Chemische Reaktionen in homogenen Systemen
aA + bB cC + dD
Aktivitäten ax für ideale Systeme:
[ ] [ ]
[ ] [ ]
C DT
A B
c d c d
a b a b
C D a a
K = A B = a a
ideale Gase: ax ≈ pX p○
[ ] (
-1)
verdünnte Lösungen:
reine Flüssigkeiten und Feststoffe:
mol L
1
x
x
a X
a
≈
=
x X
a = f p p○ ax = γ
[ ]
X(
mol L-1)
Fugazitätskoeffizient f Aktivitätskoeffizient γ
Das Massenwirkungsgesetz
Bezug auf
Standardbedingungen
Säuren / Basen: Brønsted-Lowry-Theorie
Eine Brønsted-Säure (HA) ist ein Protonen-Donor
Eine Brønsted-Base (B) ist ein Protonen-Akzeptor HA → H + + A−
B + H + → HB+
konjugierte Base
konjugierte Säure
• Die Gleichgewichtskonstate K wird zur Säurebildungskonstante im GG : Ka
• Der Wert von Ka gibt an in welchem Aussmass Protonenübertragung stattfindet
• Je kleiner der Wert von Ka, umso geringer die Fähigkeit der Substanz, ein Proton abzugeben, als Säure zu funktionieren
• Ka wird üblicherweise als negativer Logarithmus notiert: - logKa Lewis-Säure: Elektronen-Akzeptor (Mangel)
Lewis-Base: Elektronen-Donator (Überschuss) Lewis-Konzept
K
a/ pK
aWerte schwacher Säuren
Mehrbasige Säuren
1
3 a
2
2 3
a2
2 2 3
2
2 3
( ) ( ) ( ) ( )
( ) ( )
K ( )
( ) ( )
K
( ) ( ) ( ) ( )
( )
AH aq H O l AH aq H O aq
A
a H O a
H aq H O l A aq H O AH
a AH
a H O A
aq
a a AH
+
− +
− − +
−
+ −
−
+ +
+ +
= ×
= ×
⇌
⇌
Mehrbasige (polyprotische) Säuren können mehr als ein Proton abgeben, d.h. es existieren mehrere Gleichgewichte und daher auch mehrere Aciditätskonstanten:
Ka2 ist typischerweise um 3 Zehnerpotenzen kleiner als Ka1
