste gemeinsame Vielfache (KGV) 3 * 2 = 6 (KGV) 2 * 3 = 3 * 2 = 6 Benutzen der Faktoren für die Dissoziations-Gleichungen

2 Al(OH)3 2 Al3+ + 6 OH-

3 H2SO4 6 H+ + 3 SO42-

Zusammenfassen der beiden Dissoziations-Gleichungen ______________________________________________________________

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 2 Al3+ + 6 OH- + 6 H+ + 3 SO4

2-

"Durchführen" der Neutralisation (Zusammenfassen von Wasserstoff- und Hydroxid-Ionen)

6 OH- + 6 H+ 6 H2O

Ersetzen der neutralisierten Ionen durch das Wasser

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 2 Al3+ + 6 H2O + 3 SO42-

fertig!

ev. Aufstellen der Stoff-Gleichung:

2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 6 H2O fertig!


Der Zusatz eines Indikators vereinfacht die Beobachtung und das Finden des sogenannten Äquivalenz-Punktes. An die-sem Punkt ist die Neutralisation vollständig. Für genaue quantitative Untersuchungen benötigt man von einer Lösung (Säure oder Base) genaue Inhaltsangaben. Mit-tels vorgefertigter Ampullen kann man sich im Labor definier-te Lösungen mit Konzentration von z.B. 0,1 oder 1,0 mol/l Säure bzw. Base herstellen. Nehmen wir z.B. mal an in einer Wasserprobe befindet eine unbekannte Menge Base. Von der Probe steht uns ein Liter zur Verfügung. Wir wollen nun wissen, wie groß die Menge (Stoffmenge od. Konzentration) an Hydroxid-Ionen in der Probe ist.

Nun könnte man aus einem Gefäß mit einer genauen Maß-Einteilung (z.B. Standzylinder) nach und nach etwas von einer definierten Säure in die Probe kippen. Damit wir den Äquiva-lenz-Punkt beobachten können, geben wir zur Probe einige Tropfen Indikator dazu. Nach und nach wird sich durch das Hinzufügen der Säure, die Probe von blau nach grün verfär-ben. In dem Augenblick, wenn der Indikator in der Probe eine grüne Farbe annimmt, wird das zugekippte Volumen der definierten Säure exakt erfasst. Nehmen wir an, wir hätten 127 ml einer 1 M-Lösung (1M = 1 mol/l) verbraucht, dann können wir über die Formel:

c .. Konzentration [mol/l] n .. Stoffmenge [mol] V .. Volumen [l]

sehr einfach die Stoffmenge für die eingesetzten Hydronium-Ionen berechnen:

Umstellen nach n

Anwenden auf einen Stoff

Einsetzen der bekannten Werte

Berechnen mit

Kürzen der Einheiten Da definitionsgemäß die Äquivalenz erfüllt sein muss:

n [H3O+] = n [OH

-]

können wir auf eine Konzentration der Hydroxid-Ionen von ebenfalls 0,127 mol schließen. In der Praxis geht man allerdings etwas anders vor. Zum Einen möchte man die Untersu-chung statistisch sichern. Da die Proben-Menge meist irgendwie begrenzt ist, bleibt nur eine Teilung in kleine Proben. Soll z.B. eine 1-Liter-Probe in Teil-Proben a 200 ml geteilt werden, dann sind praktisch nur 4 Proben nutzbar. Der Rest der 1-Liter-Probe ist selten noch genau die 200 ml, die theoretisch übrigbleiben müssten. Da ist irgendwo ein Tropfen danebenge-gangen oder hängt noch in einem Gefäß, dem Trichter usw. Somit erhält man praktisch im-mer eine Teil-Probe weniger, als theoretisch möglich wäre.


Die Teilung der Probe ermöglicht es uns auch einem zweiten Problem aus dem Weg zu gehen, nämlich einer versehent-lichen Total-Zerstörung des Proben-Materials schon mit dem ersten Meß-Vorgang. Aus Erfahrung wissen wir, dass der erste Versuch nicht immer gleich auch der Beste ist. Geräte müs-sen sich erst warmlaufen, Laboranten müssen sich auf neue Geräte und Pro-ben-Mengen einstellen. Deshalb wird der erste Versuch nur zur Orientierung ge-nutzt. Je nachdem in viele Teil-Proben man nun seine Haupt-Probe geteilt hat, kann man nun noch drei- oder acht-mal messen. Dies reicht dann auch für eine einfache statistische Auswertung. Am Ende darf man dann nur nicht ver-gessen, den Mittelwert noch mit dem Proben-Teiler zu multiplizieren, damit man das Rechen-Ergebnis zur Haupt-Probe passt. Für die Messung verwendet man auch wesentlich genaue Glas-Geräte, als z.B Standzylinder. Für solche Maß-Analysen werden zumeist sogenannte Büretten genutzt.

Für unsere angenommene Probe von oben könnten die Meß-Ergebnisse ungefähr so aus-gesehen haben:

Volumen der Probe: 1 l

Proben-Teiler: 5

Volumen der Teil-Proben: 200 ml = 0,2 l

Proben-Nr. 1 (Vor-Probe) 2 3 4 5

Meß-Ergebnis 25,8 ml 25,4 ml 25,3 ml 25,5 ml

Durchschnitt: 25,4 ml

multipliziert mit Proben-Teiler Ergebnis: 127 ml

Man könnte natürlich auch jede Probe die Stoffmenge einzeln berechnen und am Schluss dann den Mittelwert und das Produkt berechnen. Die Erfahrung sagt, wenn man die Mess-werte frühzeitig zusammenfasst (mittelt), dann reduziert sich der restliche Rechen-Aufwand meist beträchtlich. Eine etwas ausführlichere Darstellung der Methode ist auch noch mal im Kapitel Stöchiomet-rie zu finden ( 6. Stöchiometrie). Bei mehrwertigen Säuren treten für die einzelnen Stufen eigenständige Neutralisationen auf. Besonders gut kann man diese bei Titrationen beobachten, die mit technischen Mitteln ver-folgt werden ( Titration). Die Titration muss immer mit einer Starken Säure bzw. Base durchgeführt werden. Nur so kann garantiert werden, dass der Stoff-Umsatz immer vollständig erfolgt. Dabei sollte die Maß-Lösung immer höher konzentriert sein, als die Proben-Lösung. Ist also der Verbrauch größer als das Proben-Volumen sollte man die nächsten Titrationen mit einer höher konzen-trierten Maß-Lösung durchführen. Dadurch werden Verdünnungs-Effekte reduziert.


Auch sollte nicht zu viel Indikator dazugegeben werden – wenige Tropfen reichen üblicher-weise. Indikatoren sind selbst Säure bzw. Basen und beeinflussen dadurch auch die Menge der verfügbaren Hydronium- bzw. Hydroxid-Ionen. Für exakte Titrationen benutzt man andere Beobachtungs-Möglichkeiten als Farbstoffe. In modernen Laboren sind spezielle pH-Elektroden verfügbar. Sie ermöglichen über Potential-Messungen ( Elektro-Chemie, NERST-Gleichung) eine sehr genau Erfassung des pH-Wertes. Für Neutralisationen von starken Säuren mit ebenfalls starken Basen ergeben sich cha-rakteristische Titrations-Kurven. Der Neutra-lisations-Punkt (Äquivalenz-Punkt) liegt symmetrisch in der sigmoiden Kurve.

Eine weitere Möglichkeit ist die Messung der Temperatur bzw. der Reaktions-Wärme. Da Neutralisationen exotherm sind kann so auch die Stärke der Neuralisation erfasst werden. Sehr weit verbreitet – und recht einfach zu realisieren – ist die sogenannte Konduktometrie. Bei ihr verfolgt man die Leitfähigkeit einer Lösung. Zum Zeitpunkt der vollständigen Neutrali-sation sind besonders wenig leitfähige Ionen vorhanden, was sich meßtechnisch gut be-obachten lässt.

Exkurs: Regeln zum Aufstellen der Namen für Salze 1. zuerst wird der Name des Metalls aus dem Hydroxid (z.B. Magnesium) bzw. der basische

Teil einer nichtmetallischen Base (z.B. Ammonium) genannt 2. es folgt der Name des Säure-Restes

2a) Sauerstoff-freie Säure-Reste erhalten die Endung –id (z.B. –chlorid (Cl-))

2b) Sauerstoff-reiche Säure-Reste erhalten die Endung –at (z.B. –sulfat (SO42-

))

2c) Sauerstoff-ärmere Säure-Reste erhalten die Endung –it (z.B. sulfit (SO32-

))

2d) Wasserstoff im Säure-Rest (bei noch nicht vollständig dissoziierten Säuren) werden durch die

Zwischen-Silbe –hydrogen– gekennzeichnet (z.B. hydrogensulfat (HSO4-))

bei Bedarf wird die Anzahl der Wasserstoff-Atome in Zahlwörtern vor die Zwischen-Silbe hinzugefügt (z.B. zwei -di-; drei -tri-)


Aufgaben:

1. Eine Liter-Probe (KOH) wurde von einem Labor-Anfänger in 200 ml-Teil-

Proben zerlegt und die folgenden Meßwerte aufgenommen:

35,2 ml; 32,2 ml; 32,0 ml; 32,1 ml; 29,1 ml

Als Maß-Lösung kam eine 1 M HCl-Lösung zum Einsatz. Werten Sie die

Meßwerte exakt aus und geben Sie die Stoffmenge KOH an!

2.


5.4.1.1.6. Welche Reaktionen sind den nun genau Säure-Base-Reaktionen?

Für uns zählt hier natürlich das Säure-Base-Konzept von BRÖNSTEDT. Die Ansichten von ARRHENIUS können hier natürlich mit einfließen. Bei einfachen (offensichtlichen) Säure-Base-Reaktionen kann man dieses Konzept zur schnellen Abarbeitung einer Aufgabe oder eines Problems benutzen. Universeller und wissenschaftlicher geht's mit BRÖNSTEDT. Bei der Prüfung, ob eine Reaktion ein Säure-Base-System darstellt, kann man mit einigen Vortests beginnen. Da spart man sich u.U. die aufwendige Suche nach den Teil-Reaktionen und den Säure-Base-Paaren. Vortests: ? Gibt es überhaupt Wasserstoff (, der zum Proton werden kann) in der Gleichung / Reaktion? Für eine Säure-Base-Reaktion ist Wasserstoff, der als Proton zwischen zwei Stoffen über-tragen wird eine notwendige Voraussetzung (siehe Def.). Alle Reaktionen, die keinen Was-serstoff enthalten, fallen schon durch die Vorprüfung. Fe + S FeS keine Säure-Base-Reaktion, da es überhaupt

keinen Wasserstoff in dieser Gleichung gibt (praktisch ist es eine Redox-Reaktion)

? Findet die Reaktion im wässrigen Milieu statt? Deutliche Zeichen hierfür sind die Aggregatszustand- bzw. Milieu-Angaben, die in den che-mischen Gleichungen gemacht werden. Da könnte zum Ersten Wasser als Ausgangsstoff oder Reaktionsprodukt auftauchen. Als zweite Möglichkeit bietet sich die Angabe von (aq) für aquatisiert als Zusatzangabe an chemischen Formeln an. Eine weitere Stelle, wo man nach Wasser suchen kann, ist der Reaktions-Pfeil. Steht da zum z.B. Wasser dran, dann kann man von einer allgegenwärtigen Anwesenheit von Wasser ausgehen. Reine Feststoff- oder Gas-Reaktionen (zu erkennen an (s) für solid bzw. (g) für gaesic) wer-den mit ziemlich großer Sicherheit keine Säure-Base-Vorgänge sein. Reaktionen mit flüssi-gen Stoffen (gekennzeichnet durch (f) für fluid) sind immer ein bisschen Säure-Base-verdächtig. ? Wandert der Wasserstoff zwischen den Ausgangsstoffen hin und her? Gerade in organischen Stoffen kommt Wasserstoff in rauen Mengen vor. Trotzdem finden wir hier relativ wenige S-B-Reaktionen. Wasserstoff ist hier Struktur-Element und in den meisten Fällen in einer Atom-Bindungs-ähnlichen Situation gebunden. Die Polarität der Cohlenstoff-Wasserstoff-Bindung ist so gering, dass eine Abspaltung eines Protons nur selten möglich ist. Man kann sich ev. merken, dass die Carbon-Säuren z.B. sehr typische Säuren sind. Alkoho-le können schwach sauer reagieren. In beiden Fällen gilt das besonders für kurzkettige / nie-dermolekulare Vertreter. Als mögliche Basen kommen z.B. viele organische Stickstoff-Verbindungen in Frage. ? Gibt es namentlich Säuren und / oder Basen, die miteinander reagieren? Tauchen Säuren, Basen und / oder Salze bei den Stoffnamen auf, dann sollte man gründlich weiter prüfen ( Haupttest). In vielen Fällen sind Säure-Base-Reaktionen so schnell zu er-kennen. Besonders, wenn Säure und Base gemeinsam auf einer Seite oder getrennt auf


beiden Seiten der Reaktions-Gleichung auftauchen, dann ist eine S-B-Reaktion sehr wahr-scheinlich. Besonders gründlich muss man Reaktionen weiterprüfen, die z.B. Salze enthalten. Oft ver-stecken sich hier Säure-Base-Reaktionen z.B. hinter einer phänomenologischen Fällungs-Reaktion. ? Ändern sich Oxidationszahlen während der Reaktion? Warum dieser Sachverhalt sehr gut geeignet ist, eine Säure-Base-Reaktion auszuschließen, werden wir erst im nächsten Kapitel kennen lernen. Hier sei erst einmal nur darauf hingewie-sen, dass es sich bei Änderungen der Oxidationszahlen nicht um eine Säure-Base-Reaktion handelt. Haupttest(s): ? Sind es Protonen, die zwischen den Ausgangsstoffen ausgetauscht werden? ? Gibt es Protonen-Abgabe und –Aufnahme? Haben die Vortests eine gewisse Wahrscheinlichkeit für eine Säure-Base-Reaktion ergeben, dann prüfen wir nun genau. Wir suchen zuerst einen Stoff, der Protonen abgeben könnte. Ev. sollte man mehrere Stoffe prüfen. Was nicht passt oder funktioniert, wird dann wegge-strichen. Mit der Abgabe von Protonen ist zwangsläufig auch eine Aufnahme verbunden. Hier muss u.U. etwas gründlicher gesucht werden. Wir haben ja schon bei den Basen gesehen, dass die eigentliche Reaktion durch die IUPAC-Regeln zur Gleichungs-Schreibung untergeht (Streichung von Wasser auf beiden Seiten der Reaktion, obwohl es sich um unterschiedliche Moleküle handelt). Manchmal muß man also erst einmal z.B. Wasser hinzugeben (wir arbeiten ja schließlich im wässrigen Mileu), um ein vollständiges Gleichungs-System konstruieren zu können.


Aufgaben:

1. Untersuchen Sie bei den folgenden chemischen Reaktionen, ob es sich je-

weils um eine Säure-Base-Reaktion handelt! Stellen Sie bei Säure-Base-

Reaktionen die Teil-Gleichung und die Gesamt-Gleichung / Säure-Base-

Gleichung auf! Beschriften Sie passend Säure, Base, Protonen-Aufnahme

und –Abgabe und die korrespondierenden Säure-Base-Paare!

Sollte es sich nicht um eine Säure-Base-Reaktion handeln, dann begründen

Sie Ihre Meinung!

a) H2SO4 + ZnO ZnSO4 + H2O b) H2SO4 + Ba(OH)2 BaSO4 + 2 H2O

c) 2 Na + Cl2 2 NaCl d) NaOH + HBr H2O + NaBr e) CaO + H2O Ca(OH) 2 f) Ba(OH)2 + Na2SO4 BaSO4 + 2 NaOH

2. Prüfen Sie für die folgenden chemischen Reaktionen, ob es sich jeweils um

eine Reaktion mit Protonen-Übergang handelt! Geben Sie das vollständige

Gleichungs-Gebilde mit allen Benennungen an!

a) Reaktion von Schwefelsäure mit Magnesiumoxid b) Reaktion von Salzsäure mit Aluminiumhydroxid c) Reaktion von Calciumoxid mit Wasser d) Reaktion von Calciumcarbonat mit Salzsäure unter Bildung von Cohlendioxid

e) Calciumcarbonat (z.B. Kesselstein) wird unter Zugabe von Cohlendioxid als Calci-umhydrogencarbonat in Wasser gelöst


5.4.1.1.7. Weiterentwicklung der Säure-Base-Konzepte

Die Säure-Base-Konzepte wurden nach BRÖNSTED immer noch weiterentwickelt. Heute ken-nen wir auch sogenannte LEWIS-Säuren und –Basen. Das Säure-Base-Konzept von LEWIS kommt ohne Protonen-Übergänge aus und beruht auf den "urchemischen" Elektronen. Eine LEWIS-Säure ist ein Stoff, der Elektronen-Paare akzeptiert, also anlagert. LEWIS-Säuren sind somit immer elektrophil (Elektronen-liebend). Stoffe, die Elektronen-Paare abgeben (donieren) können, sind LEWIS-Basen. Sie sind eher elektrophob (Elektronen-feindlich). Bei der Reaktion von LEWIS-Säuren und –Basen bilden sich zwischen den Partner zumeist kovalente Bindungen (Atom-Bindungen (ev. polar)) aus. Das Säure-Base-Konzept von LE-WIS spielt aber für biologische oder trophologische Inhalte praktisch keine Rolle. Es ist ein Versuch in die "Chemie" der Bindungen tiefer einzudringen und das Wesen bestimmter Re-aktionen tiefgehender zu erfassen.

Definition(en): Base (LEWIS) Basen sind Stoffe, die ein Elektronen-Paar abgeben / zur Verfügung stellen können.

Basen sind Elektronen-Paar-Donatoren.

Definition(en): Säure (LEWIS) Säuren sind Stoffe, die ein Elektronen-Paar aufnehmen / anlagern können.

Säuren sind Elektronen-Paar-Akzeptoren.

Aufgaben:

1. Stellen Sie die (Dissoziations-)Gleichungen für die folgenden Stoffe bzw.

Reaktionen auf! Notieren Sie diese in LEWIS-Schreibweise!

a) Chlorwasserstoffsäure b) Natriumhydroxid c) Schwefelsäure (beide Stufen) d) Ammoniak e) Wasser (Eigendissoziation) f) Cohlendioxid mit Wasser

2. Bestimmen Sie zuerst die klassische Säure-Base-Benennung nach

BRÖNSTED!

3. Ermitteln Sie mit Hilfe der Definitionen die Benennung der Stoffe als LE-

WIS-Base bzw. –Säure!

4. Welche Bezüge gibt zwischen dem BRÖNSTED- und dem LEWIS-Konzept!

Wo ergeben sich für uns Flachland-Chemiker Schwierigkeiten?

5. Bestimmen Sie jeweils den Elektronen-Paar-Übergang!

Mit dem Konzept von LEWIS lässt sich das Säure-Basen-Konzept von ARRHENIUS auch auf andere Lösungsmittel übertragen. Eine Säure ist dann ein Stoff, der in der Lösung das cha-rakteristische Kation des Lösungsmittels bildet. Basen bilden dementsprechend immer das Anion des Lösungsmittels.


Lösungs-mittel

saures Ion Kation

basisches Ion Anion

typische Säure für das Lsg.M.

typische Base für das Lsg.M.

amphoterer Stoff in dem Lsg.M.

H2O H3O+ OH

- HCl NaOH

NH3 NH4+ NH2

- NH4Cl NaNH2

SO2 SO2+ SO3

2- SOCl2 CsSO3

N2O2 NO+ NO3- NOCl AgNO3

CH3COOH CH3COOH2+ CH3COO

- HCl CH3COONa

HNO3 H4NO+ H2NO- (H4NO)Cl K(H2NO)

Definition(en): Säure (in einem nicht-wässrigen Lösungsmittel) Eine Säure (in einem nicht-wässrigen Lösungsmittel) ist ein Stoff, der das charakteristische Kation des Lösungsmittels bildet.

