Chemie Säure - Base Gleichgewichte
Vorlesung Allg. Chemie 1 Universität Bern Nach "Chemie"; Charles E. Mortimer, Ulrich Müller, 10. Auflage, Thieme Verlag
Vorlesung Allg. Chemie 1 Universität Bern Nach "Chemie"; Charles E. Mortimer, Ulrich Müller, 10. Auflage, Thieme Verlag
Fichier Détails
| Cartes-fiches | 22 |
|---|---|
| Langue | Deutsch |
| Catégorie | Chimie |
| Niveau | Université |
| Crée / Actualisé | 06.11.2013 / 18.06.2020 |
| Lien de web |
https://card2brain.ch/box/chemie_saeure_base_gleichgewichte
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| Intégrer |
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Brønsted Konzept
Übertragung / Aufnahme von Protonen H+
Bronsted Säure: Protonen-Donator
Bronsted Base: Protonen-Akzeptor
Lewis Konzept
Übertragung / Aufnahme von nicht bindenden Elektronenpaaren nEP's
Lewis-Säure: Elektronenpaar-Akzeptor
Lewis-Base: Elektronenpaar-Donator
5 Arten Protonensäuren
- Halogensäuren (HF, HCl, HBr, HI)
- Oxosäuren (H2SO4, H3PO4, HNO3)
- Hydroxysäuren (Si(OH)4, Te(OH)6)
- Aquasäuren (Mn+(H2O)m)
- Supersäuren (H2F+)
Def. pH-Wert
-log[H3O+]
0 < pH < 14 ( c(H3O+) von 1 - 10-14 M )
pH = 0.5 (pKs - log(c0)) (selbes gilt für pOH mit pKb)
Dissoziationskonstante im Medium M
KD(M) = [HM+][R-] / [HR][M]
Edukte / Produkte
Säurekonstante und Ionenprodukt
Ka = [H3O+][R-] / [HR]
Kw = [H3O+][OH-]
Def. pKa
- log10 Ka = pKa
gross, negativ, wenn starke Säure
Gleichungen Ladungsneutralität und Massenerhaltung
[H3O+] = [OH-] + [R-]
[HR]0 = [HR] + [R-]
Dissoziationsgrad
α = Ka / ( (Kw)1/2 + Ka ) < 1
wird grösser bei kleiner Konzentration
Puffergleichung
Henderson-Hasselbalch-Gleichung
pH = pKa + log ( [R-]0 / [HR]0 )
Def. Protonenaffinität
Ap = - dH°p
Konzentration H+
c(H+) = -0.5 Ks + (0.25 Ks2 + Ksc0)0.5
Annäherung bei sehr schwachen Säuren:
c(H+) = ( Ksc0)0.5
Def. amphoter oder amphiprotisch
Substanzen, die sowohl als Säuren als auch als Basen auftreten können.
Bsp. Wasser, Ammoniak, HSO4-, HPO4-
Säurestärke bei Brønsted Säuren
Je grösser die Atomgrösse / EN, desto stärker ist die Säure.
(Bei zwei Atomen einer Periode wirkt die EN, bei zwei Atomen einer Gruppe die Atomgrösse)
Oxosäuren Säurestärke
H-O-Z
H-O-Z
Je elektronegativer Z, desto stärker ist die Säure (O werden e- entzogen --> zieht e- vom H stärker zu sich, Abspaltung des p+ wird erleichtert)
Oxosäuren Säurestärke
H-O-Z-O
Je mehr O-Atome an Z gebunden, desto stärker ist der Effekt, desto saurer ist die Verbindung.
Kategorien Lewis Säuren (5)
- Atome mit unvollständigem Elektronenoktett
- Einfache Kationen
- Manche Metalle (gehen Metall-Carbonyl-Verbindungen ein)
- Verbindungen von Elementen, deren Valenzschale über das Elektronenoktett hinaus aufgeweitet werden kann.
- Atome, deren Elektronendichte durch an sie gebundene, elektronegativere Atome, verringert wird.
Def. harte / weiche Säuren / Basen
hart: nicht polarisierbar
weich: polarisierbar
Ionenprodukt des Wassers
KW = 1,0 * 10-14 mol2/l2 bei 25°C
pH-Wert schwacher Elektrolyte
pH = 1/2 (pKs - lgcs)
Protonenkonzentration in schwachen Säuren
c(H+) = - 1/2 Ks + (1/4Ks2 + Kscs)1/2 = (Kscs)1/2
Aktivität
a(X) = f(X) * c(X)/mol*L-1
