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Vorlesungsversuch zur Temperaturabhängigkeit des
Volumens eines Gases: 3 Luftballons
He (g)
N2 (l)
Luft (g)
(21% O2)
CO2 (g)
Siedepunkt N2: −195,79 °C
Siedepunkt O2: −182,9 °C
Siedepunkt He: −269 °C
Sublimationstemperatur CO2: - 78,5 °C
Siedediagramm für StickstoffSauerstoff-Gemische
g
Siede
berei
ch
Phasendiagramm von CO2
= “Gasmolekül in unserer Saal-Luft“
Das Volumen eines Gases ist gleich dem Volumen
des Behälters, in dem es sich befindet. Gase sind
stark komprimierbar: Wenn auf ein Gas Druck
ausgeübt wird, verkleinert sich sein Volumen.
Im Gegensatz zu Gasen dehnen sich Feststoffe und
Flüssigkeiten nicht aus, um ihre Behälter zu füllen,
und Flüssigkeiten und Feststoffe sind kaum
komprimierbar.
Wurde unabhängig entdeckt von Robert Boyle
(1662) und Edme Mariotte (1676).
Entdeckt von Joseph Louis Gay-Lussac (1802).
(1811)
Amadeo Avogadro
Allgemeine Zustandsgleichung
idealer Gase
pV=nRT
R = 8,314472 J K-1mol-1
1 mol eines idealen Gases nimmt bei 101325 Pa
und O°C = 273,15 K (Normalbedingungen) ein
Volumen von 22,4 L ein.
gedachte Trennwand
(T=25°C)
Aus: Chemie – die zentrale Wissenschaft von T.L. Brown,
H.E. LeMay, B.E. Bursten,
deutsche Bearbeitung von C. Robl, W. Weigand .
Pearson Studium. 2007.
EFFUSION
Ausströmen eines Gases IN DEN LEEREN
RAUM aus einem Behälter, der eine
molekulare Öffnung besitzt.
Dabei sollte der Durchmesser der
molekularen Öffnungen klein sein im
Vergleich zur mittleren freien Weglänge
des effundierenden Moleküls
Der Partikelstrom verläuft nur in eine
Richtung (nach aussen)
1833 Thomas Graham
Graham‘sches Gesetz: Die Effusionsgeschwindigkeiten zweier Gase
verhalten sich umgekehrt wie die Quadratwurzeln ihrer Molekülmassen.
(bei gleichem Druck)
Natururan besteht zu etwa 99,3 % aus 238U und zu 0,7 % aus 235U
m2
v1

v2
m1
UF6 sublimiert
bei 56,6°C
Fluor ist ein
Reinelement ,
d.h. es existiert
nur ein stabiles
Isotop 19F
Versuch: zwei Gase diffundieren in einem Glasrohr
HCl (g) + NH3 (g)
NH4 Cl (s)
HCl
44,3 cm
65 cm
mNH 3
vHCl d HCl 44,3
17,03