Definition(en): Base (in einem nicht-wässrigen Lösungsmittel) Eine Base (in einem nicht-wässrigen Lösungsmittel) ist ein Stoff, der das charakteristische Anion des Lösungsmittels bildet.

PEARSON unterscheidet die LEWIS-Säuren und –Basen in sogenannte harte und weiche Säu-ren bzw. Basen. Harte Säuren bzw. Basen weisen immer eine geringere Polarisierbarkeit auf, bei den harten ist die Polarisierbarkeit entsprechend stärker.

Säuren hart weich H+, Li+, Na+, K+ Cu+, Ag+, Au+, Hg+

Ba2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Mn2+ Pd2+, Cd2+, Pt2+, Hg2+

Al3+, La3+ Tl3+, BH3, Ga(CH3)3

Cr3+, Co3+, Fe3+, As3+ I+, Br+

Si4+, Ti4+, Th4+ I2, Br2

Ce3+, Sn4+ O, Cl, Br, I

BF3, AlCl3, SO2, CO2 Metall-Atome

Basen hart weich H2O, OH

-, F

-, O2-

RSR, RSH, RS-, S2-

CH3COO-, PO4

3-, SO4

2- I

-, SCN

-, S2O3

2-

Cl-, CO3

2-, ClO4

-, NO3

- R3P, R3As, (RO)3P

ROH, RO-, ROR CN

-, CO

NH3, N2H4 C2H4, C6H6

H-, R

-

Harte Säuren kombinieren bevorzugt mit harten Basen. Weiche Basen bevorzugen als Reak-tionspartner weiche Säuren. Harte Säuren und Basen ergeben dann eher ionische Stoffe, während die weichen Säuren und Basen mehr kovalente / polare Bindungen eingehen.


Definition(en): Säure (USANOVIČ) Säuren sind Stoffe, die Kationen (z.B. Wasserstoff-Ionen) abspalten oder Anionen bzw. Elektronen aufnehmen können.

Säuren sind Kationen-Donatoren (z.B. auch Protonen-Donatoren) oder Anionen-Akzeptoren oder auch Elektronen-Akzeptoren (Oxidations-Mittel).

Definition(en): Base (USANOVIČ) Basen sind Stoffe, die Anionen bzw. Elektronen abgeben oder Kationen (z.B. Wasserstoff-Ionen) anlagern können.

Basen sind Anionen- bzw. Elektronen-Donatoren (Reduktions-Mittel) oder Kationen-Akzeptoren (z.B. auch Protonen-Akzeptoren).

Das Konzept von USANOVIČ umfasst sehr viele chemische Reaktionen. Praktisch alle reakti-ven Stoffe lassen sich an der genannten Kriterien (Anionen bzw. Kationen-Aufnahme bzw. -Abgabe; Elektronen- bzw. Protonen-Aufnahme bzw. -Abgabe als Säure oder Base klassifi-zieren. Mit der Theorie von USANOVIČ lassen sich Abschätzungen zur Stärke von Säuren z.B. in Ab-hängigkeit von der Formal-Ladung (Oxidations-Stufe, Oxidations-Zahl) des Zentral-Atom machen. OZ +1 +1 -2 +1 +3 -2 +1 +5 -2 +1 +7 -2

HClO HClO2 HClO3 HClO4

Säure-Stärke OZ +1 +4 -2 +1 +5 -2 +1 +6 -2 +1 +7 -2

H4SiO4 H3PO4 H3SO4 HClO4

Säure-Stärke


5.4.1.1.8. die Stärke von Säuren und Basen

Die üblichen mineralischen Säuren (wie z.B. Salzsäure, Schwefelsäure,…) gelten als recht starke Säuren. Anderen Säuren, die uns z.B. aus dem Lebensmittel-Bereich bekannt sind, wie z.B. Essigsäure, Apfelsäure usw. usf., gelten eher als schwache Säuren. Wir haben ja gesehen, dass eigentlich nur die Hydronium-Ionen für den Säure-Charakter verantwortlich sind. Also werden sie wohl auch dafür verantwortlich sein, wie stark oder schwach die eine oder andere Säure ist. Praktisch ist es einfach die Menge an gebildeten Hydronium-Ionen, welche die Stärke einer Säure bestimmt. Gibt eine Säure viele Hydronium-Ionen ab, dann ist sie stark, kann sie nur wenige abgeben, ist sie dementsprechend schwach. Nun könnte man einwenden, dass man einfach mehr von der schwachen Säure nehmen muss, und schon hat man durch die mehr gebildeten Hydronium-Ionen auch gleich eine star-ke Säure. Ganz so einfach ist es nicht. Zum Einen handelt es sich um Gleichgewichte, die sich jeweils immer wieder neu einstellen und zum Anderen – und das ist besonders ent-scheidend – die Fähigkeit einer schwachen Säure, sich von seinen Hydronium-Ionen zu trennen ist um 10er Potenzen geringer, als bei einer starken Säure. Mehr dazu auch im nächsten Kapitel ( pH-Wert).


-

Essigsäure: CH3-COOH + H2O H3O+ + CH3-COO

-

Während also bei der Salzsäure das chemische Gleichgewicht zur Seite der Reaktions-Produkte verschoben ist, liegt es bei der Essigsäure auf der Seite der Ausgangsstoffe. Starke Säuren dissoziieren (fast) vollständig, d.h. man findet kaum undissoziierte Teilchen vor. Dagegen sind bei schwachen Säuren die weitaus größte Anzahl der Teilchen im undissoziierten Zustand. Nur wenige sind mit Wasser in eine Protolyse eingegangen. Als nächsten Einwand könnte man noch einbringen, dass man dann einfach mehrwertige Säuren verwenden könnte. Aber auch hier liegt der Teufel im Detail. Die Protolyse läuft ja bei diesen Säuren mehrstufig ab. Für jede dieser Stufen stellt sich ein spezifisches Gleichge-wicht ein. Meist ist die erste Protolyse-Stufe noch sehr stark ausgebildet. Die nachfolgenden Stufen sind immer schwächer. Bei manchen Säuren sind die letzten Stufen dann so schwach sauer, dass man sie schon den basischen Reaktionen zuordnen muss. Praktisch binden sie Wasserstoff-Ionen und bewirken dadurch die Bildung von zusätzlichen Hydroxid-Ionen.

Schwefelsäure: H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4

-

HSO4- + H2O H3O

+ + SO42-

________________________________________________________________________________________________________

H2SO4 + 2 H2O 2 H3O+ + SO4

2-

Die Zwischenstufe (hier: Hydrogensulfat) fungiert als Ampholyt. Es kann also sowohl als Ba-se reagieren (Rück-Reaktion der obersten Teil-Gleichung) als auch wie eine Säure (Hin-Reaktion der zweiten Teil-Gleichung). Je nach Angebot an Ionen bzw. Molekülen stellt sich das Gleichgewicht jeweils neu ein. Bei der Betrachtung der chemischen Gleichgewichte und deren Beeinflussungs-Möglichkeiten haben wir ja auch schon gezeigt, dass es ohne weiteres ausreicht, nur eine Teilchen-Art zu vermehren oder zu verringern. In jedem Fall stellt sich das Gleichgewicht so ein, dass es der entsprechenden äußeren Beeinflussung ausweicht. Werden also bestimmte Teilchen hinzugefügt, dann reagiert das Gleichgewicht so, dass


vermehrt diese Teilchen umgewandelt werden. Eine Verringerung würde die Nachbildung verstärken.

Phosphorsäure: H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4

-

H2PO4- + H2O H3O

+ + HPO42-

HPO42-

+ H2O H3O+ + PO4

3-

___________________________________________________________________________________________________________

H3PO4 + 3 H2O 3 H3O+ + PO4

3-

Das erste Proton kann i.A. leicht abgespalten werden. Die nächsten haben es deutlich schwerer, da sie von einem negativ geladenen Ion abwandern müssten. je stärker die Säure, umso schwächer ist die korrespondierende Base je schwächer die Säure, umso stärker die korrespondierende Base Beispiele:


-

pKS = -6 starke Säure schwache Base

Hypochlorsäure: HClO4 + H2O H3O+ + ClO4

-

pKS = -9 sehr starke Säure sehr schwache Base ursächlich für die unterschiedlichen Säure-Stärken sind die Elektronegativität und die Atom-Größe des Atoms, an das das abspaltbare Wasserstoff-Ion gebunden ist EN = 3,0 3,5 4,0 Säure-Stärke: NH3 < H2O < HF je größer die EN (/ die Differenz der EN), umso stärker ist die Säure je ionischer die Bindung, umso stärker ist die Säure auch bei Oxosäuren (HOI, HOBr, HOCl) nimmt die Säure-Stärke mit der Elektronegativität (des charakteristischen Atoms) zu innerhalb einer Gruppe des PSE nimmt sowohl die Größe der Atome als auch die Säure-Stärke zu Beispiel VI. Hauptgruppe: rA [pm] = 66 104 116 143 Säure-Stärke: H2O < H2S < H2Se < H2Te Beispiel VII. Hauptgruppe: rA [pm] = 64 99 (108) (141) Säure-Stärke: HF < HCl < HBr < HI


weitere Zusammenhänge bei Oxosäuren bestimmt auch die Sauerstoff-Anzahl über die Säure-Stärke Sauerstoff-Anzahl n in (OH)mXOn

Säure-Stärke

0 schwach HOCl (HO)3B (HO)4Si

1 mittelstark HOClO HONO (OH)2SO (HO)3PO

2 stark HOClO2 HONO2 (OH)2SO2

3 sehr stark HOClO3 HOIO3

5.4.1.1.9. Protolyse von Salzen

Salze, die in wässriger Lösung sauer reagieren In der Literatur werden solche Salze auch als Salze mit schwach sauer reagierenden Katio-nen bezeichnet. Es handelt sich bei sauer reagierenden Salzen um die Reaktionsprodukte starker Säuren mit schwachen Basen. Beispiele: Ammoniumchlorid (NH4Cl), Eisen(III)-chlorid (FeCl3), Aluminiumchlorid (AlCl3), Kaliumhydrogensulfat (KHSO4), Die Salze zerfallen / dissoziieren in Wasser in die Baserest- und Säurerest-Ionen:

NH4Cl(s) NH4+(aq) + Cl

-(aq)

Die aquatisierten Ionen können nun weiter / dabei mit dem Wasser in den üblichen BROENSTEDT-Reaktionen weiterreagieren. Wie stark die einzelnen Reaktionen ablaufen, bzw. auf welche Seite die Gleichgewichte ver-schoben sind lässt sich aus dem pKS ableiten, bzw. durch diesen charakterisiert.

NH4+(aq) + H2O NH3(aq) + H3O

+

pKS: 9,4

NH4+(aq) + H2O NH3(aq) + H3O

+

Cl-(aq) + H3O

+ HCl(aq) + H2O

pKS:

Cl-(aq) + H3O

+ HCl(aq) + H2O

sauer Die Bildung der Hydronium-Ionen ist somit bevorzugt, was den sauren Charakter dieses Sal-zes ausmacht (pH < 7).


Salze, die in wässriger Lösung basisch reagieren Man spricht auch von Salzen mit schwach basisch regierenden Anionen. Es handelt sich bei diesen Salzen im Prinzip um Salze einer starken Base mit einer schwa-chen Säure. Beispiele: Natriumacetat (CH3COONa), Natriumcarbonat (Soda) Na2CO3,

CH3COONa Na+(aq) + CH3COO

-(aq)

Die dissoziierten Ionen reagieren wie folgt weiter:

Na+(aq) + H2O

pKS:

CH3COO-(aq) + H2O CH3COOH + OH

-

pKB: 9,35 pKS: 4,65

CH3COO-(aq) + H2O CH3COOH + OH

-

basisch Die Natrium-Ionen sind in der hydratisierten Form eine sehr schwache Säure und haben kei-nen Einfluß auf den Charakter der Lösung. Bei den Acetat-Ionen handelt es sich dagegen um eine Praktisch ist also die Bildung von Hydroxid-Ionen bevorteilt. Die Lösung von Natriumacetat ist somit basisch (pH > 7). Salze, die in wässriger Lösung neutral reagieren Beispiele (Salze starker Säuren und Basen): Natriumchlorid (NaCl), Das Natrium- und das Chlorid-Ion sind jeweils sehr schwache Säure bzw. Base. Ihre korres-pondierenden Basen bzw. Säuren sind dementsprechend sehr stark. Somit sind die Gleich-gewichte deutlich in Richtung verschoben. Beispiele (Salze schwacher Säuren und Basen): Ammoniumacetat (CH3COONH4) Bei den Salzen aus schwachen Säuren und Basen sind die aquatisierten Ionen jeweils recht starke Basen bzw. Säuren. Die pKS bzw. pKB-Werte sind fast gleich und haben somit einen gleichgroßen Einfluß auf die Auto-Protolyse des Wasser. Die Effekte heben sich praktisch auf.


Der Charakter der Lösung wird nur noch durch die Auto-Protolyse des Wassers bestimmt und damit finden wir eine neutrale Lösung (pH = 7).


Relative Stärke von BRÖNSTED-Säure-Base-Paaren

korrespondierende

Säure Base

stä

rker

als

H3O

+ HClO4 ClO4

-

seh

r sch

wach

HCl Cl-

H2SO4 HSO4-

seh

r

sta

rk H3O+ H2O

HNO3 NO3-

HClO3 ClO3-

sta

rk

H2SO3 HSO3-

sch

wach

HSO4- SO4

2-

H3PO4 H2PO4-

[Fe(H2O)6]3+ [Fe(OH)(H2O)5]

2+

HNO2 NO2-

HF F-

H2CO3 HCO3-

mit

tels

tark

CH3-COOH CH3-COO-

mit

tels

tark

[Al(H2O)6]3+ [Fe(OH)(H2O)5]

2+

HSO3- SO3

2-

H2S HS-

H2PO4- HPO4

2-

HClO ClO-

sch

wach

NH4+ NH3

sta

rk

H4SiO4 H3SiO4-

HCO3- CO3

2-

H2O2 HO2-

HS- S2-

HPO42-

PO43-

seh

r sch

wach

[Na(H2O)6]+ [Na(OH)(H2O)5]

seh

r

sta

rk

H2O OH-

NH3 NH2-

str

ärk

er

als

OH

-

OH

- O2-

Daten-Q: /19, S. 204f/


5.4.1.2. der pH-Wert In sauren Lösungen kann man für die Hydronium-Ionen Konzentrationen von 10-7 bis hoch zu 100 mol/l messen. Bei Basen liegen die Konzentrationen der Hydronium -Ionen im Bereich zwischen 10-7 und 10-14 mol/l. Solche Zahlen sind sehr unhandlich und intuitiv wenig vorstell-bar. Zur Vereinfachung der Beschreibung von sauren, neutralen und basischen Lösungen wird heute fast ausschließlich der pH-Wert genutzt. Seine Zahlen variieren üblicherweise zwischen 0 und 14. Mit einem pH-Wert von 7 beschreiben wir neutrale Lösungen. Saure Lö-sungen haben einen pH-Wert zwischen 0 und 7. Lösungen mit einem pH-Wert im Bereich von 7 bis 14 werden als basisch bezeichnet. Der pH-Wert ist eine direkte Umschreibung der Konzentration der Hydronium-Ionen. Die Be-rechnungs-Formel lautet:

oder auch:

Definition(en): pH-Wert Der pH-Wert (pondus Hydrogenius = Kraft des Wasserstoffs) ist der negative dekadische Logarithmus der Aktivität (ersatzweise: Konzentration) der Wasserstoff-Ionen (Hydronium-Ionen).

Die Berechnung des Wasserstoff-Ionen-Konzentration erfolgt über die Umkehrfunktion:


Aufgaben:

1. Informieren Sie sich, was der Logarithmus überhaupt ist! Wofür lässt er sich

sonst noch einsetzen bzw. wofür wird es noch gebraucht?

2. Lesen Sie ev. in der Bedienungsanleitung zu Ihrem Taschenrechner nach,

wie man damit den (dekadischen) Logarithmus berechnet!

3. Stellen Sie eine Tastenfolge zusammen, mit der Sie den negativen dekadi-

schen Logarithmus von einer eingegebenen Zahl berechnen können!

4. Berechnen Sie die zugehörigen pH-Werte!

a) 0,001 mol/l b) 0,000.000.1 mol/l c) 1,0*10-12 mol/l d) 0,0745 mol/l e) 0,2 mol/l f) 3,5*10-6 mol/l

5. Übernehmen Sie die Tabelle und berechnen Sie die fehlenden Werte in der

Tabelle!

c[H3O+] [mol/l] pH Anzahl Hydro-

nium-Ionen in einem Liter

Stoffmenge der Hydronium-Ionen pro Liter [mol]

Verhältnis nichtdisso-ziierter zu dissoziierter Wasser-Moleküle

7,0

1,0*10-5

0,0068

100.000.000

2,0*10-8

12,4

1 : 1.000.000.000

4,5*10-9

Konzentration der Protonen [mol/l]

pH-Wert

Interpretation / Umschreibung

Farbe des Univer-sal-Indikators

pOH-Wert

100 = 1 0 extrem sauer 14

10-1 = 0,1 1 stark sauer 13

10-2 = 0,01 2 stark sauer 12

10-3 = 0,001 3 mäßig sauer 11

10-4 = 0,000.1 4 mäßig sauer 10

10-5 = 0,000.001 5 schwach sauer 9

10-6 = 0,000.000.1 6 schwach sauer 8

10-7 7 neutral grün 7

10-8 8 schwach basisch 6

10-9 9 schwach basisch 5

10-10 10 mäßig basisch 4

10-11 11 mäßig basisch 3

10-12 12 stark basisch 2

10-13 13 stark basisch 1

10-14 14 extrem basisch 0


Säure / Stoff typischer pH-Wert

Base / Stoff typischer pH-Wert

Bier 4,0 – 5,0

Blut 7,35 – 7,45

Butter 6,1 – 6,4

Darmsaft (Zwölffingerdarm) 8,3

Frischmilch 6,5

Harn 5,5 – 6,5

Kartoffeln 5,6 – 6,0

Käse 4,8 – 6,4

Kuh-Milch 6,3 – 6,6

Limonade 2,0 – 3,0

Magensaft 0,9 – 1,5 Meerwasser 8,3

Orangen-Saft 3,0 – 4,0

Sauerkraut-Saft 3,4 – 3,6 Salmiak-Geist (Ammoniak-Lsg.) 11,0 – 11,5

Sauermilch 4,4 Seifenlösung 10,0 – 11,0

Selter-Wasser (CO2-ges.) 3,8 Soda-Lösung 11,2 – 11,7

Speichel 6,7

Trink-Wasser 6,5 – 8,0

Tomaten-Saft 4,0 – 4,4

Urin 4,8 – 8,4

Wein 2,8 – 3,8

Weinessig 2,3 – 2,6

Zitronensaft 2,0 – 2,5

pH-Wert

Farbe des Rot-kohl-Saftes

Rotkohl-Saft bei verschiedenen pH-Werten

Q: de.wikipedia.org (Supermartl)

2 rot

3 rot-violett

4 violett

5

6 blau-violett

7

8 blau

9

10 blau-gün

11 grün

12 (grün-)gelb


Aufgaben:

1. Skizzieren Sie sich eine pH-Skala vertikal (von oben nach unten)! Tragen

Sie in diese Skala die Stoffe aus der Säure/Base-Tabelle (vorherige Seite)

ein! Bei pH-Bereichen verwenden Sie den Mittelwert!


Herstellung von Rotkohl-Saft als einfacher Säure-Base-Indikator

Hinweise: Säuren und Basen sind im Allgemeinen ätzend!

