Theoretische Grundlagen

Säuren, Basen und Salze (Riedel, Anorganische Chemie)

Der Säuren- und Basenbegriff

Nach Brönsted: Säuren sind Protonendonatoren, Basen sind Protonenakzeptoren.

Säure = Base + Proton

Nach Lewis: Lewis-Säuren Teilchen mit unbesetzten Orbitalen in der Valenzelektronenschale, die unter Bildung einer kovalenten Bindung ein Elektronenpaar aufnehmen können (Elektronenpaarakzeptoren). Lewis-Basen sind Teilchen, die ein freies Elektronenpaar besitzen, das zur Bildung einer kovalenten Bildung geeignet ist (Elektronenpaardonatoren).
Lewis-Säuren sind z.B.: BF₃, AlH₃, SiF₄, PF₃, SnCl₄, SO₂, SO₃, H⁺, Mg²⁺, Al³⁺, Cu²⁺, Hg⁺
Lewis-Basen sind z.B.: NH₃, PH₃, H₂O, F^-, Cl^-, CO, N₂, NO, CN^-

Der pK_S-Wert

Von links nach rechts nehmen im PSE die Atomradien ab, die maximale Oxidationsstufe zu. Damit steigt das Ionenpotential, der Basencharakter nimmt an, der Säurencharakter zu. In einer Gruppe bleibt die Ladung des Zentralatoms gleich, der Ionenradius nimmt zu. Die basischen Eigenschaften nehmen daher zu, die Säureeigenschaften ab.

Für die Reaktion einer Säure lässt sich folgende Gleichgewichtsreaktion formulieren:

HA + H₂O = H₃O⁺ + A^-

liegt das Gleichgewicht weit auf der rechten Seit, dann ist HA eine starke Säure, liegt es auf der weit linken Seite, ist HA eine schwache Säure. Folgender Massenwirkungsausdruck bestimmt daher den K_S- und pK_S-Wert, danach eine Übersicht über wichtige Säure-Basen-Paare.

,

Säuren- und Basenstärke für Lewis-Säuren

Die Härte der Säure nimmt mit abnehmender Größe, kleinerer Polarisierbarkeit und zunehmender Ladung der Säureteilchen zu.

Die Basen sind umso härter, je kleiner, weniger polarisierbar und schwerer oxidierbar die Basenteilchen sind.

Nach dem HSAB-Prinzip werden die Lewis-Säuren und -Basen nach ihrer chemischen Härte geordnet. Diese gibt an, wie leicht oder schwer die Anzahl der Elektronen eines Teilchens S verändert werden kann:

S + S = S⁺ + S^-

Die chemische Härte ist die Halbe Energieänderung für den gerade genannten Elektronenübergang:

I: Ionisierungsenergie, E_ea: Elektronenaffinität

Reaktionen von Säuren und Basen

Zwischen zwei Säure-Base-Paaren existiert das Gleichgewicht

S₁ + B₁ = B₁ + S₂

Dafür lautet der Massenwirkungsausdruck

Die Gleichgewichtskonstante K läßt sich aus den Säurekonstanten der beiden Säure-Basen-Paare berechnen.

S₁ + H₂O = H₃O⁺ + B₁

B₂ + H₃O⁺ = S₂ + H₂O

Ist pK < 0 liegt das Gleichgewicht auf der rechten Seite, die Protonenübertragung verläuft also vollständig. ist pK > 0, liegt das Gleichgewicht auf der linken Seite, es findet keine Protonenübertragung statt.

Redoxreaktionen (Riedel, Anorganische Chemie)

Regeln für die Oxidationszahlen in Verbindungen

Freie Elemente haben die Oxidationsstufe 0

Metalle (auch B, Si) besitzen in Verbindungen immer positive Oxidationsstufen. Fluor besitzt immer die Oxidationsstufe -I

Wasserstoff erhält +I, sofern nicht § 2 gilt. (Metallhydride: -I)

Sauerstoff erhält -II, sofern nicht §§ 2, 3 gelten.

Übrigen Halogene erhalten -I, sofern nicht §§ 2, 4 gelten.

Die positive Oxidationszahl eines Elements kann nicht größer sein als die Gruppennummer dieses Elements (Ausnahme 1. Nebengruppe). Die maximale negative Oxidationszahl beträgt Gruppennummer - 8. Wasserstoff kann aufgrund seiner besonderen Stellung im PSE die Oxidationszahlen +I, O, -I besitzen, Fluor als elektronegativstes Element kann keine positiven Oxidationszahlen haben. Darüber hinaus treten die meisten Elemente in mehreren Oxidationszahlen auf. treten in Verbindungen gebrochene Oxidationszahlen bei einem Element auf, so sind Atome dieses Elements in verschiedenen Oxidationszahlen vorhanden.

Oxidation, Reduktion

Bei einer Oxidation werden Elektronen abgegeben, die Oxidationszahl erhöht sich.

Bei einer Reduktion werden Elektronen aufgenommen, die Oxidationszahl erniedrigt sich.

Diese Reaktionen als Gleichgewichtsreaktionen ergeben folgendes:

reduzierte Form = oxidierte Form + ze^-

Dabei ergeben oxidierte und reduzierte Form jeweils immer ein korrespondierendes Redoxpaar. An einer Redoxreaktion sind immer zwei Redoxpaare beteiligt:

Redoxpaar 1
Red 1 = Ox 1 + e^-

Redoxpaar 2
Red 2 = Ox 2 + e^-

Redoxreaktion
Red 1 + Ox 2 = Ox 1 + Red 2

Redoxreihe: nach oben Redoxpaare mit zunehmender Tendenz zur Elektronenabgabe; zunehmende reduzierende Wirkung. Nach unten Redoxpaare mit zunehmender Tendenz zur Elektronenaufnahme; zunehmende oxidierende Wirkung. (siehe auch Riedel, S.350, Spannungsreihe)

reduzierte Form oxidierte Form + ze^-

Na = Na + e^-

Zn = Zn²⁺ + 2e^-

Fe = Fe²⁺ + 2e^-

H₂ + 2H₂O = 2H₃O⁺ + 2e^-

2I^- = I₂ + 2e^-

Cu = Cu²⁺ + 2e^-

Fe²⁺ = Fe³⁺ + e^-

2Br^- = Br₂ + 2e^-

2Cl^- = Cl₂ + 2e^-

In Wasser können irreversible Redoxreaktionen ablaufen, z.B.:

Zn + Cu²⁺ ® Zn²⁺ + Cu, nicht aber Cu + 2H₃O⁺ ® Cu²⁺ + H₂ + 2H₂O