Chemie Abschlussprüfung

Alles gemischt: Redox Säure / Basen ect.

Alles gemischt: Redox Säure / Basen ect.


Kartei Details

Karten 11
Sprache Deutsch
Kategorie Chemie
Stufe Berufslehre
Erstellt / Aktualisiert 01.05.2016 / 14.05.2019
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Wichtige Säuren?

- Säuren

- konj. Basen von den Säuren

Salzsäure HCl -> Wasserstoffion H+ + Chloridion Cl-

Flusssäure HF -> Wasserstoffion H+ + Fluoridion F-

Schwefelsäure H2SO4 -> Wasserstoffion H+ + Hydrogensulfation HSO4-

Salpetersäure HNO3 -> Wasserstoffion H+ + Nitration NO3-

Phosphorsäure H3PO4 -> Wasserstoffion H+ + Dihydrogenphosphation H2PO4-

Wasser H2O -> Wasserstoffion H+ + Hydroxidion OH-

Kohlensäure = H2O + CO2 = H2CO3

Wichtige Basen?

- Basen

- konj. Säuren von den Basen

 

Hydroxidion HO- + Wasserstoffion H+ -> Wasser H2O

Ammoniak NH3 + Wasserstoffion H+ -> Ammoniumion NH4+

Wasser H2O + Wasserstoffion H+ -> Hydroxoniumion = Oxoniumion H3O+

Was sind Säure-Base Paare?

Säure und die aus ihr durch Protonenabgabe entstandene konj. Base und ungekehrt. 

Beispiele: 

Ammoniumion / Ammoniak

Wasser / Hydroxidion

Salzsäure / Chloridion

Hydroxoniumion / Wasser

Mehrprotonige Säuren:

- Schwefelsäure

- Phosphorsäure

1. Schwefelsäure H2SO4 -> -H+ -> Hydrogensulfation -> -H+ -> Sulfation SO4-2

2. Phosphorsäure H3PO4 -> -H+ -> Dihydrogenphosphation -> Hydrogenphosphation -> Phosphation PO4-3

Mehrprotonige Basen: 

- Oxidion

1. Oxidion-2 + H+ -> Hydroxidion OH- -> + H+ -> Wasser H2O -> + H+ -> Hydroxoniumion H3O+

Säure-Base Reaktion --> Protolysen

1. Salzsäure + Natronlauge -> ... + ...

2. Schwefelsäure + Kaliumhydroxid -> ...+...

1. Salzsäure + Natronlauge -> Wasser + Kochsalz

HCl           +      NaOH     ->     H2O   +     NaCl

 H+                     Na+

 Cl-                     OH-  <- Base

2. Schwefelsäure + Kaliumhydroxid -> ... + ....

H2SO4                 +     2KOH           ->    2H2O + K2SO4

H+                                  K+

H+                                   K+

SO4-                               OH- <-Base

                                       OH- <-Base

Wie kann man den Sdp und Smp eruieren: (Von Oben nach Unten ordnen inkl. Grund + Verbindungskräfte)

Natriumfluorid Na+F- / Natriumchlorid Na+Cl- / Wasser / Ammoniak / Sauerstoff / Natriumoxid 2Na+O-2 / Wasserstoff

1. Natriumoxid 2Na+O+2 = höchste Ox. Zahl (Salze)

2. Natriumfluorid Na+F- = kleiner als Cl <- stärkere Anziehung (Salze)

3. Natriumchlorid Na+Cl- = grösser als F <- kleinere Anziehung (Salze)

4. Wasser EN-Diff. = 1.4 -> stark polar (Dipolkräfte)

5. Ammoniak EN-Diff. = 0.9 -> mittel polar (Dipolkräfte)

6. Sauerstoff O2 = 16e- (Van der Waals Kräfte)

7. Wasserstoff H2 = 2e- (Van der Waals Kräfte)

Verbindungskräfte zwischen MBS

1. Van der Waals Kräfte:

kurzfristige asymmetrische Verteilung der Elektronen (je grösser die Anzahl e- / Oberfläche der MBS desto grösser die V. der W. Kräfte)

2. Dipolkräfte:

perm. asymmetrische Ladungsverschiebung führt zu permanentem Dipol (je grösser die EN-Diff. und je mehr El. im Molekül desto grösser der Dipol -> desto stärker können die anderen andocken)

3. Ionen

Übertragung der Bindungselektronen auf ein el. negativeren Bindungspartner (Ionenbindung) 

 

Wann gibt es bes. starke perm. Dipole?

Erkläre wie es solche Verbindungen geben kann...

Wenn Wasserstoffatome an Sauerstoff- Halogen- oder Stickstoffatome gebunden sind (Elemente mit hoher EN-Diff.)

Zwischen solchen Verbindungen gibt es Wasserstoffbrücken. ((deshalb hat Wasser einen hohen Siedepunkt)

Da die Atome mit höheren EN-Diff. das Elektron des Wasserstoffes so stark anziehen, dass das Wasserstoffatom nur noch aus einem Proton besteht und somit positiv geladen ist, können weitere negativ geladene Atome nahe an dieses Wasserstoffatom anknüpfen.

Wasserlöslichkeit von Ionenverbindungen.

1. Wieso sind Ionenverbindungen Wasserlöslich?

2. Unter welchen Umständen sind Salze schwerlöslich?

 

1. Wassermoleküle lagern sich als Dipole an die Ionen. <- Hydrathülle (Hydratisierung)

im festen Zustand sind die Ionen durch Gitterkräfte (elektrostatische Kräfte, Coulomb-Kräfte) zusammengehalten. 

Die angel. Wassermoleküle schwächen die Gitterkräfte, und die Gitter werden durch die thermischen Bewegungen der Ionen und der Wassermoleküle aufgelöst, das Salz geht in Lösung. 

- Salze, die aus einfach geladenen Ionen bestehen, sind in der Regel wasserlöslich

Bsp. Kochsalz, Kaliumchlorid KCl, Kalziumchlorid CaCl2, Natriumsulfat Na2SO4

Beachte:

Auflösen der Gitterkräfte benötigt Energie = endothermer Vorgang

Bindung von Wassermolekülen an Ionen liefert Energie = exothermer Vorgang

 

2. 

- Sind die Gitterkräfte wesentlich höher als die Hydratisierungsenergie, ist das Salz schwerlöslich

- Sind beide Ionenarten zwei- oder mehrfach geladen, sind die Salze schwerlöslich.

Gips = Kalziumsulfat CaSO4

Aluminiumoxid = Al2O3

Kalk = Kalziumcarbonat CaCO3

(Kalziumhydrogencarbonat Ca(HCO3)2 ist wieder löslich (weiss es zu gross ist), was wichtig beim Verständnis der Wasserhärte ist)

 

Wasserlöslichkeit von Molekülen.

1. Sind Moleküle löslich?

2. Regel

1. Moleküle welche mit Wasser keine Wasserstoffbrücken ausbilden können, sind "nicht" wasserlöslich.

Wasserstoffbrücken können gebildet werden, wenn das Molekül stark polare Bindungen aufweist (O, F, Cl, N)

2. Je grösser der Anteil der unpolaren Bindungen in einem Molekül desto geringer ist die Wasserlöslichkeit.