Materialien / Geräte: frischer Rotkohl, Kochtopf, Filter mit Papier-Filter (z.B. Kaffee-Maschinen-Filter mit Kaffee-Filtertüten)

Durchführung / Ablauf: - Rotkohl fein schneiden - mit Wasser einige Minuten aufkochen und dann abkühlen lassen - den Sud dekantieren und dann filtern - im Kühlschrank lagern

Prüfen des pH-Wertes von Haushaltschemikalien und Lebensmitteln mit Rot-kohl-Saft

Hinweise: Säuren und Basen sind im Allgemeinen ätzend! Haushaltschemikalien enthalten häufig recht große Konzentrationen solcher Stoffe! Auf die Prüfung von Haushaltschemikalien, die als ätzend oder gefährlich beschriftet sind, sollte unbedingt verzichtet werden!

Materialien / Geräte: Rotkohl-Saft, kleine Gläser (für Lebensmittel) oder Plaste-Flaschen (für Haushaltschemika-lien, aber zur Sicherheit keine Trink-Flaschen benutzen!!! Am besten sind klare und gründlich ausgespülte Flaschen von Kosmetika geeignet!) gut geeignete Probe-Materialien: Essig, Leitungs-Wasser, Abwasch-Wasser, (verdünnte) Lö-sungen von Waschmitteln und Reinigungs-Mitteln, Milch, Mineral-Wasser, Limonade, Cola, Zitronensaft, Soda-Lösung, Backpulver-Lösung

Durchführung / Ablauf: - Probe rund 1 cm hoch in ein Glas füllen - ein bis zwei Tee-Löffel Rotkohlsaft dazugeben - anhand der verfügbaren Farbtafeln pH-Wert bestimmen (es kommt auf den Farbton an,

nicht auf die Farbintensität)


5.4.1.2.1. Ableitung des pH-Wertes über das Massenwirkungs-Gesetz

Ableitung der Säure-Stärke aus dem Massenwirkungs-Gesetz

HA + H2O H3O+ + A

-

Ableitung der Base-Stärke aus dem Massenwirkungs-Gesetz

B + H2O HB+ + OH-

pKS KS pKB KB Stärke der Säure

Stärke der Base

≤ 0 > 1 ≥ 14 < 10-14

sehr stark sehr schwach

0 – 4 0 – 10-4

10 - 14 10-10

– 10-14

mittelstark mittelschwach

4 – 10 10-4

– 10-10

4 – 10 10-4

– 10-10

schwach schwach

10 – 14 10-10

– 10-14

0 – 4 0 – 10-4

mittelschwach mittelstark

≥ 14 < 10-14

≤ 0 > 1 sehr schwach sehr stark

je größer der pKX-Wert bzw. je kleiner der KX-Wert, um so schwächer ist der Charakter X ausgeprägt, mit anderen Worten, umso seltener / weniger läuft die Zersetzung (Protolyse) von X ab für ein korrespondierendes Säure-Base-Paar gilt: Voraussage des Protolyse-Gleichgewichtes


starke Säure:

Ausgangs-Gleichung: HA + H2O H3O+ + A

-

Bestimmung der Säuren: S1 S2 Tabellen-Werte: pKS =

Lage des Protolyse-Gleichgewichtes: HA + H2O H3O

+ + A-

schwache Säure:

Ausgangs-Gleichung: HA + H2O H3O+ + A

-

Bestimmung der Säuren: S1 S2 Tabellen-Werte: pKS =

Lage des Protolyse-Gleichgewichtes: HA + H2O H3O

+ + A-

je größer die Differenz ( pKS = |pKS1 - pKS2|) zwischen den pKS-Werten, umso ausgepräg-

ter ist die Verschiebung des Gleichgewichtes starke Base:

Ausgangs-Gleichung: B + H2O HB+ + OH-

Bestimmung der Basen: B1 B2 Tabellen-Werte: pKB =

Lage des Protolyse-Gleichgewichtes: B + H2O HB+ + OH

-

schwache Base:

Ausgangs-Gleichung: B + H2O HB+ + OH-

Tabellen-Werte: pKB =

Lage des Protolyse-Gleichgewichtes: B + H2O HB+ + OH

-

Aufgaben:

1. Sagen Sie die Lage für die Gleichgewichte der folgenden Protolysen / Säu-

re-Base-Paare voraus!

a) Chlorwasserstoff / Chlorid-Ion b) Ammoniak / Ammonium-Ion c) Autoprotolyse des Wasser d) Reaktion von Ethansäure mit Ammoniak e) Hydrogenphosphat mit Formiat f) Dihydrogenphosphat mit Chlorat


5.4.1.2.2. der pOH-Wert

Die Betrachtungen vom pH-Wert lassen analog auch für das Hydroxid-Ion machen. Der ab-geleitete Wert heißt pOH-Wert. oder auch:

Zwischen pH- und pOH-Wert gibt es die einfache Beziehung:

da beide Ionen-Konzentrationen über die Autoprotolyse des Wassers und damit dem KW dieses Gleichgewichtes zusammenhängen.

Definition(en): pOH-Wert Der pOH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der Aktivität (ersatzweise: Konzent-ration) der Hydroxid-Ionen.

im reinen Wasser ist der pOH-Wert = 7 pOH > 7 sauer pOH < 7 basisch pOH = 7 neutral


5.4.1.2.3. Berechnung des pH-Wertes von starken Säuren

mögliche Vereinfachungen:

die Säure [HA] ist vollständig protonisiert und damit deren Einfluss auf das Gleichge-wicht vernachlässigbar

die Konzentration der Hydronium-Ionen im Gleichgewicht =c[H3O+] entspricht prak-

tisch der Ausgangs-Konzentration der Säure 0c[HA]

Hydronium-Ionen aus der Auto-Protolyse des Wasser werden vernachlässigt führen zur (vereinfachten) Berechnungs-Formel:

Beispiele für starke Säuren: Perchlorsäure HClO4; Iodwasserstoffsäure HI; Chlorwasserstoffsäure (Salzsäure) HCl; Sal-petersäure HNO3; Schwefelsäure H2SO4;

Aufgaben:

1. Leiten Sie aus dem MWG die spezielle Berechnungs-Formel für den pH-

Wert der starken Säuren ab!

2. Berechnen Sie die pH-Werte für die folgenden starken Säuren!

a) 0,02 mol / l Schwefelsäure b) 1,5 mol / l Salzsäure c) 0,25 mol / l HNO3 d) 4 mol / l Salpetersäure e) 1,0 mol / l HI f) 0,1 M H2SO4

3. Berechnen Sie den pH-Wert!

a) Ausgangs-Konzentration 0,05 mol / l Schwefelsäure b) 1,0 mol / l Salzsäure im Gleichgewicht c) 0,5 mol / l Hydronium-Ionen in einer stabilen Salpetersäure-Lösung


5.4.1.2.4. Berechnung des pH-Wertes von starken Basen

praktisch gleicher Ansatz, wie bei starken Säuren zu beachten ist, dass nicht der pH-Wert sondern (nur) der pOH-Wert berechnet wird es ist noch eine Umrechnung in den pH-Wert notwendig (pH = 14 – pOH) mögliche Vereinfachungen:

die Base [B] ist vollständig aufgelöst (und die Hydroxid-Ionen protonisiert) und damit deren Einfluss auf das Gleichgewicht vernachlässigbar

die Konzentration der Hydroxid-Ionen im Gleichgewicht =c[OH-] entspricht praktisch der Ausgangs-

Konzentration der Base 0c[B]

zusätzliche Hydroxid-Ionen aus der Auto-Protolyse des Wasser werden vernachlässigt führen zur (vereinfachten) Berechnungs-Formel:

und dann nachfolgend

ODER gleich / direkt:

Beispiele für starke Basen: Natriumhydroxid (Natronlauge) NaOH; Kaliumhydroxid (Kalilauge) KOH;

Aufgaben:

1. Berechnen Sie die pH-Werte für die folgenden starken Basen!

a) 0,02 mol / l Natriumhydroxid b) 1,5 mol / l Kalilauge c) 0,25 mol / l NaOH


a) Ausgangs-Konzentration 0,1 mol / l Natronlauge b) 1,0 mol / l Kaliumhydroxid im Gleichgewicht c) 0,25 mol / l Hydroxid-Ionen in einer stabilen Kalilaugen-Lösung


5.4.1.2.5. Berechnung des pH-Wertes von schwachen Säuren

als schwache Säure zählen hier alle Säuren mit einem pKS zwischen 4 und 10 mögliche Vereinfachungen:

die Säure [HA] ist kaum protonisiert und damit deren Einfluss auf das Gleichgewicht sehr gering

die Konzentration der Säure im Gleichgewicht =c[HA] entspricht praktisch der Aus-gangs-Konzentration der Säure 0c[HA]

Hydronium-Ionen aus der Auto-Protolyse des Wasser werden vernachlässigt führen zur (vereinfachten) Berechnungs-Formel:

Beispiele für schwache Säuren: Ethansäure (Essigsäure) CH3COOH; Schwefelwasserstoffsäure H2S; Ammonium-Ion NH4

+; die meisten organischen Säuren;

Aufgaben:

1. Wie kommt man von der KS-Formel zur pH-Formel? Nutzen Sie die Anga-

ben zu den Logarithmen und den Logarithmen-Gesetzen aus Ihrem Tafel-

werk!

2. Berechnen Sie die pH-Werte für die folgenden schwachen Säuren!

a) 0,02 mol / l Essigsäure b) 1,5 mol / l Essig c) 0,25 mol / l H2S


a) Ausgangs-Konzentration 0,05 mol / l Swefelwasserstoffsäure b) 1,0 mol / l Ammonium-Ionen im Gleichgewicht c) 0,5 mol / l Hydronium-Ionen in einer stabilen Propansäure-Lösung


5.4.1.2.6. Berechnung des pH-Wertes von schwachen Basen

als schwache Base zählen hier alle Basen mit einem pKB zwischen 4 und 10 praktisch äquivalent zu schwachen Säuren mögliche Vereinfachungen:

die Base [B] ist kaum protonisiert und damit deren Einfluss auf das Gleichgewicht sehr gering

die Konzentration der Base im Gleichgewicht =c[B] entspricht praktisch der Ausgangs-Konzentration der Säure 0c[B]

Hydroxid-Ionen aus der Auto-Protolyse des Wasser werden vernachlässigt

führen zur (vereinfachten) Berechnungs-Formel:

und dann nachfolgend

ODER gleich / direkt:

Beispiele für schwache Basen:

Acetat-Ion (Essigsäure-Rest) CH3COO-; Hydrogensulfid-Ion HS

-; Ammoniak NH3; die meis-

ten organischen (Stickstoff-)Basen;

Aufgaben:

1. Berechnen Sie die pH-Werte für die folgenden schwachen Basen!

a) 0,02 mol / l Acetat b) 3,0 mol / l Ammoniak-Lösung c) 0,5 mol / l NH3 d) 4 mol / l Hydrogensulfid-Lösung e) 1,0 mol / l einer beliebigen schwachen Base


a) Gleichgewichts-Konzentration 0,05 mol / l Essigsäure-Reste b) 2,0 mol / l Ammoniak im Gleichgewicht c) 0,35 mol / l Hydroxid-Ionen in einer stabilen Ammoniak-Lösung


5.4.1.2.7. Berechnung des pH-Wertes von Salzen


5.4.1.2.8. pH-Indikatoren

Indikator pKS Farbe Säure

[HIn] Farbe Um-

schlag-Punkt Farbe Base

[In-]

Umschlag-Intervall pH

Alizaringelb gelb orange-rot 10,1 – 12,0

Alizarinrot GG hellgelb bräunlich-gelb 10,0 – 12,1

Bromkresolgrün (Bromcresolgrün)

4,7 gelb blau 3,8 – 5,4

Bromkresolpurpur (Bromcresolpurpur)

gelb purpurrot 5,2 – 6,8

Bromphenolblau gelb purpurrot 3,0 – 4,6

Bromthymolblau 7,1 7,0

gelb grün blau 6,0 – 7,6 6,0 – 7,7

Chinaldinrot farblos rosa 1,4 – 3,2

Chlorphenolrot gelb rot 4,8 – 6,4

Congorot violett rot 3,0 – 5,0

Cresolpurpur rot gelb 1,2 – 2,8

Cresolpurpur gelb rot 7,6 – 9,2

Cresolrot rot gelb 1,2 – 1,8

gelb rot 7,2 – 8,8

orange purpur 7,0 – 8,8

Dimethylgelb rot gelb-orange 2,9 – 4,0

Epsilonblau orange violett 12,0 – 13,0

Erythrosin orange rot 2,2 – 3,6

Ethylorange rot gelb 3,4 – 4,8

Kongorot 3,7 blau rot 3,0 – 5,2

Lackmus 6,8 rot rotblau blau 5,0 – 8,0

Methylorange 4,0 rot orange orange-gelb 3,1 – 4,4

Methylorange 4,2 rot gelb 3,1 – 4,4

Methylrot 5,8 5,1

rot orange gelb 4,8 – 6,0 4,4 – 6,2 4,2 – 6,3

Methylviolett gelb violett 0,0 – 1,6

-Naphtholphthaleïn pink grün 7,3 – 8,7

Neutralrot gelb rot 6,8 – 8,0

Neutralrot blau-rot orange-gelb 6,8 – 8,0

Nitramin farblos orange-braun 10,8 – 13,0

p-Nitrophenol farblos gelb 5,6 – 7,6

Phenolphthaleïn 8,4 9,4

farblos (rot) rot / pink 8,2 – 9,8 8,2 – 10,0

Phenolrot 7,9 gelb rot 6,4 – 8,0 6,8 – 8,4

Tashiro violett-rot grau grün 4,2 – 6,3

Thymolblau (1. Stufe) 1,5 rot gelb 1,2 – 2,8 (2. Stufe) 8,9 gelb blau 8,0 – 9,6

Thymolphthaleïn 9,9

farblos schwach bläulich blau 8,3 – 10,5 9,3 – 10,5

Tropäolin gelb orange 11,1 – 12,7 11,0 – 13,0

Tropäolin violett-rot gelb-orange 1,2 – 3,2

2,4,6-Trinitrobenzoesäure farblos orange-rot 12,0 – 13,4

der normale Umschlag-Punkt eines Indikators ist pH = pKS


die üblichen Konzentrationen von Indikatoren im praktischen Einsatz z.B. bei einer Titration liegen um die 0,0001 mol / l (= 10-4 mol / l = 0,1 mM (mM .. millimolar)) da das menschliche Auge aber erst bei einem zehnfachen Überschuß (Konzentrations-Verhältnis 9 : 1) einen Farbwechsel erkennt, berechnet sich der pH für den (sichtbaren / er-kennbaren) Umschlag-Bereich grob über

Definition(en): (Säure-Base-)Indikatoren (Säure-Base-)Indikatoren sind Stoffe, die als Säure eine andere Farbe als die korrespondie-rende Base aufweisen.

(Säure-Base-)Indikatoren sind Farbstoffe, die in einem bestimmten pH-Wert-Bereich (- dem Umschlag(s)-Bereich -) ihre Farbe verändern.


Herstellung gebrauchsfertiger Indikator-Lösungen Indikator Herstellung der gebrauchsfertigen Lösung Hinweise / …

Alizaringelb 0,01 % in Wasser

Bromcresolgrün 0,1 g in 14,3 ml 0,01 molarer NaOH lösen und mit ca. 225 ml Wasser auffüllen

Bromcresolpurpur 0,1 g in 18,5 ml 0,01 molarer NaOH lösen, mit ca, 225 ml Wasser auffüllen

Bromthymolblau 0,1 % in 20 %igem Ethanol

Chlorphenolrot 0,1 g in 23,6 ml 0,01 molarer NaOH lösen und mit ca. 225 ml Wasser ergänzen

Congorot 0,1 % in Wasser

Cresolpurpur 0,1 g in 26,2 ml 0,01 molarer NaOH lösen und mit ca. 225 ml Wasser ergänzen

Cresolrot 0,1 g in 26,2 ml 0,01 molarer NaOH lösen und mit ca. 225 ml Wasser auffüllen

Erythrosin 0,1 % in Wasser

Ethylorange 0,1 % in Wasser

Lackmus 0,5 % in 90 %igem Ethanol

Methylorange 0,01 % in Wasser

Methylrot 0,2 % in 60 %igem Ethanol

Methylviolett 0,05 % in Wasser

α-Naphtolphthaleïn 0,1 % in 50 %igem Ethanol

Neutralrot 0,01 % in 50 %igem Ethanol

Nitramin 0,1 % in 70 %igem Ethanol

p-Nitrophenol 0,1 % in Wasser

Phenolphthaleïn 0,1 % in 70 %igem Ethanol

Phenolrot 0,1 g in 28,2 ml 0,01 molarer NaOH lösen und mit ca. 225 ml Wasser ergänzen

Tashiro 60 mg Methylrot in 200 ml Wasser + 30 mg Methylenblau in 30 ml Wasser

Thymolblau 0,1 g in 21,5 ml 0,01 molarer NaOH lösen und mit ca. 225 ml Wasser ergänzen

Thymolphthaleïn 0,1 %ig in 90 %igem Ethanol

Tropäolin O 0,1 % in Wasser

Hausrezepte für Säure-Base-Indikatoren:

Lingusterbeeren-Saft Extrakt aus den farbigen Radieschen-Schalen mittels iso-Propanol


5.4.1.3. Puffer / Puffer-Lösungen

Puffer-Gemisch Bezeichnung Säure Base opt. bei pH

HAc + NaAc Natriumacetat-Puffer HAc Ac- 4,7

NaH2PO4 + Na2HPO4 Dihydrogen-Hydrogenphosphat-P. H2PO4- HPO4

2- 7,1

NH4+ + NH3 HNH3

+ NH3 9,2

H2CO3 + HCO3- Hydrogencarbonat-P. H2CO3 HCO3

- 6,5

Puffer-Kapazität hängt von der Konzentration der Komponenten ab. Das Verhältnis der Komponenten bestimmt den Puffer-pH-Wert. Größte Puffer-Wirkung erhält man bei einem Mischungs-Verhältnis von 1 : 1 aus der Säure und der konjugierten Base. Dann gilt pH = pKS. Allgemein ist der nutzbare Puffer-Bereich dann pKS – 1 bis pKS + 1. Puffer-Gleichung:

Definition(en): Puffer(-Lösung) .

Unter einer Puffer-Lösung versteht man eine wässrige Lösung, deren pH-Wert sich auch bei Zugabe nicht zu großer Mengen Säure oder Base oder bei einer Verdünnung konstant bleibt.