 0,68 

v NH 3 d NH 3
65
mHCl
36,46
NH3
.= durch Elektrolyse zerlegbare Stoffe
Träger des elektrischen Stroms sind
Ionen, im Gegensatz zu metallischen
Leitern, wo der Stromtransport durch
Elektronen erfolgt.
•Elektrolyte bilden in wässrigen Lösungen bewegliche Ionen.
•Dazu ist das Anlegen eines elektrischen Feldes nicht erforderlich.
•Kristallisieren die Elektrolyte in Ionengittern, so ist auch die
Schmelze elektrisch leitend, ebenso wie die wässrigen Lösungen.
•Polare Molekülverbindungen, die im festen Zustand Nichtleiter
sind, aber mit Wasser unter Bildung von Ionen reagieren, nennt
man potentielle Elektrolyte.
•Die positiv geladenen Ionen (Kationen) wandern im elektrischen
Feld zur Kathode (negative Elektrode)
•Die negativ geladenen Ionen (Anionen) zur Anode (positive
Elektrode)
•Die Ionenbeweglichkeiten verschiedener Ionenspezies sind
verschieden, eine besonders große Ionenbeweglichkeit besitzen
H3O+ Ionen und OH- Ionen, diese tragen besonders stark zur
Leitfähigkeit bei.
In der wässrigen Lösung einer Säure bzw.
Base liegt ein chemisches Gleichgewicht
zwischen den undissoziierten Molekülen des
gelösten Stoffes und seinen Ionen vor.
Starke Säuren und starke Basen sind in
wässriger Lösung nahezu vollständig in
Ionen dissoziiert, wobei H+ Ionen bei Säuren
bzw. OH- Ionen bei Basen gebildet werden .
Bei der Neutralisation starker Säuren mit
starken Basen misst man als
Reaktionswärme die Reaktionsenthalpie der
Neutralisationsreaktion:
H   OH   H 2O
H  55,9 kJ mol
Die Neutralisationsreaktion läuft extrem rasch ab und
das Gleichgewicht liegt sehr weit rechts!
Ist die Säure (bzw. Base) schwach, so dissoziieren
die Säuremoleküle (bzw. Basenmoleküle) erst dann,
wenn H+ Ionen (bzw. OH- Ionen) durch die
Neutralisationsreaktion aus dem Gleichgewicht
entfernt werden (= Verschiebung des Gleichgewichts).
Die gemessene Reaktionsenthalpie ergibt sich aus der
Reaktionsenthalpie der Neutralisationsreaktion in
Kombination mit der Reaktionsenthalpie der
Dissoziation der Säure (bzw. Base).
z.B. Neutralisationsenthalpie von Blausäure:
HCN  H   CN 
H   OH   H 2O
 43,7
 55,9
kJ mol
kJ mol


HCN  OH   CN   H 2O
 12,2
kJ mol
AB  A  B 

A  B 
K

AB


A 
a  f
A 
A   1mol L

A

für die ideale Lösung ist f=1
0

0
Ka 
Standardkonzentration
a A  a B 
a AB
. Eine experimentelle Bestimmung ist nicht möglich.
Säuren und Basen
Die Begriffe „Säure“ und „Base“ wurden
1887 von Arrhenius und Ostwald erstmals
definiert. Sie verstanden unter einer Säure
einen sauer schmeckenden Stoff, der in
wässriger Lösung unter Bildung von
Wasserstoff-Ionen dissoziiert
z.B. HCl = H+ + Clbzw. unter einer Base einen seifig
schmeckenden Stoff, der in wässriger
Lösung unter Bildung von Hydroxid-Ionen
dissoziiert
z.B. Ca(OH)2= Ca2+ + 2 OH-
Versuch:
Täuschung des
Geschmacksinnes
möglich!
Die Ionen einer wässrigen Salzsäure
entstammen jedoch nicht wie ursprünglich von
Arrhenius angenommen einer Dissoziation des
Chlorwasserstoffs
HCl = H+ + Cl-
sondern der (stark exothermen) Reaktion
zwischen Chlorwasserstoff und Wasser
HCl + H2O = H3O+ + Cl-
Freie Protonen H+ existieren in Wasser nicht.
Nach Brönsted und Lowry (1923) beruht die
Säurewirkung eines Stoffes darauf, dass er an die
Moleküle des Wassers Protonen abgibt, wobei
Hydroxoniumionen entstehen.
Viele protonenenfreie Stoffe wie
Nichtmetalloxide oder Metallkationen (z.B. in
Form der Metallhalogenide) verwandeln sich
erst beim Auflösen durch Reaktion mit dem
Wasser in Säuren z.B.
SO3 + H2O = H2SO4
Al3+ + 6 H2O = [Al(H2O)6]3+
Nach Brönsted und Lowry beruht die BasenWirkung eines Stoffes darauf, dass er von
Wassermolekülen Protonen aufnimmt, was
zur Bildung von Hydroxid-Ionen führt , z.B.
bei der Reaktion von Ammoniak mit Wasser
NH3 + H2O = NH4+ + OHAuch Kationen oder Anionen können Brönsted
Säuren oder Basen sein, z.B.
ClO- + H2O = HClO + OH-
Viele Hydroxidionen-freie Stoffe wie Metalloxide
verwandeln sich erst beim Auflösen durch Reaktion
mit dem Wasser in Basen z.B.
Na2O + H2O = 2 Na+ + 2 OH-
pH – Wert
 Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der
Wasserstoffionenaktivität (bei verdünnten Lösungen des
Zahlenwerts der H+ Ionen Konzentration)
 Protolysegleichgewicht und Ionenprodukt des Wassers:
H 2 O  H 2 O  H 3 O   OH 

