Chemievorlesung Notizen: Säuren, Basen und Redox-Reaktionen

Einleitung

• Zytoplasma: Um den Zellkern herum, enthält alle Zellorganellen, aber nicht den Zellkern.
• Inhalte: Säuren, Basen und Redox-Reaktionen.

Säuren und Basen

Definition

• Säure (Protonendonator): Gibt Protonen (H⁺) ab.
• Base (Protonenakzeptor): Nimmt Protonen auf.
• Reaktionen: Protonenübertragungsreaktionen.

Beispiele und Reaktanten

• Reaktionen: Eine Säure gibt ein Proton an eine Base ab.
• Ladungen:
  • Säure nach Protonenabgabe: negativ geladen (Anion).
  • Base nach Protonenaufnahme: positiv geladen.

Säure-Base-Paare

• Säure und Base nach Reaktion: Konjugiertes Säure-Base-Paar.
• Reversibilität: Reaktionen können in beide Richtungen ablaufen.

Wasser als Ampholyt

• Ampholyt: Reagiert je nach Partner als Säure oder Base.
• Dissoziation im Wasser:
  • Säure: HCl + H₂O -> Cl⁻ + H₃O⁺.
  • Base: Reagiert zu OH⁻ und H₂O.
• Ionenkonzentration im Wasser: Kaum freie Ionen, Gleichgewicht Richtung H₂O.

Stärke und Bestimmung von Säuren und Basen

Stärke von Säuren und Basen

• Starke Säuren: Vollständige Dissoziation, schwache konjugierte Base.
• Schwache Säuren: Weniger Dissoziation, Gleichgewicht bleibt mehr bei den Reaktanten.

Säurekonstante (Ks)

• Berechnung:
  • Gleichgewichtsformel: K = (CD) / (AB).
  • Große Ks -> mehr Produkte, Gleichgewicht rechts.
  • Kleine Ks -> mehr Reaktanten, Gleichgewicht links.

pKs und pKb

• Logarithmus: Hilft bei der Vereinfachung großer Wertebereiche.
• Beispiele:
  • Starke Säure: Ks = 10^3, pKs = -3.
  • Schwache Säure: Ks = 10^-4, pKs = 4.
• Merkregel: Je kleiner der pKs, desto stärker die Säure.

pH-Wert

• Definition: Negativer dekadischer Logarithmus der H⁺-Konzentration.
• Berechnung:
  • Neutral: pH 7 (H₂O).
  • Sauer: pH < 7.
  • Basisch: pH > 7.
• Beispiel:
  • pH = 2, pOH = 12 (pH + pOH = 14).

Redox-Reaktionen

Grundlagen

• Oxidation: Abgabe von Elektronen.
• Reduktion: Aufnahme von Elektronen.
• Oxidationsmittel: Oxidiert den Partner, wird selbst reduziert.
• Reduktionsmittel: Reduziert den Partner, wird selbst oxidiert.

Beispiele

• Oxidation: Na -> Na⁺ + e⁻ (Natrium gibt Elektronen ab).
• Reduktion: Cl₂ + 2e⁻ -> 2Cl⁻ (Chlor nimmt Elektronen auf).
• Summe: Natrium wird oxidiert, Chlor wird reduziert.

Oxidationszahlen bestimmen

• Regeln:
  • Elemente (z.B. O₂, H₂): Oxidationszahl = 0.
  • Sauerstoff meistens -2, Wasserstoff +1.
  • Alkali- und Erdalkalimetalle wichtige Ausnahmen (immer +1 bzw. +2).
  • Halogene meistens -1.

Redox-Gleichungen aufstellen

• Schritte:
  1. Reaktion formulieren.
  2. Oxidation und Reduktion identifizieren.
  3. Ausgleichen (Elektronenbilanz).
• Beispiel:
  • Mn + O₂ -> MnO₂ (Ox.- und Red.-Prozess identifizieren).

Zusammenfassung

• Regeln: Summe der Oxidationszahlen in einer Verbindung muss der Ladung entsprechen.
• Ausgleichsregel: Elektronenbilanz muss aufgehen.

Fragen und Abschluss

• Nachfragen: Möglichkeit zur Klärung offener Fragen.