Abfangen der Zugabe einer Säure:

CH3-COO- + H3O

+ CH3-COOH + H2O

Abfangen der Zugabe einer Base:

CH3-COOH + OH- CH3-COO

- + H2O


Name Säure pKS Base pKB

Perchlorsäure HClO4

-9 ClO4-

Chlorwasserstoffsäure HCl -6 Cl-

Schwefelsäure H2SO4 -3 HSO4-

Hydronium-Ion H3O+ -1,74 H2O

Salpetersäure HNO3 -1,32 NO3-

Hydrogensulfat-Ion HSO4- 1,92 SO4

2-

Fluorwasserstoff HF 3,1 F-

Schwefelwasserstoff H2S 7,06 HS-

Ammonium-Ion NH4+ 9,21 NH3

Hydrogencarbonat-Ion HCO3- 10,4 CO3

2-

Hydrogenphosphat-Ion HPO42-

12,32 PO43-

Wasser H2O 15,74 OH-

Hydroxid-Ion OH- 24 O2-


Relative Stärke von BRÖNSTED-Säure-Base-Paaren

KS pKS korrespondierende pKB KB

[mol/l] Säure Base [mol/l] stä

rker

als

H3O

+

1,00*1010

-10 HClO4 ClO4- 24 1,00*10

-24

seh

r sch

wach

1,00*109 -9 HBr Br

- 23 1,00*10

-23

1,00*106 -6 HCl Cl

- 20 1,00*10

-20

1,00*103 -3 H2SO4 HSO4

- 17 1,00*10

-17

seh

r

sta

rk 5,50*10

1 -1,74 H3O+ H2O 15,74 1,82*10

-16

2,09*101 -1,32 HNO3 NO3

- 15,32 4,79*10

-16

-1 0 HClO3 ClO3- 14 1,00*10

-14

sta

rk

3,89*10-2

1,42 (COOH)2 (COO)22-

12,58 2,63*10-13

sch

wach

1,55*10-2

1,81 H2SO3 HSO3- 12,19 6,46*10

-13

1,20*10-2

1,92 HSO4- SO4

2- 12,08 8,32*10

-13

7,58*10-3

2,12 H3PO4 H2PO4- 11,88 1,26*10

-12

7,94*10-4

3,10 [Fe(H2O)6]3+ [Fe(OH)(H2O)5]

2+ 10,9 2,34*10-11

4,27*10-4

3,37 HNO2 NO2- 10,63 2,82*10

-11

3,55*10-4

3,45 HF F- 10,55 5,00*10

-11

2,00*10-4

3,7 HCOOH HCOO- 10,3 5,62*10

-11

mit

tels

tark

1,78*10-5

4,75 CH3-COOH CH3-COO- 9,25 5,62*10

-10

mit

tels

tark

1,41*10-5

4,85 [Al(H2O)6]3+ [Fe(OH)(H2O)5]

2+ 9,15 7,08*10-10

3,02*10-7

6,52 H2CO3 HCO3- 7,48 3,30*10

-8

1,23*10-7

6,91 HSO3- SO3

2- 7,09 8,13*10

-8

9,12*10-8

7,04 H2S HS- 6,96 1,10*10

-7

6,17*10-8

7,21 H2PO4- HPO4

2- 6,79 1,62*10

-7

2,95*10-8

7,53 HClO ClO- 6,47 3,39*10

-7

sch

wach

5,62*10-10

9,25 NH4+ NH3 4,75 1,78*10

-5

sta

rk

2,19*10-10

9,66 H4SiO4 H3SiO4- 4,34 4,57*10

-5

3,98*10-10

9,40 HCN CN- 4,60 2,51*10

-5

5,62*10-11

10,25 HCO3- CO3

2- 3,75 1,78*10

-4

2,40*10-12

11,62 H2O2 HO2- 2,38 4,17*10

-3

1,10*10-12

11,96 HS- S2-

2,04 9,12*10-3

2,14*10-13

12,67 HPO42-

PO43-

1,33 4,68*10-2

seh

r sch

wach

1,00*10-14

14 [Na(H2O)6]+ [Na(OH)(H2O)5] 0 1

seh

r

sta

rk

1,82*10-16

15,74 H2O OH- -1,74 5,50*10

1

1,26*10-16

15,90 CH3CH2OH CH3CH2O- -1,90 7,94*10

1

1,00*10-23

23 NH3 NH2- -9 1,00*10

9

str

ärk

er

als

OH

- 1,00*10-24

24 OH- O2- -10 1,00*10

9

1,00*10-40

40 H2 H- -26 1,00*10

26

1,00*10-48

48 CH4 CH3- -34 1,00*10

34

Daten-Q: /19, S. 204f; 22, S. 147; de.wikipedi.org/ weitere Werte: http://www.chemieonline.de/labor/pkx.php?typ=pks, http://www.periodensystem-online.de/index.php-?sel=wertdesc&prop=pKs-Werte&show=list&id=acid

http://www.chemieonline.de/labor/pkx.php?typ=pks

http://www.periodensystem-online.de/index.php?sel=wertdesc&prop=pKs-Werte&show=list&id=acid

http://www.periodensystem-online.de/index.php?sel=wertdesc&prop=pKs-Werte&show=list&id=acid


H3PO4 H+ + H2PO4- pKS = 1,96

H2PO4- H+ + HPO4

2- pKS = 7,12

HPO42-

H+ + HPO42-

pKS = 12,32


5.4.1.4. Bildung von (anorganischen) Salzen

Säure + Base Salz + Wasser

Säure + Metall Salz + Wasserstoff

Säure + Metalloxid Salz + Wasser

Nichtmetall + Base Salz + Wasser

Nichtmetalloxid + Base Salz + Wasser

Nichtmetall + Metall Salz


5.4.2. Redox-Reaktionen / Reaktionen mit Elektronen-Übergang Der Begriff Redox-Reaktion leitet sich aus der Kombination der Wortstämme von Reduktion und Oxidation ab. In der allchemistischen Lehre und bei den Chemikern des 18. und 19. Jahrhunderts waren die Oxydationen und Reduktionen sehr intensiv betrachtet Vorgänge. Sie waren relativ gut experimentell realisierbar und reproduzierbar. Solche Reaktionen, wie die Bildung und Zerle-gung von Quecksilber-Oxyd fesselten ganze Chemiker-Generationen. Im gewissen Sinne stellen die Oxydationen und Reduktionen die Basis-Reaktionen der empirischen Chemiker dar. Später kamen dann Reaktionen mit anderen Elementen als Sauerstoff und Wasserstoff dazu.

5.4.2.1. klassische Betrachtung von Oxidation und Reduktion Die Oxidation (früher auch Oxydation) ist uns als Verbrennung sicher noch in Erinnerung. Kaum jemand kann das Experiment vergessen, bei dem der Chemie-Lehrer ein Stück Magnesium verbrannt hat. Auch der Hinweis. nicht direkt in die Flamme zu schauen, ist legendär. Aber die gleißende Flamme hatte eine unüberwindliche Anziehungskraft. Als chemische Gleichung ausgedrückt sieht die Reaktion dann so aus:

2 Mg + O2 2 MgO RH = - x kJ/mol silberfarbend weiß

Das Reaktions-Produkt heißt Magnesiumoxid. Magnesium wurde mit anderen Worten oxi-diert. Die ältere Schreibweise Oxydation statt Oxidation wird heute noch ab und zu für die Reaktion von Stoffen

mit Sauerstoff genutzt. In diesem Skript nutzen wir nur die moderne und weitergefasste Schreibweise Oxidation. Dazu kommen wir später noch genauer. Oxidation

┌────────────────────────────┐

│ ▼

2 Mg + O2 2 MgO RH = - x kJ/mol

Das Metalloxid könnte man nun lösen und so eine Base herstellen ( 5.4.1. Säure-Base-Reaktionen / Reaktio-nen mit Protonen-Übergang).

Aber was passiert mit dem Sauerstoff? Wie heißt die Reaktion aus seiner Sicht? Ein anderes klassisches Beispiel aus der Schul-Chemie ist die Verbrennung von Schwefel zu Schwefeldioxid. Dieses wurde dann z.B. in Wasser gelöst um eine Säure zu erhalten.

S + O2 SO2 RH = - x kJ/mol gelb weißer Nebel

Auch hier können wir die Oxidation als Reaktion deutlich erkennen: Oxidation

┌─────────────────────────┐

│ ▼

S + O2 SO2 RH = - x kJ/mol


Exkurs: die Phlogiston-Theorie auch Caloricum, Terra pinguis phlox, griech.: Flamme Ausgangspunkt war die beobachtung, dass i.A. bei der Verbrennung von vielen Stoffen (hauptsächlich Nichtmetalle) nur wenig Rückstand (z.B. Asche) zurück blieb Feuer war nach der antiken "Vier-Elemente"-Lehre ein Grundstoff verstanden, der bei der Verbrennung (u.a. als Wärme) frei wurde war nach den allchemistischen Theorien des 17. und 18. Jhd. der Stoff, der beim Verbrennen aus eines (anderen) Stoffes entweicht. Das Phlogiston sollte dem brennbaren Stoff innewoh-nen oder ihm beim Erwärmen zugeführt worden sein. Phlogiston sollte auch die Gärung so-wie Fäulnis und Verwesung von Pflanzen und Tieren fördern. Einige Stoffe – die bekannten Nichtmetalle, wie z.B. Schwefel und Kohle – verbrannten fast ohne Rückstände. Das war für die Vertreter der Phlogiston-Theorie ein Zeichen für viel ent-haltenes Phlogiston in der Ursprungs-Substanz. Schwefel Schwefeloxid + Phlogiston Andere Stoffe verbrannten unter Bildung eines erdigen Pulvers / Rückstandes. In diesen Stoffen sollte vorher weniger Phlogiston enthalten gewesen sein. Zink Zinkoxid + Phlogiston Metalle die langsamer oder gar nicht verbrannten wurden als edel bezeichnet und enthielten nach der Theorie sehr wenig oder gar kein Phlogiston. Zu den bekannten edlen Metallen zählte man damals vor allem Gold und Silber. Eines der beliebtesten Beispiele der Allchemisten war die die Reaktion von flüssigem, silber-glänzenden Quecksilber zu pulvrigen orangen Quecksilberoxid: Quecksilber Quecksilberoxid + Phlogiston Hier konnte man auch schön die umgekehrte Reaktion beobachten: Quecksilberoxid + Phlogiston Quecksilber Entsprechend sollten auch die anderen Reaktionen unter Verbrauch von Phlogiston – sozu-sagen umgekehrt – ablaufen: Schwefeloxid + Phlogiston Schwefel Zinkoxid + Phlogiston Zink Erhitzte man also edle Metalle, dann wurden diese durch Übergabe von Phlogiston (aus der Kohle) "wiederbelebt". allg.: Nichtmetall(Phlogiston) Nichtmetalloxid + Phlogiston Metall Metallkalk + Phlogiston heute Metalloxid

Metallkalk + Kohle(Phlogiston) Metall ausgearbeitet von Johann Joachim BECHER (1635 – 1682) und Georg Ernst STAHL (1659 –


1734) gegen diese Theorie sprachen Massenbestimmungen (Wiegungen) denn dort maß man genau das Gegenteil; bei der Verbrennung (Oxydation) wurden die Oxide schwerer und die Oxide bei der Reaktion (Reduktion; Wiederbelebung) mit Kohle leichter endgültig wurde die Phlogiston-Theorie durch LAVOISIER (1743 – 1794) abgelöst, der die Entdeckung des Sauerstoff's (1771 (SCHEELE) u. unabh. 1774 (PRIESTLEY)) in eine neue Theorie der Verbrennung einordnete; ein weiterer wichtiger Beitrag zum Verständnis der Oxydation und Reduktion ergab sich aus dem "Gesetz von der Erhaltung der Masse" wel-ches LAVOISIER ebenfalls entdeckte (1789) ursprünglich wurde der – noch unbekannte "Sauerstoff" – von EMPEDOKLES als "Feuerstoff" eben von STAHL als "Phlogiston" und von SCHEELE und PRIESTLEY unabhängig voneinander auch als "Feuerluft" bezeichnet LOMONOSSOV () fand das "Gesetz von der Erhaltung der Masse" etwas früher (1748), weshalb es heute nach ihm benannt ist

ein Rest der Theorie hielt sich noch lange, da man das Phlogiston dann als Wärmestoff ver-stand damit war dann endgültig Schluss, als man die Wärme als Teilchen-Bewegung aufklärte


Aufgaben:

1. Stellen Sie die Gleichungen für die Verbrennung / Oxidation der folgenden

Stoffe auf!

a) Kohle (Cohlenstoff) b) Wasserstoff c) Phosphor (z.B. weißer) d) Eisen e) Cohlenmonoxid f) Propan

2. Ermitteln Sie, ob es sich jeweils um endo- oder exotherme Reaktionen han-

delt!

Wie Sie sicher festgestellt haben, sind alle Oxidationen mehr oder weniger starke exotherme Reaktionen. Die meisten sind sogar sehr stark exotherm, weshalb wir sie ja auch gerne für Energie- bzw. Wärme-Gewinnung nutzen (z.B. Verbrennen von Kohle oder Propan). Auch die Verbrennung von Eisen ist stark exotherm. Man darf sich bei der einfachen (lang-samen) Oxidation (Rosten des Eisens) nicht täuschen lassen. Der Vorgang läuft so langsam ab, dass es zu keiner deutlichen Erwärmung kommt. Die abgegebene Energie wird viel zu schnell von der Umgebung aufgenommen. Auch Reduktionen sind schon Gegenstand der Schul-Chemie gewesen. Einer der bekann-testen Reaktionen ist die Überleitung von Wasserstoff-Gas über schwarzem Cupfer(II)-oxid:

CuO + H2 Cu + H2O RH = + x kJ/mol schwarz rötlich, glänzend

Aus dem oxidierten Cupfer wird elementares Cupfer. Eine Reduktion ist also eine umgekehr-te Oxidation:

Reduktion

┌──────────────────────────┐

│ ▼

CuO + H2 Cu + H2O RH = + x kJ/mol ▲ │

└──────────────────────────┘

Oxidation In einigen Fällen ist auch die Reduktion von schwarzem Cupfer(II)-oxid mit Cohlenstoff ge-zeigt worden:

CuO + C Cu + CO2 RH = + x kJ/mol schwarz schwarz rötlich, glänzend

Auch in diesem Beispiel läßt sich die Reduktion als Umkehrung der Oxidation gut erkennen: Reduktion

┌──────────────────────────┐

│ ▼

CuO + C Cu + CO2 RH = + x kJ/mol ▲ │

└──────────────────────────┘

Oxidation In beiden Fällen sprechen wir von der Reduktion des Cupferoxids. Aber zurück zu unsrem ersten Beispiel (CuO + H2). Was für eine Reaktion ist es für den Wasserstoff?


Schaut man sich das genauer an, dann sieht man hier: <O> + H2 H2O Das ist doch eine Oxidation. Der Wasserstoff wird durch den Sauerstoff aus dem Cupferoxid oxidiert. Oxidation

┌───────────────────────────┐

│ ▼

<O> + H2 H2O Zumindestens bei der Reduktion von Cupfer(II)-oxid mit Wasserstoff bzw. Cohlenstoff läuft parallel auch eine Oxidation ab. Egal welche Oxidation (oder Reduktion) wir untersuchen, es ist immer eine Reduktion (bzw. Oxidation) dabei, die quasi gleichzeitig abläuft. Deshalb spricht man gemeinschaftlich von Redox-Reaktion. In einer ersten Assoziation könnten wir nun schließen, dass Redox-Reaktionen vielleicht Reaktionen mit Sauerstoff-Austausch sind. Somit könnten wir auch eine klassischen Definitionen für Oxidation und Reduktion angeben:

Definition(en): Oxidation (Oxydation) Eine Oxidation ist eine chemische Reaktion, bei der Sauerstoff aufgenommen / gebunden wird.

Definition(en): Reduktion Eine Reduktion ist eine chemische Reaktion, bei der aus einem Stoff Sauerstoff entzogen wird.

Eine Reduktion ist die Umkehrung einer Oxidation.

Definition(en): Redox-Reaktion Eine Redox-Reaktion ist eine chemische Reaktion, bei der Sauerstoff zwischen zwei Stoffen ausgetauscht wird.

Redox-Reaktionen sind chemische Reaktionen, bei denen eine Oxidation und eine Redukti-on gekoppelt ablaufen.


Zwar kann man Redox-Reaktion genauso wie die Säure-Base-Reaktion als Sauerstoff oder Oxid-Ionen-Übergangs-Reaktion darstellen.

2 Fe2O3 + 3 C 4 Fe + 3 CO2 Teilreaktionen:

2 Fe2O3 Fe3+ + 6 O2- Oxid-Ionen-Abgabe

??? Oxid-Ionen-Übergang

3 C4+ + 6 O2- CO2 Oxid-Ionen-Aufnahme

??? Zusammenfassung: _______________________________________________

2 Fe2O3 + 3 C4+ Fe3+ + CO2 ??? ??? Aber irgendwie trifft das nicht den Kern der Reaktion. Die anderen Reaktions-Partner werden ebenfalls sehr stark verändert. Da entstehen Ionen bzw. werden gebraucht, deren Herkunft wir gar nicht klären können. Das alles wird in klassischen Redox-Reaktion kaum deutlich. Ein deutliches Zeichen, dass hier etwas nicht stimmt, sind unterschiedlichen Stoff- und Zusammenfassungs-Gleichungen. Desweiteren findet man viele ähnlich ablaufende Reaktionen, die gar nichts mit Sauerstoff zu tun haben, z.B.: Mg + ½ O2 2 MgO und Mg + S MgS Hier müßte man nun wieder eine neue Reaktions-Art einführen, was aber dem Systematisie-rungs-Anspruch der Wissenschaft Chemie widerspricht. Wir brauchen also eine bessere Erklärung bzw. Theorie zum Vorgang Redox-Reaktion.


5.4.2.2. die moderne Betrachtung von Oxidation und Reduktion Es gibt aber auch andere Reaktionen, die vergleichbar zu den oben besprochenen Vorgän-gen ablaufen, ohne dass aber Sauerstoff beteiligt ist: z.B. die Verbrennung von Natrium in Chlor: Natrium "brennt" mit heller gelber Flamme im Chlor-Gas.

2 Na + Cl2 2 NaCl RH = - x kJ/mol

silberfarbend grünlich farblos Auch die Reaktion von Schwefel und Eisen (vielen vielleicht auch aus dem Anfangs-Unterricht Chemie

bekannt) gehört dazu:

Fe + S FeS RH = - x kJ/mol

grau gelb grau Beide Reaktionen haben recht viele Ähnlichkeiten mit den vorweg beschriebenen Oxidatio-nen und Reduktionen. Es wäre nun eine zu klärenden Frage, ob es sich hier auch praktisch um Oxidationen und Reduktionen handelt, obwohl eben kein Sauerstoff wandert. Es müsste dann geklärt werden, was der Kern der Reaktion von Oxidation und Reduktion ist bzw. was hier ev. wandert, wenn es nicht der Sauerstoff ist. Ein erster Ansatz könnte die Erkenntnis sein, dass bei vielen der oben genannten Reaktio-nen, als Reaktions-Produkte kristalline, Salz-ähnliche Stoffe entstehen. Dies kann man zwar nicht verallgemeinern, aber es treten zu mindestens polare Bindungen auf. Hier können wir weiter nachhaken. Wenn Ionen entstehen, dann müssten Elektronen gewandert sein. Ein solcher Sachverhalt würde ja auch konform zu unseren Betrachtungen zu den verschiede-nen Bindungen sein ( 3.4.2. Ionen-Bindung (Ionen-Beziehung)). Dort hatten wir festgestellt, dass einige Elemente ein sehr starkes Bestreben haben, Elektronen abzugeben oder aufzu-nehmen. Wenn wir diesen Gedanken weiter spielen, dann könnten wir uns zu mindestens behelfsmäßig und kurzzeitig vorstellen, alle Stoffe (außer den Elementen) würden aus Ionen bestehen. Solche oder ähnliche Gedanken könnten zu den Oxidationszahlen geführt haben. Die Oxi-dationszahlen sind ein theoretisches Modell, bei dem man sich die einzelnen Bestandteile einer Verbindung entweder als "gedachte" Ionen oder als neutrale Atome (z.B. bei Elemen-ten) vorstellt. Nicht-elementare Verbindungen werden immer so behandelt, als würden sie aus Ionen bestehen. Oxidationszahlen (OZ) werden genau über das Element-Symbol ge-schrieben. Es werden arabische Ziffern benutzt (zur Erinnerung: römische Ziffern beschreiben die Wer-

tigkeit!). Die scheinbare Ladung wird vor der Ziffer notiert. (In einigen älteren Lehrbüchern werden

traditionell römische Zahlen für die Oxidationszahlen benutzt. Prüfen Sie einfach, wie der jeweilige Autor das

macht. Am Prinzip ändert sich dadurch gar nichts!) erweiterte Symbol-Schreibweise in der Chemie: Oxidationszahl +2 Nukleonen-Zahl 24 Mg 2+ Ladung Protonen- od. Ordnungs-Zahl 12 1 Anzahl (Atome) (Kernladungs-Zahl) eine Eins wird normalerweise weggelassen

Symbol


Definition(en): Oxidationszahl Die Oxidationszahl beschreibt modellhaft die Ladung eines Atoms in einem Molekül oder einer Bau-Einheit, wenn man annimmt, das Molekül bzw. die Bau-Einheit wäre aus Ionen aufgebaut.

Die Oxidationszahl ist die formale Ladung, die ein Atom innerhalb einer Verbindung (unter

Beachtung der Ladungszuordnung entsprechend der Elektronegativität) haben würde.