H O  OH 
K

3

H 2 O2
H 2 O  const  55,55mol  L1
K W  1,0  10 14 mol 2 L 2
Die Autoprotolyse des Wassers ist der
Grund dafür, dass auch chemisch reines
Wasser eine (geringe) elektrische
Leitfähigkeit besitzt:
Spezifische elektrische Leitfähigkeit bei 18°C:
Reinstwasser: 4x10-8 Ω-1cm-1
Kupfer: 6x105 Ω-1cm-1
d.h. 1 mm3 Reinstwasser besitzt den gleichen
elektrischen Widerstand wie ein Kupferdraht
von 1 mm2 Querschnitt und 15 Millionen km
Länge (40 fache Entfernung zwischen Erde und
Mond)
Die Autoprotolyse des Wassers ist abhängig von
Druck und Temperatur
Das Ionenprodukt KW des Wassers beträgt (bei
Normaldruck) (mol2/L2)
bei 0 °C KW=0,13 · 10−14
Bei 50 °C KW=5,6 · 10−14
bei 100 °C KW=74 · 10−14
Dementsprechend ist auch der pH- Wert
temperaturabhängig:
reines Wasser bei 0 °C
reines Wasser bei 25 °C
reines Wasser bei 50 °C
reines Wasser bei 100 °C
pH=7,45
pH=7,0
pH=6,63
pH=6,07
(Daten aus Jander/Blasius, Lehrbuch der analytischen und präparativen
anorganischen Chemie, Hirzel Verlag, Stuttgart)
Bei 25°C gilt:
HA  H 2 O  H 3O   A 
KS
H O  A 

3


HA
pK S   log K S
A   H 2 O  HA  OH 
KB

HA  OH  

A 

pK B   log K B



K S  K B  H 3O   OH   K W  10 14
pK S  pK B  14
Der pH-Wert lässt sich ungefähr mittels pH-Indikatoren bestimmen.
Es handelt sich um schwache Säuren, bei denen sich die Farbe der
undissoziierten Säure von der des Säure-Anions unterscheidet.

HInd  H  Ind

H  Ind 


K Ind


HInd 
pH  pK Ind

Ind 
 log

HInd 
Phenolphtalein
Methylorange
Versuch: Rotkrautsaft als pH Universal-Indikator
pH-Wert
Farbe
Farbstoff: Cyanidin
2
rot
4
lila
6
violett
8
blau
10
blaugrün
in Abhängigkeit
vom pH-Wert
erfährt das
Cyanidinsystem
strukturelle
Veränderungen
12
gelb
Vorlesungsexperiment: Titration
Bei der Titration (Volumetrie) erfolgt die
portionsweise Zugabe einer Maßlösung
eines Reagenz zur Lösung des
Reaktionspartners, dessen
Konzentration bestimmt werden soll,
unter ständiger Kontrolle des
Zugabevolumens bis zum vollständigen
Umsatz (Äquivalenzpunkt) .
Die Volumenmessung der Maßlösung
erfolgt mit einer Bürette oder mit einem
PC-gekoppelten Titrationsgerät.
Der Äquivalenzpunkt kann z.B. mittels
eines Farbindikators bestimmt werden.