Die Vergabe der Oxidationszahlen erfolgt nach einfachen Regeln, die der Reihe nach abge-arbeitet werden müssen! Es gibt also Regeln mit einem höheren Rang! Diese stehen zuerst im Regelwerk: Regel zur Festlegung von Oxidationszahlen:

1. Elemente erhalten die Oxidationszahl 0 2. bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionen-Ladung 3. die Summe aller Oxidationszahlen einer Verbindung muß die Ladung des Ions

bzw. Teilchens (des Moleküls bzw. der Baueinheit) wiederspiegeln 4. Metalle haben in Verbindungen immer positive Oxidationszahlen 5. Wasserstoff in Verbindungen hat in der Regel die Oxidationszahl +1 (Ausnahme

Metall-Hydride: -1) 6. Sauerstoff in Verbindungen hat in der Regel die Oxidationszahl -2 (mögliche Aus-

nahme Peroxide: -1) 7. in organischen Verbindungen wird die Oxidationszahl immer für jedes Cohlenstoff-

Atom einzeln ermittelt; die Summe der Oxidationszahlen der gebundenen Atome (außer, die anderer C-Atome) muß 0 bzw. die lokale Ladung ergeben

Aufgaben:

1. Ermitteln Sie für die nachfolgenden Stoffe und Teilchen die Oxidationszah-

len für jedes Element! Begründen Sie warum Sie die jeweilige Oxidations-

zahl gewählt haben bzw. welche Regel Sie angewandt haben!

Fe H2 N2 HCl NaCl MgSO4 H3PO4 H2PO4- CH3-CH2OH NO2 NO3

- Al3+ HSO3

-

2. Bestimmen Sie die Oxidationszahlen in den folgenden Stoffen für jede

Atom-Art!

Al O2 MgO AlCl3 Na+ Br- OH

- H3O

+ SO32-

NO2- HCO3

- H2O2

C CH4 H3C-CH2OH H3C-COOH H3C-CH2-CH=CH-CH2-CHO Cl2CH-CH2Br (CH3-CH2-COO)2Mg Nutzen wir nun die Oxidationszahlen zur weiteren Untersuchung unserer Beispiel-Reaktionen: 0 0 +2 -2

2 Mg + O2 2 MgO RH = - x kJ/mol


Bei Magnesium hat sich die Oxidationszahl während der Reaktion erhöht. Das war in der klassischen Betrachtung die Oxidation. Die Reduktion am Sauerstoff ist von einer Ver-kleinerung der Oxidationszahl begleitet. Be-trachtet man für die Aufklärung der Bin-dungs-Verhältnisse die Differenz der Elekt-ronegativität im Magnesiumoxid, dann kön-nen wir eine Ionen-Bindung feststellen. So-mit lassen sich zwei Ionen-Bildungen als Teil-Reaktionen aufstellen:

0 +2 Vergrößerung der Oxidationszahl

Mg Mg2+ + 2 e- Elektronen-Abgabe Oxidation

0 -2 Verringerung der Oxidationszahl

O + 2 e- O2-

Elektronen-Aufnahme Reduktion

Schauen wir als zweites Beispiel kurz die Reaktion von Natrium mit Chlor an. 0 0 +1 -1

2 Na + Cl2 2 NaCl RH = - x kJ/mol

Für Natrium und Chlor ändert sich die Oxida-tionszahl jeweils um eine Stufe. Es handelt sich also um einen Ein-Elektronen-Übergang. Das Aufstellen der Teil-Gleichungen für Oxidation und Reduktion ist erst einmal nicht weiter kompliziert. Hier ist schön zu erkennen, dass für eine Oxidation nicht wirklich auch Sauerstoff ge-braucht wird. Was notwendig ist, ist ein Stoff, welcher Elektronen abgeben kann.

0 +1 Vergrößerung der Oxidationszahl

Na Na+ + e- Elektronen-Abgabe Oxidation

0 -1 Verringerung der Oxidationszahl

Cl + e- Cl

- Elektronen-Aufnahme Reduktion

Kommen wir aber noch einmal auf die Magnesium-Verbrennung zurück. Elektronen-Abgabe (Oxidation) und Elektronen-Aufnahme (Reduktion) finden praktisch gleichzeitig statt. Sauer-stoff kann und wird nur dann Oxid-Ionen bilden, wenn gleichzeitig das Magnesium die not-wendigen Elektronen liefert. Das Magnesium gibt seine beiden Außen-Elektronen nicht ab, wenn da nicht ein Stoff wäre, der nach diesen Elektronen lechzt. Oxidation und Reduktion bedingen sich gleichermaßen. Deshalb spricht man eben auch von einer Redox-Reaktion. Redox-Reaktionen werden auch als Reaktionen mit Elektronen-Übergang bezeichnet.


Definition(en): Elektronen-Übergänge Die Elektronen-Übergänge beschreiben die während einer Redox-Reaktion wandernden Elektronen.

Die Anzahl der abgegebenen Elektronen bei einem Atom entspricht dem Betrag der Diffe-renz der Oxidationszahlen vor und nach der Reaktion. Die Anzahl der insgesamt abgegebenen und aufgenommenen Elektronen ist gleich und ent-spricht den Elektronen-Übergängen. Die Berechnung erfolgt am Einfachsten über das Kleinste gemeinsame Vielfache.

Definition(en): Oxidation Eine Oxidation ist eine chemische Reaktion bei der ein Atom (aus einer Verbindung oder eines Elementes) Elektronen aufnimmt.

Die Oxidation ist die Teilreaktion einer Redox-Reaktion, bei der sich die Oxidations-Zahl ei-nes Atoms erhöht.

Definition(en): Reduktion Eine Reduktion ist eine chemische Reaktion bei der ein Atom (aus einer Verbindung oder eines Elementes) Elektronen abgibt.

Die Reduktion ist die Teilreaktion einer Redox-Reaktion, bei der sich die Oxidations-Zahl eines Atoms erniedrigt.

Definition(en): Redox-Reaktion Eine Redox-Reaktion ist eine chemische Reaktion bei der Elektronen von einem Element auf ein anderes Element übertragen werden.

Redox-Reaktionen sind (chemische) Reaktionen mit einem Elektronen-Übergang.

Redox-Reaktionen sind chemische Reaktionen, bei denen die Teilreaktionen Oxidation und Reduktion gemeinsam ablaufen.

Redox-Reaktionen sind chemische Reaktionen mit zwei entgegengesetzten Veränderungen der Oxidationszahlen (eines oder mehrerer Atome). .

Beachten wir nun noch die Molekularität des benutzten Sauerstoffs, dann erhalten wir: 0 -2

O2 + 4 e- 2 O2-

Reduktion

Die notwendigen vier Elektronen müssen von zwei Magnesium-Atomen stammen: 0 +2

2 Mg 2 Mg2+ + 4 e- Oxidation

Fasst man nun die Teil-Gleichungen zusammen, dann erhalten wir wieder unsere "klassi-sche" Reaktions-Gleichung:


- 4 e- (Oxidation) Elektronen-Abgabe

┌────────────────────────────┐

│ ▼

2 Mg + O2 2 MgO Redox-Reaktion │ ▲

└───────────────────────┘

+ 4 e- (Reduktion) Elektronen-Aufnahme

Innerhalb der Gleichung werden durch die Seitenpfeile gleich noch die Teil-Reaktionen an-gedeutet. Magnesium ist der Stoff, der die Elektronen abgibt, also selbst oxidiert wird. Einen solchen Stoff nennen wir Reduktionsmittel. Entsprechend ist Sauerstoff das Oxidations-Mittel, also der Stoff der selbst reduziert wird bzw. die Elektronen aufnimmt.


Definition(en): Oxidations-Mittel Ein Oxidations-Mittel ist ein Stoff (Atom oder Atom-Gruppe), der Elektronen aufnimmt.

Das Oxidations-Mittel ist der Stoff, der in einer Redox-Reaktion (selbst) reduziert wird.

Ein Oxidations-Mittel bewirkt bei einem anderen Stoff die Elektronen-Abgabe.

Das Oxidationsmittel ist der Stoff, dessen Oxidationszahl während der Reaktion kleiner wird.

Definition(en): Reduktions-Mittel Ein Reduktions-Mittel ist ein Stoff (Atom oder Atom-Gruppe), der Elektronen abgibt.

Das Reduktions-Mittel ist der Stoff, der in einer Redox-Reaktion (selbst) oxidiert wird.

Ein Reduktions-Mittel bewirkt bei einem anderen Stoff die Elektronen-Aufnahme.

Das Reduktionsmittel ist der Stoff, dessen Oxidationszahl während der Reaktion größer wird.

Oftmals werden die Oxidations- und Reduktions-Mittel auch gleich mit in der chemischen Gleichung notiert:

- 4 e- (Oxid.)

┌────────────────────────────┐

│ ▼

2 Mg + O2 2 MgO Redox-Reaktion │ ▲

└───────────────────────┘

RedM OxM + 4 e- (Red.)

Mit der Zuordnung oder Benennung von Magnesiumoxid müssen wir uns noch beschäftigen! Eine Erklärung der chemischen Vorgänge ist über die Ionen-Bildung anhand der Energie-Niveau-Schemata möglich ( 3.2.1. Ionen-Bildung).

Ionen-Bildung durch

Elektronen-Abgabe

(Oxidation)

Mg Mg2+ + 2 e-


Ionen-Bildung durch

Elektronen-Aufnahme

(Reduktion)

O + 2 e- O2-

Für beide Atome ergeben sich Abgabe bzw. Aufnahme von zwei Elektronen die nächstmög-lichen stabilen Edelgas-Konfigurationen. Diese entsprechen den Ionen dieser Elemente.

Aufgabe (für FREAKS):

Machen Sie Aussagen zur Größe der Magnesium- und der Oxid-Ionen (in Be-

zug zueinander und zum Ursprungs-Atom)! Begründen Sie ausführlich!

Sprechen wir nun über eins unserer Beispiele bei den klassischen Reduktionen:

CuO + H2 Cu + H2O RH = + x kJ/mol

Die einzelnen – oben schon beschriebenen – Schritte werden jetzt nur noch als Überschrif-ten angezeigt: Festlegen der Oxidationszahlen: +2 -2 0 0 +1 -2

CuO + H2 Cu + H2O Aus der Veränderung der Oxidations-Zahlen können wir hier ebenfalls auf das vorliegen ei-ner Redox-Reaktion schließen. Heraussuchen der Teilreaktionen: (Atome, bei denen sich die Oxidationszahl ändert)

┌───────────────────────────┐

│ ▼

CuO + H2 Cu + H2O │ ▲

└──────────────────────────┘

Aufstellen der Teil-Reaktionen (Reduktion + Oxidation) 0 +1 Vergrößerung der Oxidationszahl

H H+ + e- Elektronen-Abgabe Oxidation

+2 0 Verringerung der Oxidationszahl

Cu2+ + 2 e- Cu Elektronen-Aufnahme Reduktion


Herstellen der Stöchiometrie Man erkennt sofort, dass ein abgegebenes Elektron nicht ausreicht, um Cupfer vollständig zu reduzieren. Außerdem kommt Wasserstoff nicht einatomig vor. Also muss die Oxidations-Gleichung entsprechend angepasst (erweitert) werden:

H2 2 H+ + 2 e- Oxidation

Cu2+ + 2 e- Cu Reduktion

Aufstellen der Redox-Gleichung (Zusammenfassung der Teil-Reaktionen) ____________________________________ Cu2+ + H2 Cu + 2 H+ Beschriftung der Oxidations- und Reduktionsmittel Cu2+ + H2 Cu + 2 H+ OxM RedM Nun haben wir ja vor kurzem kennengelernt, dass chemische Reaktionen prinzipiell immer umkehrbar sind und chemische Gleichgewichte bilden. Somit sollte auch die Gleichung (Rück-Reaktion):

Cu + H2O CuO + H2 RH = - x kJ/mol

und die dazu passende Redox-Gleichung: Cu + 2 H+ Cu2+ + H2 RedM OxM gültig sein. Tragen wir nun diese gerade ermittelten Reduktions- und Oxidationsmittel an die Hin-Reaktion, dann erhalten für jedes Element sowohl ein Reduktionsmittel und ein Oxidations-mittel. So etwas nennen wir ein korrespondierendes Redox-Paar oder Redox-System. Um unterschiedliche Redox-Paare in Gleichungen zu kennzeichnen, werden Indizes (z.B.: 1, 2, …) benutzt. Damit erhalten wir eine Redox-Gleichung mit Kennzeichnung der Redoxpaare: Cu2+ + H2 Cu + 2 H+ OxM1 RedM2 RedM1 OxM2 Zum Prüfen, ob es sich bei einer chemischen Reaktion wirklich um eine Redox-Reaktion handelt, bzw. welcher Teil jetzt genau die Oxidation oder die Reduktion ist, hat sich in der Chemie das Modell der Oxidationszahlen als sehr hilfreich herausgestellt.


Definition(en): korrespondierendes Redox-Paar / Redox-System Ein korrespondierendes (auch: konjugiertes) Redox-Paar sind ein Reduktions-Mittel und ei-ne Oxidations-Mittel, die durch einen Elektronen-Übergang ineinander übergehen. Das Reduktions-Mittel wird durch Elektronen-Abgabe zum Oxidations-Mittel. Ein Oxidations-Mittel wird durch Elektronen-Aufnahme zum Reduktions-Mittel.

Ein korrespondierendes Redox-Paar sind zwei Stoffe, die sich durch Elektronen-Übergang ineinander umwandeln können.


Methode: Aufstellen von Redox-Gleichungen z.B. Reaktion von Cupfer(II)-sulfat mit Zink unter Ausfällung von rotem Cupfer-Schlamm

Notieren der Wort-Gleichung (aus der Aufgabe heraus)

| Cupfer(II)-sulfat + Zink Cupfer | Heraussuchen der Symbole / Formeln für die Stoffe ( Tabellen, ev. selbst Aufstellen)

| CuSO4 + Zn Cu ↓ | Ermitteln der Oxidationszahlen +2 +6-2 ±0 ±0

| CuSO4 + Zn Cu ↓ | Aufstellen der Teil-Gleichungen (um die Elektronen-Abgaben und -Aufnahmen zu ermitteln)

Cu2+ + 2 e- Cu Elektronen-Aufnahme Reduktion

Ermitteln weiterer Stoffe / Möglichkeiten / Reaktionen mit ihren Symbolen / Formeln (Zink ist unedel(er als Cupfer) kann oxidiert werden

Zn Zn2+ + 2 e- Elektronen-Abgabe Oxidation

Ermitteln der Faktoren für die Stoffe über das Kleinste gemeinsame Vielfache (KGV) Elektronen-Übergänge 2 * 2 = 2 (KGV) 1 * 2 = 1 * 2 = 2 Benutzen der Faktoren für die Teil-Gleichungen

Cu2+ + 2 e- Cu

Zn Zn2+ + 2 e-

Zusammenfassen der beiden Teil-Gleichungen ________________________________________________

Cu2+ + 2 e- + Zn Cu + Zn2+ + 2 e

-

Raus-Kürzen von Stoffen / Teilchen, die auf beiden Seiten vorkommen (Redox-Gleichung)

Cu2+ + Zn Cu + Zn2+ fertig! ev. Aufstellen der Stoff-Gleichung:

CuSO4 + Zn Cu ↓ + ZnSO4 fertig!


Aufgaben:


weils um eine Redox-Reaktion handelt! Stellen Sie bei Redox-Reaktionen

die Teil-Gleichung und die Gesamt-Gleichung / Redox-Gleichung auf! Be-

schriften Sie passend Oxidation, Reduktion, Elektronen-Aufnahme und –

Abgabe, die Oxidations- und Reduktions-Mittel und die Redox-Paare!

Sollte es sich nicht um eine Redox-Reaktion handeln, dann begründen Sie

Ihre Meinung!

a) CuSO4 + Zn Cu + ZnSO4 b) 2 Na + Cl2 2 NaCl c) NaOH + HCl H2O + NaCl d) Cu + 4 HNO3 Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O e) 2 KMnO4 + 16 HCl 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O + 2 KCl

2. Prüfen Sie für die folgenden chemischen Reaktionen, ob es sich um Redox-

Reaktionen handelt! Geben Sie das vollständige Gleichungs-Gebilde mit al-

len Benennungen an!

a) Reaktion von Schwefelsäure mit Magnesiumoxid b) Reaktion von Salzsäure mit Zink c) Reaktion von Kaliumpermanganat mit Salzsäure unter Freisetzung von Chlor d) Reaktion von Schwefel mit Kaliumnitrat unter Bildung von Stickstoffmonoxid


1. Untersuchen Sie bei der folgenden chemischen Reaktion, ob es sich um eine Redox-Reaktion handelt!

OF2 + H2O 2 HF + O2


Reinigung von Silber-Besteck (fast ohne Putzen)

Materialien / Geräte: Aluminium-Folie, (schwarz) beschlagenes Silber-Besteck, Kochsalz

Durchführung / Ablauf: - in eine Plaste-Schale Wasser (am besten lauwarm) einfüllen, so dass das Besteck gut da-

rin liegen kann - einige Esslöffel Kochsalz zugeben - Silber-Besteck (locker) in Alu-Folie einwickeln (eine Schicht reicht aus) - die Packungen in das Salzwasser legen - einige Stunden warten, ev. zwischenzeitlich prüfen, ob das Besteck schon sauber ist - ev. nachpolieren

Hinweise:

Materialien / Geräte:

Durchführung / Ablauf: -


5.4.2.3. Sonderfälle der Redox-Reaktionen - Disproportionierung und

Komproportionierung

Disproportionierung (Dismutation) ein Stoff dient gleichzeitig als Reduktions- und als Oxidations-Mittel ±0 +1 -2+1 +1 -1 +1 +1 -2 +1 -2

Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaClO + H2O Natriumhypochlorit

+5 -1 +7

4 KClO3 KCl + 3 KClO4 Kaliumchlorat Kaliumchlorid Kaliumperchlorat

Komproportionierung (Synproportionierung) ein Element kommt in zwei verschiedenen Oxidations-Stufen vor, nach einer Redox-Reaktion besitzt das Element ein mittleres Oxidations-Niveau, es wird also sowohl oxidiert als auch reduziert +2-1 +1 -2 +1-1 ±0

OF2 + H2O 2 HF + O2 +6 -2 ±0

H2SO4 + H2S 4 S + 4 H2O +5 -1 ±0

IO3- + 5 I

- + 6 H3O+ I2 + 9 H2O (Iodometrie)


5.4.2.4. Stärke von Redox-Reaktionen / Möglichkeiten für Redox-

Reaktionen / Redox-Reihe Mit unseren Erkenntnissen zu den Redox-Reaktionen können wir jetzt in die empirische Pra-xis gehen und alle möglichen Stoffe miteinander reagieren lassen. Dabei wollen wir überprü-fen, ob alle Kombinationen gleichartig reagieren und ob es Unterteilungs-Möglichkeiten gibt.

Zn + CuSO4 Cu↓ + ZnSO4


Oxid.-Wirkung d. Metalls

Red.-Wirkung d. Metalls

Metall / Reduktions-Mittel

Metall-Ion / Oxidation-Mittel

Oxid.-Wirkung der Ionen

Charakteri-sierung der Metalle

Redox-Potential [V]

Au Au+

1,69

Au Au3+ 1,50

Au Au2+ 1,40

Pt Pt2+ 1,20

Ir Ir3+ edel 1,16

Pd Pd2+ 0,85

Os Os2+ 0,85

Hg Hg2+ 0,85

Ag Ag+ 0,80

Hg Hg+ 0,79

Po Po2+ halbedel 0,65

Rh Rh2+ edel 0,60

Cu Cu+ halbedel 0,52

Ru Ru2+ edel 0,45

Cu Cu2+ 0,35

Bi Bi3+ 0,32

Tc Tc4+ halbedel 0,27

Re Re4+ 0,26

Sb Sb3+ 0,15

Fe Fe3+ -0,04

Pb Pb2+ -0,13

Sn Sn2+ -0,14

Mo Mo3+ -0,20

Ni Ni2+ -0,23

Co Co2+ -0,28

Tl Tl+ -0,34

In In3+ -0,34

Cd Cd2+ -0,40

Fe Fe2+ -0,41

Zn Zn2+ -0,76

Cr Cr2+ -0,91

Nb Nb3+ -1,10

V V2+ -1,17

Mn Mn2+ -1,18

Ti Ti3+ -1,21

Al Al3+ -1,66

Ti Ti2+ -1,77

Be Be2+ -1,85

Mg Mg2+ -2,36

Ce Ce3+ -2,43

La La3+ -2,52

Na Na+ -2,71

Ca Ca2+ -2,87

Sr Sr2+ -2.89

Ba Ba2+ -2,92

K K+ -2,92

Cs Cs+ -2,92

Rb Rb+ -2,98

Li Li+ -3,04


kleine Esels-Brücken / Merksprüche für Redox-Reihe: Kaiser Napoleon mag alle zackigen Soldaten – Blei haben cubanische Agenten auch. K < Na < Mg < Al < Zn < Sn < Pb < H < Cu < Ag < Au Können Nasenbären möglichst alle Ziegen sättigen? – Blei haben cubanische Agenten auch.

K < Na < Mg < Al < Zn < Sn < Pb < H < Cu < Ag < Au Die Redox-Potentiale lassen sich – als beschreibender Wert für die Stärke der reduzieren-den bzw. oxidativen Wirkung – erst mit elektro-chemischen Versuch-Anordnungen genaues-tens ermitteln ( ). Auch für die Nichtmetalle lassen sich die oxidierenden bzw. reduzierenden Wirkungen ge-geneinander erfassen. Red.-Wirkung d. Nichtme-talls

Oxid.-Wirkung d. Nichtme-talls

Nichtmetall / Oxidations-Mittel

Metall-Ion / Redukti-ons-Mittel

Red..-Wirkung der Ionen

Charakteri-sierung der Nicht-metalle

Redox-Potential [V]

F F-

Cl Cl-

Br Br-

I I-


Oxid.M. Nebenbed. e- Red.M. UH

Ɵ [V]

PbO2 + 2 H+ + 4 e

- Pb + 2 OH

- - 0,58

2 CO2 + 2 H+ + 2 e

- H2C2O4 - 0,49

PbSO4 + 2 e- Pb + SO4

2- - 0,28

AgI + e- Ag + I

- - 0,15

AgBr + e- Ag + Br

- + 0,07

S4O62-

+ 2 e- 2 S2O3

2- + 0,08

AgSCN + e- Ag + SCN

- + 0,09

HgO + H+ + 2 e

- Hg + OH

- + 0,10

SO42-

+ 2 H+ + 2 e

- SO3

2- + H2O + 0,17

Hg2Cl2 + 2 e- 2 Hg + 2 Cl

- + 0,27

AgN3 + e- Ag + N3

- + 0,29

I2 + 2 e- 2 I

- + 0,54

Hg2SO4 + 2 e- 2 Hg + SO4

2- + 0,61

O2 + 2 H+ + 2 e

- H2O2 + 0,68

Fe3+

+ e- Fe

2+

NO3- + 2 H

+ + 2 e

- NO2

- + H2O + 0,94

IO3- + 6 H

+ + 6 e

- I

-- + 6 H2O + 1,09

BrO3- + 6 H

+ + 6 e

- Br

-- + 6 H2O + 1,44

MnO4- + 8 H

+ + 5 e

- Mn

2+ + 4 H2O + 1,51


Ermittlung einer Redox-Reihe (I)

Materialien / Geräte: Metalle und lösliche Salze dieser Metalle (Nitrate sind fast immer gut löslich; es können aber auch andere Salze sein!; wenn farbige Salze vorhanden sind, dann sollten diese vorgezogen werden); kl. Bechergläser

Durchführung / Ablauf: - herstellen einer Lösung eines Salzes (reichhaltige Lösung) - verteilen der Lösung auf die Bechergläser - Metalle (außer das Metall des gelösten Salzes) so in die Lösung positionieren, dass ein Teil

des Metalls an der Luft bleibt, um zu sehen, ob es Veränderungen gegeben hat - Dokumentation in Tabelle (Ergebnistabelle, ob Reaktion stattgefunden hat oder nicht!) - nächste Versuch-Gruppe mit dem nächsten Metall-Salz - Tabelle am Ende sortieren (nach der Mehrzahl abgelaufener Reaktionen) (sowohl uín den

Spalten, als auch in den Zeilen!)

Ermittlung einer Redox-Reihe (II)

Materialien / Geräte: verschiedene Metalle und ihre Oxide (Pulver od. feines Granulat) (z.B.: Zink, Zinkoxid; …)

Durchführung / Ablauf: - jeweils ½ bis 1 Spatel des Metalloxides mit jeweils der gleichen Menge der anderen Metalle

mischen - auf Feuer-fester Unterlage und ev. Funkenflug-Schutz das Gemisch im Reagenzglas erhit-

zen (es kann etwas dauern) - Beobachtungen notieren und eine Ergebnis-Tabelle aufbauen (hat reagiert bzw. nicht) - für alle Metalloxide gleichfalls durchführen - Tabelle am Ende sortieren (nach der Mehrzahl abgelaufener Reaktionen) (sowohl uín den

Spalten, als auch in den Zeilen!)


5.4.2.5. pH-Abhängigkeit der Redox-Reaktionen


5.4.2.6. Nachweis-Reaktionen auf der Basis von Redox-Reaktionen Redox-Reaktionen mit farbigen oxidierten oder reduzierten … (Zuständen) seltener indirekt über einen anderen farbigen Indikator z.B. Stärke um elementares Iod an-zuzeigen

2.4.2.6.1. Iodometrie

mittleres Redox-Potential von UH

Ɵ = 0,54 V lässt sowohl eine Bestimmung von oxidierenden als auch von reduzierenden Proben zu anwendbar für die Bestimmung von freiem Chlor oder Brom in wässrigen Proben, weiterhin hassen sich die Mengen von Wasserstoffperoxid, Peroxiden und Boraten bestimmen zugrundeliegende Redox-Reaktion mit reduzierenden Proben:

I2 + 2 e- 2 I- ; UH

Ɵ = 0,54 V braun farblos

als Indikator für das nur in Spuren vorhandene Iod am Äquivalenz-Punkt (bzw. dem ersten Tropfen Überschuss) wird gelöste Stärke verwendet, diese geht mit Iod eine kräftig blaue (- im Überschuss schwarz wirkende -) Einlagerungs-Verbindung (Komplex) ein mit oxidierenden Proben: Verwendung von Kaliumiodid im Überschuss; die Iodid-Ionen können oxidiert werden; nur in dem Maß möglich, wie reduzierendes Material in der Probe steckt; der Überschuss sorgt da-für, dass alles reduzierendes Material ausgenutzt wird; es bildet sich elementares Iod (braun)

2 I- I2 + 2 e- ; UH

Ɵ = 0,54 V farblos braun

im eigentlichen Titrations-Vorgang wird nun das gebildete Iod mit Natriumthiosulfat umge-setzt, Natriumthiosulfat lässt sich sehr exakt für Maß-Lösungen einwiegen

I2 + 2 S2O32- 2 I

- + S2O6

2- ;

auch hier wird Stärke als Indikator verwendet, dieser färbt die Lösung bei der Überschuss-Reaktion (mit Kaliumiodid-Lösung) stark blau im Titrations-Verlauf verschwindet die blaue Farbe ( kein Iod mehr vorhanden); farblose Lösung / Probe ist dann Zeichen für vollständige Titration


2.4.2.6.2. Manganometrie

Verwendung frischer geeichter Kaliumpermanganat-Lösung (violett) als Maß-Lösung als Proben-Material eignen sich oxidierende Stoffe; im sauren Milieu; z.B. Ca2+, Fe2+, Fe3+,

NO2-, CO4

2-, PO4

3-, H2O2

aber auch für Gesamt-Bestimmung von leicht oxidierbarem organischen Stoffen (Belastun-gen) in Trink-, Ab-, Fluss- und See-Wasser solange oxidierender Stoff vorhanden ist kommt es zu Entfärbung des Manganats zugrundeliegende Redox-Reaktion

MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O ; UH

Ɵ = 1,51 V violett farblos

bzw.

MnO4- + 8 H3O

+ + 5 e- Mn2+ + 12 H2O ; UHƟ = 1,51 V

erster Tropfen überschüssiges Manganat färbt Probelösung dann dauerhaft rosa-violett


5.4.2.y. elektro-chemische Reaktionen (Elektro-Chemie)

Problem-Fragen für Selbstorganisiertes Lernen Können Akku's explodieren? Mindert Kälte die Akku-Leistung? Was ist der Memory-Effekt? Ist die älteste Batterie wirklich 2000 Jahre alt? Halten Duracell-Batterien am längsten? Verkürzt der Netzwerkbetrieb eines Notebook's die Lebensdauer des Akku's? Bedeutet der Sturz eines Akku ins Wasser den Akku-Tod? Warum lassen sie Akku's aufladen und Batterien nicht? Kann man fast entladene Batterien wieder ein wenig aktivieren? Können Hacker den Akku eines Laptop's oder Tablet's manipulieren? Ist das Entladen und Laden von Akku's nicht ein Widerspruch zum 2. Hauptsatz der Ther-modynamik?

Kaum eines der modernen Kommunikations-Geräte kommt ohne Batterie oder Akku(mulator) aus. Wie dramatisch bzw. wie stark die Schlüsselrolle von Akkumulatoren ist, sieht man am Bei-spiel der Elektro-Autos.

5.4.2.y.1. GALVANIsche Elemente

ist Einrichtung zur Umwandlung von chemischer Energie in elektrische Kombination aus zwei verschiedenen Elektroden und mindestens einem Elektrolyten oder – wie wir noch sehen werden – aus zwei gleichartigen Elektroden und einem Elektrolyten in unterschiedlicher Konzentration

Definition(en): Elektroden Elektroden sind mehr-phasige System, in dem sich zwischen zwei hintereinanderliegenden Phasen durch Stoff-Umsätze ein elektro-chemisches Gleichgewicht herausbildet.

daraus folgt, dass Systeme, die nur aus verschiedenen Metallen bestehen, keine Elektro-den sind Elektroden-Typen

Ionen-Elektroden (Ionen treten durch die Phasengrenze durch))

Redox-Elektroden (Elektronen treten durch die Phasengrenze durch)


(Silber / wässrige Silbernitrat-Lösung)

(Silber / festes Silberoxid, wässrige Kaliumchlorid-Lösung)

(Natriumamalgam / wässrige Natriumchlorid-Lösung)

(Natrium-Glas mit Quellschicht / wässrige Lösung)

(Platin / wässrige Lösung mit Fe2+- und Fe3+-Ionen)

(Graphit / Chlor-Gas, Natriumchlorid-Schmelze)

Platin / Gasphase, oxidischer Festelektrolyt

(Wasser mit Chinolin gesättigt, Chinolinchlorid / Chinolin mit Wasser gesättigt, Kaliumicotinat)

wässrige Lösung von Kaliumhexacyanoferrat, Kaliumchlorid / für Cyanoferrat-Ionen undurchlässige Membran / wässrige Kaliumchlorid-Lösung

Paarung Oxidation und Reduktion an einer Elektrode Eine Elektroden-Reaktion läuft stets in der einen Richtung als Oxidation und in der Gegen-richtung als Reduktion ab.

.

homogen heterogen heterogen heterogen

flüssig flüssig / fest flüssig / gasförmig fest / gasförmig


Schreibweise GALVANIsche Zellen ┌─────────(V)────────────┐

Cu / Ag / AgNO3 // Zn(NO3)2 / Zn / Cu zwei Halbzellen oder Halbzelle und Strom-Brücke werden durch // voneinander getrennt, zwischen ihnen wandern normalerweise nur Elektronen oder bestimmte Ionen (semi-permeabel) die Stoffe einer Halbzelle werden durch / getrennt, und zwar in der Reihenfolge, wie der Strom durch sie fließt die beiden äußeren Stoffe sind die Pole (hier wird die Spannung gemessen oder der Elektro-lyse-Strom zugeführt) zur Kennzeichnung und Unterscheidung ev. gleicher Stoff-Kombinationen werden über die Stoffe römische Ziffern notiert I II III IV V VI Cu / Ag / AgNO3 // Zn(NO3)2 / Zn / Cu damit lassen sich z.B. die beiden Cu-Elektroden unterscheiden es ist aber auch eine Kennzeichnung mit Hochkomma für gleiche Stoffe möglich I II III IV V I' Cu / Ag / AgNO3 // Zn(NO3)2 / Zn / Cu


Definition(en): Zell-Spannung Die Zell-Spannung ist die elektrische Spannung, die zwischen den Polen einer GALVANI-

schen Zellen besteht.

Einteilung GALVANIscher Zellen Primär-Zellen sind die als Batterie bekannten Konstruktionen Prozess der Gewinnung von elektrischer Energie ist irreversibel, läuft nur einmal in eine Richtung ab die Umkehrung des Vorganges ist innerhalb der Konstruktion nicht möglich Strom fließt immer nur in eine Richtung Primär-Zellen werden praktisch durch das Zusammenfügen geladen, da bestimmte Reakti-ons-Produkte entweder entweichen können oder sich in der Konstruktion weit verbreiten können, ist eine Umkehrung nach dem Entladen nicht mehr möglich Sekundär-Zellen sind die Akkus (Kurzform von Akkumulator) Prozesse von Gewinnung der elektrischen Energie und dem Einspeichern können mehrfach wiederholt werden prinzipiell sind die Vorgänge also reversibel, technisch sind die Zyklen von Laden und Entla-den aber begrenzt Strom fließt abwechselnd in beide Richtungen Tertiär- bzw. Brennstoff-Zellen bei dieser Art von Zellen wird in kontinuierlichen Prozessen (dauerhaft) elektrische Energie gewonnen; dazu ist eine kontinuierliche Stoff-Zufuhr notwendig


praktisch sind immer zwei Halbzellen (Halb-Elemente) vorhanden, die immer aus Elekt-rode und Elektrolyt bestehen häufig sind die Halbzellen räumlich isoliert

GALVANIsches Halbelement

damit der Stromkreis geschlossen wird, baut man zwischen die beiden Elektrolyt-Lösungen entweder ein Diaphragma oder eine GALVANIsche Brücke (Ionen-Brücke, GALVANIscher Schlüssel) ein

GALVANIsches Element aus zwei zusammengesetzten Halb-Elementen

aufräumen mit weit verbreiteten Irrglauben, die eine der beiden Metall-Elektroden wäre posi-tiv geladen; richtiger ist, dass sie weniger negativ ist, was sie im Stromkreis zur positiven Elektrode (Kathode) macht chemisch findet an einer Elektrode die Oxidation und an der anderen die Reduktion statt somit ist also ein GALVANIsches System ein Redox-System bei einem Halb-Element taucht eine Metall-Elektrode in einem passenden Elektrolyt, dieses enthält das Metall-Ion und irgendwelche Säurerest-Ionen


da die Säurerest-Ionen nicht an den chemischen Vorgängen teilnehmen, werden sie häufig völlig ignoriert je nach edlem bzw. unedlem Charakter geben die Elektroden Metall-Ionen ab oder es schei-den sich Metall-Atome aus der Lösung an der Elektrode ab beim Lösen der (unedleren) Metalle – also der Bildung der Metall-Kationen – bleiben Elekt-ronen "übrig", die zuerst einmal als Ladung an der Elektrode bleiben oder dann über den ge-schlossenen Stromkreis zur anderen Elektrode fließen, an dieser werden die Elektronen dazu benutzt, um die edlen Metall-Ionen aus der Lösung in Atome umzuwandeln, sie verbleiben zumeist an der Elektrode bei der Kathode ist es nicht notwendig, dass diese aus dem Metall besteht, welches sich ab-setzen soll, es funktioniert auch mit inerten Stoffen / Metalle, wie z.B. Cohlenstoff (Graphit) oder Platin grob gesehen im Feinen bilden sich charakteristische Schichten, in denen verschiedenste Vorgänge ablau-fen neuere Forschungen finden immer mehr Details über diese Schichten heraus und zeigen uns mal wieder, dass auch scheinbar sehr einfache Vorgänge in ihrer eigentlichen Natur sehr kompliziert sein können und noch lange nicht vollständig erforscht oder verstanden werden Michael FARADAY (1791 – 1867) arbeite mit dem – quasi damals noch völlig neuen – elektrischen Strom und verschiedenen Stoffen und Lösungen FARADAYsches Gesetz (1834) Gesetze wahrscheinlich unabhängig auch von Carlo MATTEUCCI (1834 /1835) entdeckt

1. FARADAYsches Gesetz Die Stoffmenge, die sich während einer Elektrolyse an einer Elektrode abscheidet ist der proportional der durch die Elektrode geleitet elektrische Ladung.

.

2. FARADAYsches Gesetz Die durch eine bestimmte Ladungs-Menge abgeschiedene Masse eines Elements ist pro-portional zu dessen Atom-Masse und umgekehrt proportional zu dessen Wertigkeit.

.


heutige Formulierung als physikalische Formel: für ein einwertiges Ion (Redox-Paar) gilt:

dementsprechend für ein z-wertiges:

Q … Ladung [C] Q1 … Ladung(-Menge) für ein einwertiges Ion [C] n … Stoffmenge [mol] n1 … Stoffmenge [1 mol]

e … Elementar-Ladung [1,6022 * 10-19

C]

NA … AVOGADRO-Konstante [6,022 * 1023

mol-1

] F … FARADAY-Konstante [96485 C * mol

-1]

z … Wertigkeit des Ions bzw. des Redox-Paares

bezieht man die molare Masse M mit ein, dann folgt aus der Beziehung:

die Formel:

M … Molare Masse [g * mol

-1]

m … Masse [g]

häufig wird das elektrochemische Äquivalent Äe benutzt, dass über:

berechnet und tabelliert werden kann. Somit lässt sich die Masse m auch aus ei-nem Tabellenwert und der bestimmten La-dungs-Menge ermitteln:

Ae … elektrochemisches Äquivalent []

Die Ladungs-Menge ist für uns über die Stromstärke I und die Elektrolyse-Zeit t zu-gänglich:

Daraus leiten sich die praktischen Formeln:

zur Berechnung der abgeschiedenen Masse

I … Stromstärke [A] t … Elektrolyse-Zeit [s]


bzw. der notwendigen Ladung für das Ab-scheiden einer bestimmen Masse bzw. die notwendige Elektrolyse-Zeit ab. OHMsches Gesetz

R … elektrischer Widerstand [] = [V/A] U … elektrische Spannung [U] I … elektrische Stromstärke [A] E … elektrisches Feld [U/m] lE … Abstand zwischen Elektroden

KOHLRAUSCHsches Quadratwurzel-Gesetz

… Äquivalenz-Leitfähigkeit []

… Äquivalenz-Leitfähigkeit bei unendlicher Verdünnung []

k … Ladungszahl ??? [] c … Stoff- bzw. Ionen-Konzentration [mol/l]

1/c

Äquivalenz-Leitfähigkeit


c

Äquivalenz-Leitfähigkeit


Ion

[cm/*mol]

Kationen

H+ 349,8

Li+ 38,7

Na+ 50,1

K+ 73,5

Rb+ 77,0

Cs+ 77,7

Ag+ 61,9

Mg2+ 53,1

Ca2+ 59,5

Ba2+ 63,6

Anionen

OH- 197,6

F- 55,0

Cl- 76,3

Br- 78,3

I- 76,8

ClO3- 65,3

ClO4- 67,3

NO3- 71,4

SO4- 80,0

CH3COO- 40,9

Q: /22, S. 41/

Aufgaben:

1. Erklären Sie, warum die Äquivalenz-Leitfähigkeit der Hydroxyd-Ionen

deutlich höher ist, als die von vergleichbar großen Ionen, wie z.B. Fluorid

oder Chlorid!


Standard-Wasserstoff-Elektrode

böse Frage zwischendurch:

Welchen pH-Wert muss die Elektrolyt-Lösung einer Standard-Wasserstoff-

Elektrode haben?

5.4.2.y.2. elektro-chemische Spannungs-Reihe

Definition(en): elektrochemisches Gleicgewicht Elektrochemische Gleichgewichte sind dynamische Gleichgewichte an heterogenen Phasen mit Übergängen von Ladungsträgern.


5.4.2.y.3. Lokal-Elemente

Bildung eines Lokalelementes

Redox-Reaktionen an einem Lokalelement (Oxidation, Reduktion)


5.4.2.y.4. Batterien

Zink-Kohle Zink-Manganat

Aufgaben:

1. Kann man mit Hilfe von Standard-Elektroden eine Batterie (/ ein GALVA-

NIsches Element) bauen, dass eine Spannung von 1,3 V liefert? Begründen

Sie Ihre Meinung!

2.


5.4.2.y.5. Korrosion / Rosten

5.4.2.y.5.1. Rosten gefördert noch zusätzlich in Salz-haltiger Luft oder bei Kontakt mit Salz-haltigen Lösungen (z.B. bei Auto's durch auf die Straßen ausgebrachte Auftausalze). gelöste Salze erhöhen zusätzlich die Leitfähigkeit im Elektrolyt des Lokal-Elementes

Sauerstoff-Korrosion von Eisen - Rosten

5.4.2.y.5.2. besondere Formen der Korrosion Auf Aluminium bildet sich eine dünne, feste, stumpf wirkende und zusammenhängende Oxid-Schicht. Diese verhindert den weiteren Zutritt von Sauerstoff. Es handelt sich praktisch um eine natürliche Schutz-Schicht. Durch technische (elektrochemische) Verfahren kann die Bil-dung der Schicht beschleunigt werden und die Schicht-Stärke noch etwas vergrößert wer-den. Außerdem lassen sich bestimmte Farbstoff mit in die Oxid-Schicht integrieren. Dieses Korrosions-Schutz-Verfahren wird ELOXAL-Verfahren (elektrisch oxidiertes Aluminium) ge-nannt. ähnliche Oxid-Schichten bei Zink, Nickel und Chrom bekannt Passivierung Auf Cupfer setzt sich – vor allem in der freien Natur – eine grüne Schicht (Patina) ab. Eigent-lich ist Cupfer schon ein sehr edles Metall, so dass kaum Korrosion auftritt. Die Patina schützt noch zusätzlich. Sie besteht im Wesentlichen aus CuSO4 * Cu(OH)2. Die Patina-Salze sind vorrangig basisch. Patina ist giftig. Patiniertes Cupfer-Geschirr darf nicht für die Zubereitung von Lebensmitteln benutzt werden. Auch bei der Verwendung von sauberen Cupfer-kesseln usw. für die Essens-Zubereitung muss mit Vorsicht gearbeitet werden (bes-ser den Spezialisten überlassen). Früchte in Blech-Dose Weiss-Blech ist eigentlich ein sehr stabiles (korrosions-unempfindliches System) besteht aus Eisenblech mit einem schützenden Zinn-Überzug problematisch ist die Entstehung von Lokal-Elementen, wenn die schützende Zinn-Schicht einreißt, z.B. bei eingebeulten oder Knick-Dosen besonders kritisch wenn der Doseninhalt Säuren (z.B. Fruchtsäuren) enthält es bilden sich herb und schal schmeckende Eisen-Salze, diese sind z.T. recht giftig der Kauf von beschädigten Dosen sollte also gut bedacht werden


auch der Kauf von billiger Schad-Ware in Billig-Märkten kann sich als problematisch und fi-nanzieller Flop herausstellen

5.4.2.y.5.3. Korrosions-Schutz Farben / nicht-metallische Schutz Öl, Leinöl mit Mennige (Pb3O4) metallische Schutz-Schichten / Schutz-Elektroden kathodischer Korrosions-Schutz; bei Rohr-Leitungen, Schiffen, Heiz-Kesseln, unterirdischen Tank-Behältern Opfer-Elektroden bei Schiffen Feuer-Verzinkung 15 µm dicke Zink-Schicht (Eisen-Zink-Legierung); da Zink eine schützende Oxid-Schicht an seiner Oberfläche bildet, wird die Korrosion des Eisens verhindert. bei durchdringender Be-schädigung der Zink-Schicht kommt es zu Ausbildung von Lokal-Elementen, die unter Auflö-sung des Zink's noch eine längere Zeit schützend wirken


5.4.2.y.6. Elektrolysen

Umkehrung der GALVANIschen Zelle praktisch auch Rück-Reaktion (besonders bei geschlossenen Systemen); entspricht dann dem Aufladen des Systems (als Akkumulator) Elektrolyse-Spannung muss immer größer sein als die zugehörige Zell-Spannung, damit das Redox-System in eine andere Reaktions-Richtung gezwungen wird. es muss die GALVANI-sche Spannung überwunden werden, da sonst kein Strom (bei gleicher Spannung, wie GALVANIsches Element) oder ein entgegengesetzter Strom (Elektrolyse-Spannung unter GALVANI-Spannung) fließen würde häufig tritt an den Elektroden Überspannungs-Effekte auf, so dass die zur Elektrolyse not-wendige Spannung deutlich größer sein muss, als eigentlich erwartet Überspannung abhängig von der Art der Elektrode

angenommen die Äquivalent-Leitfähigkeit () von Wasserstoff- und Chlorid-Ionen verhält

sich wie 1 : 5, also wäre [H+] = 5 [Cl-]

praktisch bedeutet dies, dass die transportierte Ladung (elektrischer Strom) sich zu 1/6 aus bewegten Chlorid-Ionen und zu 5/6 aus bewegten Protonen (Wasserstoff-Ionen) zusammen-setzt


vor Elektrolyse

linker Raum

(später Kathoden-Raum)

Raum der Strombrücke

rechter Raum (später Anoden-Raum

vorhandene (relevan-

te) Teilchen 10 HCl 2 HCl 10 HCl

dissoziierte Teilchen 10 H+ + 10 Cl- 2 H+ + 2 Cl

- 10 H+ + 10 Cl

-

in den Abbildungen wird nicht zwischen Ladungen und Fehlstellen sowie den verschiedenen Stoffen unterschieden gebildete Gase verschwinden aus dem (offenem) System

nach bestimmter Elektrolyse-Zeit

linker Raum

(später Kathoden-Raum)

Raum der Strombrücke

rechter Raum (später Anoden-Raum

ablaufende Elektro-den-Reaktion 6 H+ + 6 e

- 3 H2 2 HCl 6 Cl

- 3 Cl2 + e

-

restliche (relevante) Teilchen 4 H+ + 10 Cl

- 2 HCl 10 H+ + 4 Cl

-

eingewanderte (rele-

vante) Teilchen 5 H+ 5 H+ + 1 Cl- 1 Cl

-

ausgewanderte (rele-

vante) Teilchen 1 Cl- 5 H+ + 1 Cl

- 5 H+

Summe (relevante) Teilchen 9 H+ + 9 Cl

- 2 HCl 5 H+ + 5 Cl

-

undissoziierte Teil-chen 9 HCl 2 HCl 5 HCl



Elektrolyse von Natriumchlorid (Chlor-Alkali-Elektrolyse) (technische Herstellung

von Chlor und Natriumhydroxid mögliche Anoden-Reaktionen (Plus-Pol): (Oxidation)

2 Cl- Cl2 + 2 e

- ; UH

Ɵ = 1,36 V

2 H2O O2 + 4 H+ + 4 e- ; UH

Ɵ = 0,82 V (pH = 7)

mögliche Kathoden-Reaktionen (Minus-Pol): (Reduktion)

Na+ + e- Na ; UH

Ɵ = - 2,71 V

2 H2O + 2 e- H2 + 2 OH

- ; UH

Ɵ = - 0,41 V (pH = 7)

normalerweise würden Wasserstoff und Sauerstoff bei der Elektrolyse entstehen (Sauerstoff ist unedler als Chlor; Wasserstoff ist edler als Natrium) besondere technische Verfahren unter Ausnutzung von Überspannungs- bzw. Sektions-Effekten notwendig


Amalgam-Verfahren Elektrolyse-Gefäß ist Edelstahl-Wanne mit leicht geneigtem Boden; dort fließt Quecksilber-Schicht (rund 3 mm dick); dient als Kathode im elektrisch isoliertem Deckel befinden sich rund 150 Titan-Anoden (mit Rutheniumoxid be-schichtet); RuO dient als Katalysator bei der Chlor-Bildung, macht die Elektrode auch relativ innert gegenüber dem aggressiven Chlor Abstand zwischen Anode und Kathode nur einige mm (meist rund 2 mm) Elekrolyse-Spannung 4 V an der Anode bildet sich so das Chlor-Gas an der Kathode entsteht aus Quecksilber und abgeschiedenem Natrium Natriumamalgam das Amalgam wird im nachfolgenden Prozess im sogenannten Amalgam-Zersetzer mit rei-nem Wasser zu Natriumhydroxid und Quecksilber zerlegt, als Katalysator werden Graphit-Stäbe benutzt (setzen die Überspannung für die Wasserstoff-Abscheidung herab) das Quecksilber wird dann wieder als Elektroden-Material verwendet (Kreislauf-Prozess)

Amalgam-Verfahren der Chlor-Alkali-Elektrolyse Q: de.wikipedia.org (MarkusZi)

Anoden-Reaktion (Titan (mit Rutheniumoxid), Plus-Pol): (Oxidation)

2 Cl- Cl2 + 2 e

-

Kathoden-Reaktionen (Quecksilber, Minus-Pol): (Reduktion)

2 Na+ + 2 e- 2 Na

2 Na + x Hg 2 NaHgx im Amalgam-Zersetzer:

2 NaHgx + 2 H2O 2 Na+ + 2 OH- + x Hg + H2

Gesamt-Verfahren:

2 Na+ + 2 Cl- + 2 H2O 2 Na+ + 2 OH

- + Cl2 + H2 ; RH = 454 kJ/mol


Diaphragma-Verfahren Anoden-Reaktion (Titan (mit Rutheniumoxid), Plus-Pol): (Oxidation)

2 Cl- Cl2 + 2 e

-

Kathoden-Reaktionen (Eisen, Minus-Pol): (Reduktion)

2 H2O + 2 e- H2 + 2 OH

-

Elektrolyse-Raum wird durch eine poröse Zwischenwand (Scheidewand, Diaphrag-ma) in zwei Halbzellen unterteilt. Das Dia-phragma verhindert die Wanderung der gebildeten Hydroxid-Ionen zur Anode, wo dann mit dem Chlor eine Disproportionie-rung (zu Chlorid und Hypochlorid) stattfinden würde.

Cl2 + OH- Cl

- + OCl

- + H+

Weiterhin wird auch ein Vermischen der Gase Wasserstoff und Chlor verhindert, die auch physikalisch gelöst, in der Lö-sung wandern könnten. Eine Mischung von Chlor und Wasserstoff ergibt ein hochexplosives (Chlor-Knall-)Gas. Eine weitere begleitende Maßnahme ist die Arbeit mit einem höheren Flüssigkeits-Spiegel auf der Anoden-Seite. Dadurch wird ein schwacher hydrostatischer Druck aufgebaut, der einer Wanderung der Hydroxid-Ionen entgegenwirkt.

Diaphragma-Verfahren der Chlor-Alkali-Elektrolyse Q: de.wikipedia.org (OGuenther)


Membran-Verfahren Anoden-Reaktion (Titan (mit Rutheniumoxid), Plus-Pol): (Oxidation)

2 Cl- Cl2 + 2 e

-

Kathoden-Reaktionen (Edelstahl od. Nickel, Minus-Pol): (Reduktion)

2 H2O + 2 e- H2 + 2 OH

-

Die Kathode ist mit einer Aluminium-Nickel-Legierung überzogen, die katalytisch die Wasserstoff-Bildung unterstützt. Als Trennwand für die beiden Halb-Zellen wird hier eine sehr dünne Plastik-Folie (Polytetrafluorethen, PTFE) eingesetzt. Sie sorgt für die räumliche Trennung der gebil-deten Gase (Wasserstoff und Chlor), um die Bildung des Knall-Gases zu verhindern. Die Membran hat die Eigenschaft Kationen zwi-schen den beiden Seiten austauschen zu können. Natrium-Ionen von der eAnoden-Seite können gegen Wasserstoff-Ionen aus dem Kathoden-Raum getauscht werden. Für Anionen (z.B. Hydroxid- und Chlorid-Ionen) ist die Membran praktisch undurchlässig.

Membran-Verfahren der Chlor-Alkali-Elektrolyse Q: de.wikipedia.org (OGuenther)

erzeugt sehr reine – rund 35%ige – Natronlauge (da keine Chlorid-Ionen enthalten sein kön-nen) beide Elektrolyte werden im Kreislauf-Verfahren benutzt die gebildete Natriumhydroxid-Lösung wird abgeführt und teilweise durch frisches Wasser ersetzt die Natriumchlorid-Lösung (Sole) im Anoden-Raum wird durch neues Natriumchlorid wieder auf die Norm gebracht


Vergleich / Gegenüberstellung Chlor-Alkali-Elektrolyse-Verfahren

Amalgam-Verfahren

Diaphragma-Verfahren

Membran-Verfahren

Anoden-Material

Titan, mit Rutheniumoxid überzogen

Kathoden-Material

Quecksilber Eisen od. Stahl Nickel od. Edel-stahl, mit Nickel-Aluminium-Legierung über-zogen

Diaphragma Asbest, mit Kunststoff-Faser verstärkt

Ionen-selektive Kationen-Austausch-Membran

Elektrolyse-Spannung [V]

Arbeits-Stromstärke

Energie-Verbrauch

hoch günstig günstig

Reinheit Chlor sehr hoch verunreinigt (Sauerstoff)

Reinheit Nat-ronlauge

sehr hoch verunreinigt (Natriumchlorid)

sehr hoch

Reinheit Was-serstoff

sehr hoch verunreinigt (Sauerstoff)

hoch

Umwelt-Belastung

Quecksilber Asbest sehr gering

Verbreitung (EU)

≈ 50% ≈ 17% ≈ 30%

Elektrolyse von Natriumchlorid in der DOWNS-Zelle

DOWNS-Zelle Q: www.chemie.uni-freiburg.de


Herstellung von Zink Erz (ZnS (Zinkblende)) wird geröstet ZnS + O2 ZnO + SO2 Abgasreinigung SO2 + H2O H2SO3 oder 2 SO2 + O2 2 SO3 SO3 + H2O H2SO4 Umsetzung des Zinkoxides mit der Schwefelsäure ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O Reinigung mit Zink-Staub Herstellung des Zinks ZnO + C Zn + CO Ausfällen edlerer Metall-Ionen (Pb, Ni, Co, Ag) durch gemahlenen Zink (Pulver) Zn + 2 Ag+ Zn2+ + 2 Ag ↓ Elektrolyse der Lösung an Aluminium-Kathode (-) und Blei-Anode (+) Elektrolyse-Spannung rund 3,5 V Abscheidung von Zn trotz eigentlich starkem negativen Eigen-Potential (sehr unedles Metall) möglich, da Wasserstoff zu Aluminium und Zink eine sehr hohe Überspannung hat (Wasserstoff-Bildung nur dann, wenn Lösung durch andere Metall (mit geringerem Über-spannungs-Potential) verunreinigt ist Kathoden-Reaktion: (Oxidation)

+ 2 e-

Anoden-Reaktion: (Reduktion)

Zn2+ + 2e- Zn

Elektroden werden regelmäßig abgezogen und das Zink umgeschmolzen, Reinheit 99,99% Energie-Aufwand liegt bei rund 3,2 kWh/kg [Zn]


Raffination von Cupfer Leitfähigkeit von Cu stark von der Reinheit des Metalls abhängig Roh-Kupfer hat Reinheit von 99%; z.B. 0,07% Arsen-Anteil reduzieren Leitfähigkeit um etwa ein Drittel mögliche Anoden-Reaktionen (Plus-Pol): (Oxidation)

Cu Cu2+ + 2 e- ; UH

Ɵ = 0,34 V roh

2 H2O O2 + 4 H+ + 4 e- ; UH

Ɵ = 1,23 V

Au Au3+ + 3 e- ; UH

Ɵ = 1,68 V

2 SO42-

S2O82-

+ 2 e- ; UH

Ɵ = 2,01 V

mögliche Kathoden-Reaktionen (Edelstahl, Minus-Pol): (Reduktion)

Cu2+ + 2 e- Cu ; UH

Ɵ = 0,34 V rein

As3+ + 3 e- As ; UH

Ɵ = 0,30 V

2 H+ + 2 e- H2 ; UH

Ɵ = 0,00 V

Elektrolyse-Spannung 0,3 V nach Elektrolyse liegt Reinheit bei 99,99%, wird von den Elektroden abgeschabt und umge-schmolzen unter der sich auflösenden Anode aus Roh-Kupfer sammeln sich die edlen Metalle als soge-nannter Anoden-Schlamm, der dann weiter verarbeitet wird andere (unedlere) Metall gehen in Lösung (Oxidation)


Herstellung von Aluminium durch Schmelzfluss-Elektrolyse Vorbereitung: (Reinigung des Bauxits, Herstellung von reinem Aluminiumoxid) Bauxit: Al2O3 • H2O + Fe2O3 Aufschluss des Bauxits mit Natriumhydroxid durch Erhitzen unter Druck Bildung von Eisen(III)-hydroxid Umsetzung des Natriumaluminats zu / Bildung von Aluminiumhydroxid Trocknung / Erhitzen des Aluminiumhydroxides zu Aluminiumoxid

Herstellung von Aluminium durch Schmelzfluss-Elektrolyse

Q: de.wikipedia.org (Andreas Schmidt + Cepheiden)

aus 5 kg Bauxit werden 2 kg Aluminiumoxid Zugabe von je 0,03 kg Kryolith (Na3AlF6) und anderen Fluoriden werden gebildet 1 kg hochreines Aluminium (99,5 – 99,9%) Energie-Verbrauch 14 kWh/kg [Al] Umweltbelastung durch gebildetes CO, CO2 und Fluorwasserstoff (HF)


5.4.2.y.7. Galvanisation

(Feuer-)Verzinkung

elektrolytische Oxidation von Aluminium (Eloxal-Verfahren)


5.4.2.y.8. Akkumulatoren (Akku's)

Blei-Akku Einige Jahre wurde auch mit einem speziellen Blei-Akku – dem Blei-Schwefel-Akkumulator - experimentiert. Die Idee dazu findet sich schon in einem Roman von Jules VERNE. Nachteil ist eine recht hohe Betriebs-Temperatur von rund 400 °C

Eisen-Nickel-Akku sehr robust, aber eben auch sehr schwer

Nickel-Cadmium-Akku

Nickel-Metallhydrid-Akku


Lithium-Ionen-Akku empfindliche Konstruktion in Situationen von besonderer technischer Herausforderung (geringes Gewicht hohe Leistung) wird z.B. auf feste bzw. extra Gehäuse für die Akku's verzichtet kommt es zu mechanischen Belastungen – ev. auch schon bei der Produktion – können die Akku's kleine Kurzschlüsse aufweisen; sie erwärmen sich (zusätzlich) und die Katastrophe nimmt seinen Lauf 2016 machte z.B. das Samsung Galaxy 7 von sich reden, weil selbst nach einer Rückruf-Aktion und dem Austausch der Li-Akku's trotzdem immer noch Brände auftraten Recycling derzeit noch sehr aufwendig deshalb wird für Akku's z.B. aus der Automobil-Nutzung eine Nutzung in Groß-Energie-Speichern angestrebt (Second-Life) dabei macht es nichts aus, wenn die Akku's zusammen geschaltet werden müssen, um die gleiche Leistung zu erzielen, in Autos lässt die große Masse das nicht zu


Aufgaben:

1.

2. Vergleichen Sie Elektrolyse- und GALVANI-Zelle mit Hilfe der nachfol-

genden Tabelle! Sie dürfen natürlich noch weitere Zeilen hinzufügen!

Kriterium / Merkmal GALVANI-Zelle Vergl. Elektrolyse-Zelle

Freiwilligkeit der Redox-Reaktion

Art der Energie-Umwandlung

Spannung (? Berech-nung bzw. Ermittlung)

Auswirkung von Über-spannung


Bezeichnung / Typ

Minus-Pol (Anode)

Elektrolyt Plus-Pol (Ka-thode)

Zell-Reaktion(en) Zell-Spannung

Bemerkungen

Batterien / Primär-Elemente

DANIELLI-Element

LECLANCHÉ-Element Zink-Kohle-Batterie

Zink-Becher Ammonium-chlorid-Lösung

Mangan(II)-oxid (Braun-stein)

2 MnO2 + 2 H2O + Zn 2 MnOOH + Zn2+

+ 2 OH-

1,5 V

nicht auslaufsicher!

Zink-Luft-Batterie

Alkali-Mangan-Batterie (Zink-Braunstein)

Zink-Paste Kaliumhydroxid-Lösung


2 MnO2 + 2 H2O + Zn 2 MnOOH + Zn2+

+ 2 OH-

1,5 V

Lithium-Batterie Lithium Lithiumperchlo-rat in organisch. Lösungsmittel


Li + MnO2 LiMnO2

2,9 V

Akkumulatoren / Sekundär-Elemente

Blei-Akkumulator Blei Schwefelsäure Blei(II)-oxid Pb + PbO2 + 2 H2SO4 2 PbSO4 + 2 H2O 2,0 V

Eisen-Nickel-Akkumulator

Nickel-Cadmium-Akkumulator

Cadmium Kaliumhydroxid-Lösung

Nickel(III)-oxidhydrat

Cd + 2 NiO(OH) + 2 H2O Cd(OH)2 + 2 Ni(OH)2 1,3 V

Nickel-Metallhydrid-Akkumulator

Metallhydrid Kaliumhydroxid-Lösung

Nickel(III)-oxidhydrat

MHx + x NiO(OH) M + x Ni(OH)2 1,2 V

Lithium-Ionen-Akkumulator

Lithiumcarbid Lithiumperclorat in org. Lsg.M.

Nebengruppen-Metalloxid

LiC6 + MO2 6 C + LiMO2

od.: 2 LiC6 + MO2 12 C + Li2MO2 3,7 V

Lithium-Ionen-Polymer-Akkumulator

Lithiumcarbid Gel-artige Polymer-membran mit Lithium-Salz

Nebengruppen-Metalloxid

LiC6 + MO2 6 C + LiMO2

od.: 2 LiC6 + MO2 12 C + Li2MO2 3,7 V


Brennstoff-Zellen

Knallgas-Zelle (Wasserstoff-Sauerstoff)

Wasserstoff Kaliumhydroxid-Lösung

Sauerstoff 2 H2 + O2 2 H2O

1,23 V

PEM-Brennstoff-Zelle

Wasserstoff Protonen-Austauscher-Membran

Sauerstoff 2 H2 + O2 2 H2O

1,23 V

Direkt-Methanol-Brennstoff-Zelle

Methanol Protonen-Austauscher-Membran

Sauerstoff 2 CH3OH + 3 O2 2 CO2 + 4 H2O

1,19 V


Wiederholungs- und Übungs-Aufgaben (z.B. zur Vorbereitung einer

Leistungs-Kontrolle

1. Stellen Sie die Säure-Base-Reaktionen den Redox-Reaktionen in einem

Vergleich gegenüber!


weils um eine Säure-Base- oder eine Redox-Reaktion handelt! Stellen Sie

die Teil-Gleichungen und die Gesamt-Gleichung auf! Beschriften Sie pas-

send Stoffe (z.B. Säure oder Oxidationsmittel), Teilchen-Aufnahme und –

Abgabe und die Stoff-Paare!

Einige der vorgegeben "Gleichungen" sind noch nicht ausgeglichen! Korri-

gieren Sie diese!

Sollte es sich nicht um eine der genannten Reaktionen handeln, dann be-

gründen Sie Ihre Meinung!

a) 2 Na + Br2 2 NaBr b) KOH + HBr H2O + KBr

c) 2 K + Cl2 2 KCl d) H2SO4 + Mg(OH)2 MgSO4 + 2 H2O

d) Cu + 4 HNO3 Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O e) CuSO4 + Fe Cu + Fe2(SO4)3 f) NaOH + HBr H2O + NaBr g) Al(OH)3 + Na2SO4 Al2(SO4)3 + NaOH h) H2SO4 + Fe2O3 Fe2(SO4)3 + H2O i) MgO + H2O Mg(OH) 2

j) 2 KMnO4 + 16 HCl 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O + 2 KCl k) Reaktion von Salzsäure mit Magnesiumoxid l) Reaktion von verdünnter Salpetersäure mit Zink m) Reaktion von Salpetersäure mit Magnesiumoxid n) Reaktion von Phosphorsäure mit Aluminiumhydroxid o) Reaktion von Kaliumpermanganat mit Salzsäure unter Freisetzung von Chlor p) Reaktion von Calciumcarbonat mit Essigsäure unter Bildung von Cohlendioxid

q) Calciumcarbonat (z.B. Kesselstein) wird unter Zugabe von Cohlendioxid als Calci-umhydrogencarbonat in Wasser gelöst

r) Reaktion von Schwefel mit Kaliumnitrat unter Bildung von Stickstoffmonoxid s) Reaktion von Bariumoxid mit Wasser

3.


5.4.3. Fällungs-Reaktionen


5.4.4. Komplex-Reaktionen


5.4.5. weitere Chemie-assoziierte Vorgänge

5.4.5.1. Extraktions-Gleichgewichte

5.4.5.2. Ionen-Austauscher-Gleichgewichte


5.5. Nachweis-Reaktionen Nachweis-Reaktionen sind kein klassischer Reaktions-Typ, sondern eine Sammlung von chemischen Reaktionen, die für bestimmte Elemente oder Stoffgruppen charakteristisch sind. In der Chemie stehen wir sehr häufig vor dem Problem, dass wir den Inhalt von Stoff-Proben wissen müssen oder wollen. Die moderne Apparate-Chemie mit ihren Chromatographen und Spektrometern bieten natürlich super Möglichkeiten, fast jeden Stoff oder jedes Element noch im pg-Bereich zu erfassen. Das hat nur einen wesentlichen Nachteil, man kann die Ge-räte kaum bezahlen. Für die Schulchemie sind sie also kaum erreichbar. Die Chemiker hat-ten solche Geräte ja auch nicht immer. Früher – und so tun wir es im Wesentlichen auch in der Schulchemie – schöpft man aus dem Wissen der vielen Reaktionen. Für Nachweise nutzt man besonders Reaktionen, bei denen es zu Farb-Veränderungen kommt, oder solche die mit Niederschlägen (Absetzungen) einhergehen. Welches konkretes Reaktions-Prinzip hinter einer Nachweis-Reaktion steckt, ist nur für den Profi wichtig. Natürlich sind Kenntnisse darüber auch für den einfachen Anwender interes-sant, besonders dann, wenn es darum geht, die Zuverlässigkeit eines Nachweises zu bewer-ten. Von den Nachweisen muss man die Hinweis-Reaktionen unterscheiden. Sie sind gar nicht so eindeutig, wie es uns suggeriert wird. Der Klassiker ist die Knallgas-Probe, die uns Was-serstoff anzeigen soll. Das Problem ist nur mit Luft oder Sauerstoff bilden auch noch andere Gase explosive Gemische und die Gemische sind i.A. auch nur in bestimmten Verhältnissen so reaktiv. Außerdem gibt es auch andere explosive Gas-Mischungen. H2 + O2 H2O Wasserstoff-Knallgas C2H2 + O2 CO2 + H2O Ethin-Knallgas / Acetylen-Knallgas H2 + Cl2 2 HCl Chlor-Wasserstoff-Knallgas Die Knallgas-Probe ist also nur ein Hinweis auf Wasserstoff, der es im Ausschluß-Verfahren vielleicht als einziger sein kann, aber eben nicht muß.

Definition(en): Nachweis / Nachweis-Reaktion Ein Nachweis / Eine Nachweis-Reaktion ist eine chemische Reaktion oder ein System von Reaktionen, die einen sicheren Rückschluß auf einen (nachzuweisenden) Reaktions-Partner / Stoff zulässt.

Definition(en): Hinweis / Hinweis-Reaktion Ein Hinweis / Eine Hinweis-Reaktion ist eine chemische Reaktion oder ein System von Re-aktionen, die einen wahrscheinlichen (aber nicht sicheren!) Rückschluß auf einen (zu prü-fenden) Reaktions-Partner / Stoff zulässt.


5.5.1. einfache Stoff-Nachweise


5.5.2. einfache Ionen-Nachweise

Nachweis von Chlorid-Ionen: Cl-

Nachweismittel Bedingungen Beobachtungen Ergebnis

Proben-Lsg. +

Silbernitrat-Lösung

(es reichen oft wenige Trop-fen)

weißer Niederschlag

Chlorid-Ionen

farblos (leicht gräulich)

weiß-gelblicher Niederschlag

Bromid-Ionen

gelblicher Niederschlag

Iodid-Ionen

anders (keine Farb-

veränderung)

kein Halogenid-Ion

Cl- + AgNO3 AgCl + NO3

-

… + Absicherung des Nachweises:


Nieder-schlag +

Ammoniak-Lösung

()

Auflösung des Niederschlags

Chlorid-Ionen

farblos

anders

keine Chlorid-Ionen

AgCl + NH3 [Ag(NH3)2]+ + Cl

-

Diaminsilber(I)-Komplex


5.5.3. Trennungs-Gänge

Fäll-Mittel / Trenn-Mittel nachzuwei-sendes Ion

+ HCl + H2S + NH4OH + (NH)2S + (NH4)2CO3

Ag+ AgCl

Hg22+ Hg2Cl2

Pb2+ PbCl2

Hg2+ HgS

Cu2+ CuS

Cd2+ CdS

Bi3+ Bi2S3

As3+ As2S3

Sb3+ Sb2S3

Sn2+ SnS

Fe3+ Fe(OH)3

Cr3+ Cr(OH)3

Al3+ Al(OH)3

Mn2+ MnS

Zn2+ ZnS

Co2+ CoS

Ni2+ NiS

Ba2+ BaCO3

Sr2+ SrCO3

Ca2+ CaCO3

Na+ Na+

K+ K+

Mg2+ Mg2+

Salzsäure-Gruppe schwer-lösliche Chloride

Schwefelwasserstoff-Gruppe in mineralsaurer Lösung schwer-lösliche Sulfide (pKL>25)

Ammoniak-Gruppe Hydroxide von drei-wertigen Metall-Ionen, die in Gegenwart von Ammoniumchlorid ausfallen (pKL>30)

Ammoniumsulfid-Gruppe schwer-lösliche Sulfide (pKL<25); Fällung in ammoniakalischer Lösung


Ammoniumcarbonat-Gruppe Erdalkali-Metall (außer Magnesium)

Rest-Gruppe Alkali-Metalle und Magnesium


5.5.4. Nachweise für Stoffgruppen


5.5.5. Nachweise für Lebensmittel-Bestandteile Nachweis von Fett mit der Fettfleck-Probe:


Probe +

Filterpapier

Abtrocknen eines Wasserfleckes ab-

warten

bleibender, durchscheinender Fleck

wahrscheinlich Fett vorhanden

(auftropfen oder zer-drücken)

(weiß, undurch-sichtig)

(entsp. Blindprobe) anderer Fleck

kein Fett

vorhanden

Nachweis von Fett mit Sudan-III-Lösung:


Probe +

Spatelspitze

Sudan-III-Pulver (od. 3 Tr. Sudan-III-Lsg.)

Orange- bis Rot-färbung (des Pro-benmaterials)

Fett

rot (rot orange (alkoh. Lsg.))

anders (keine Farb-

annahme)

kein Fett

Nachweis von Fett mit Carotin (Paprika-Pulver):


Probe +

Spatelspitze

Paprika-Pulver

Orange- bis Rot-färbung (des Pro-benmaterials)

Fett

(dunkelrot, braun) anders

kein Fett

Nachweis von (reduzierenden) Kohlenhydraten durch die FEHLINGsche Probe:



Probe +

FEHLINGsche Lösungen I und II im Verhältnis 1:1 mischen und zu-

setzen

leicht erwärmen

Ziegelrotfärbung (Orange-, Gelb- bis Grünfärbung)

reduzierender Stoff z.B.: Aldehyd

wahrscheinlich Glucose od.ä. KH

(blau) Farbe unverändert

keine reduzieren-den Substanzen

vorhanden

Nachweis von (reduzierenden) Kohlenhydraten durch die TOLLENS-Probe:


Probe +

mit Ammoniak frisch basisch

gemachte Silber-nitrat-Lösung

versetzen

leicht erwärmen

Silberspiegel (selten grauer Niederschlag)

reduzierender Stoff z.B.: Aldehyd

wahrscheinlich Glucose od.ä. KH

(farblos – leicht milchig)

Farbe unverändert

keine reduzieren-den Substanzen

vorhanden

Nachweis von Traubenzucker mit Teststreifen (GOD-Test, Glucotest):


flüssige Probe +

GOD-Teststreifen

(siehe Packung)

Verfärbung ent-sprechend Skala

Traubenzucker

Farbe unverändert oder anders

kein

Traubenzucker

Nachweis von Stärke mit LUGOLscher Lösung (Iod-Kaliumiodid-Lösung):


Blaufärbung (ev. Schwarz)

Stärke (Amylose)

Violettfärbung Stärke (Amypektin)

Probe +

einige Tropfen LUGOLsche Lö-

sung

(Zimmertempe-

ratur)

Rotfärbung Stärke (Glykogen)

(hellgelb bis


leicht bräunlich) anderes keine Stärke

Nachweis von Zellulose mit Chlor-Zink-Iod-Lösung:


Gelbfärbung (ev. Braunfärbung)

lignifizierte od. suberinisierte Cellu-

lose (z.B. verholzte Zell-

wände)

Blaufärbung Cellulose

Probe +

einige Tropfen Chlor-Zink-Iod-

Lösung

(Zimmertempe-

ratur)

Violettfärbung Cellulose (z.B. primäre Zellwand)

() anderes

keine Cellulose

Probe auf Eiweiß mit Xanthoprotein-Reaktion:


Probe +

konzentrierte

(ev. verdünnt auf 24%ig)

Salpetersäure

leicht erwärmen

Gelbfärbung Ausflockung

Eiweiß

(farblos) anderes

wahrscheinlich kein Eiweiß


Probe +

gleiche Menge 10%ige Natronlauge zusetzen

+ einige Tropfen 10%ige Kupfersulfat-Lösung

leicht erwärmen

Violettfärbung Eiweiß

(hellblau) anderes

kein Eiweiß


Nachweis spezieller funktioneller oder Struktur-bildender Gruppen Nachweis von Doppelbindungen mit Brom-Wasser (semiquantitativ):


Probe +

Brom-Wasser (tropfenweise)

schütteln

(Tropfen zählen)

Entfärbung

Doppelbindung

(braun) anders

keine

Doppelbindungen


komplexe Aufgaben (z.B. zur Vorbereitung auf eine Klausur):

1. Stellen Sie Reaktionsgleichungen zu den folgenden Reaktionen auf! Fehlen-

de Ausgangsstoffe oder Reaktionsprodukte ermitteln Sie dabei eigenständig!

a) Zink mit Salzsäure b) Kupferoxid mit verdünnter Schwefelsäure zu Kupfersulfat c) Natriumcarbonat + Salzsäure Natriumchlorid + Cohlendioxid + Wasser d) Natrium mit Sauerstoff zu Natriumoxid e) Eisen + Chlor Eisen(II)-chlorid f) Verbrennung von Schwefel an der Luft zu Schwefeldioxid g) Kalium + Chlor Kaliumchlorid h) Lösung von Natriumoxid in Wasser unter Bildung von Natriumhydroxid i) Cupfersulfid + Sauerstoff Cupfer(I)-oxid + Schwefeldioxid j) Natrium in Wasser k) Verbrennung von Schwefeldioxid in Sauerstoff zu Schwefeltrioxid l) Calciumhydroxid mit Cohlendioxid zu Calciumcarbonat m) Lösung von Schwefeldioxid in Wasser unter Bildung von schwefliger Säure n) Phosphortrichlorid mit Wasser unter Bildung von Diphosphortrioxid und Salzsäure o) Silbernitrat-Lösung + Blei(IV)-chlorid Silbernitrat + Blei(IV)-nitrat p) Calcium + Salzsäure Calciumchlorid + Wasserstoff q) Verbrennung von Eisen in Chlor r) Neutralisation von Natriumhydroxid mit Salzsäure s) Zink mit Silbernitrat-Lösung t) Stickstoff(mon)oxid mit Sauerstoff Stickstoffdioxid u) Neutralisation von Calciumhydroxid mit Phosphorsäure v) Umsetzung von Cohlenmonoxid mit Sauerstoff x) Aluminium + Eisen(II,III)-oxid Eisen + Aluminiumoxid y) Mangan + Schwefelsäure Mangan(III)-sulfat + Wasserstoff z) Magnesiumhydroxid mit Bromwasserstoffsäure

2. Ermitteln Sie, um welche Reaktions-Art es sich bei jeder Reaktion (von 1.)

handelt! Begründen Sie Ihre Meinung!

3. Vergleichen Sie Säure-Base-Reaktionen nach BROENSTED mit Redox-

Reaktionen in einer geeigneten Tabelle!


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Chemie ind Versuch, Theorie und Übung.- Frankfurt am Main: Verl. M. Diesterweg; Aarau, Frankfurt am Main, Salzburg: Verl. Sauerländer; 1984; 2., neubearb. Aufl. ISBN 3-425-95421-0 ISBN 3-7941-2522-3

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Chemie kompakt – Formeln, Regeln, Gesetze.-München: R. Oldenburg Verl.; 1994; 1. Aufl. ISBN 3-486-88567-7

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Fundamentum CHEMIE – Sekundarstufe I – Lehr- und Arbeitsbuch.-Bonn: Ferd. Dümmlers Verl.; 1994 ISBN 3-427-43101-0

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Berlin: Volk u. Wissen Verl.; 1985; 6. Aufl. /10/ Organische Chemie – Lehrbuch für die Oberschule 9. und 10. Klasse (HRADETZKY, Albert; WOLFFGRAMM, Horst; RENNEBERG, Werner);

Berlin: Volk u. Wissen Verl.; 1967 /11/ Schüler-DUDEN: Die Chemie

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Chemie heute – Sekundarbereich II.-Hannover: Schroedel Schulbuchverl.; 1991 ISBN 3-507-10618-3

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Chemie der Elemente – Chemie-Basiswissen IV.-Berlin, Heidelberg, Dordrecht, Lon-don, New York: Springer Verl.; 2011 ISBN 978-3-642-16914-4

/21/ KIRSCH, Wolfgang; MANGOLD, Marietta; SCHLACHTER, Brigitte; TSCHIEDEL,

Martina: Abitur clever vorbereitet – Chemie.-Potsdam: Tandem Verl. / BSV.-Schülerhilfe ISBN 978-3-8427-0361-2

/22/ ACKERMANN, Gerhard; …:

Elektrolytgleichgewichte und Elektrochemie (Lehrwerk Chemie Lehrbuch 5).-Leipzig: Dt. Verl. f. Grundstoffindustrie, 1977.-2. durchges. Aufl.

/23/ SCHWERTLICK, Klaus, …:

Chemische Kinetik (Lehrwerk Chemie Lehrbuch 6).-Leipzig: Dt. Verl. f. Grundstoffin-dustrie, 1973.-1. Aufl.


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