Brönsted-Theorie (Chiara, Mareike, Max) Brönsted-Theorie


1. Fachbegriffe der Brönsted-Theorie -> Basiskonzept: Donator-Akzeptor-Reaktionen


2. Anwendung Titrationskurve, Beispiel: 50 mL Ammoniak (c = 0,1 mol/L; Probelösung) werden mit HBr-Lösung (c = 1 mol/L, Maßlösung) titriert.

a) Berechnung der pH-Werte von 4 charakteristischen Punkten der Titrationskurve:

Achtung! In diesem Beispiel liegt der Sonderfall vor, dass eine schwache Base mit einer starken Säure titriert wird (bisher immer umgekehrt!)

– Anfangspunkt: pOH = 0,5 * (pKB - log c(Base, hier NH3)) -> pH

– Halbäquivalenzpunkt: pH = pKS; pKS + pKB = 14

– Äquivalenzpunkt: pH = 0,5 * (pKS - log(korrespondierende Säure, hier NH4+))

– Endpunkt (z. B. 1 mL über den Äquivalenzpunkt hinaus); vereinfachte Abschätzung: Verdünnung der Maßlösung um 1 mL/50 mL -> pH

b) "Konstruktion" der Titrationskurve aus den vier Punkten

c) Beschreibung des typischen Kurvenverlaufs für den Titrations"fall": schwach(Probelösung)/stark(Maßlösung)


3. Anwendung Puffer, Beispiel H2CO3/HCO3- - Puffer (im Speichel)

a) Beschreibung der Pufferzusammensetzung und Pufferwirkung (mit den Fachbegriffen der Brönsted-Theorie)

b) Reaktionsgleichungen:
– für das Abpuffern einer Säure (H3O+)
– für das Abpuffern einer Base (OH-)

c) (Be-)Rechnungen mithilfe der Henderson-Hasselbalch-Gleichung: pH = pKS + log(c(Base, hier HCO3-)/c(Säure, hier H2CO3))

d) wichtige Puffersysteme:

– Kohlensäure-Puffer: Achtung, wegen der 2-Protonigkeit gibt es hier 2 Puffer
– Phosphorsäure: Achtung, wegen der 3-Protonigkeit gibt es hier 3 Puffer
– Essigsäure/Acetat-Puffer

1. Elektrolyse

– Teil- und Gesamtgleichung für die Elektrolyse von Wasser

– Abituraufgabe: Versuch Elektrolyse von Ammoniumacetat-Lösung (mit Bromthymolblau als Indikator)

zum Start:


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2. galvanische Zelle

– Aufbau und beschriftete Skizze dazu

– Spezialfall: Konzentrationszelle (Beispiel Kupfer)

Zelldiagramm: Cu2+(c1)/Cu//Cu2+(c2)/Cu

a) Standardbedingungen: c1 = c2 = 1 mol/l -> U = 0 V

b) c1 = 1 mol/l; c2 = 0,1 mol/l -> U = 40 mV


c) Deutung mit dem elektrochemischen Gleichgewicht:
– Die Halbzelle mit der konzentrierten Lösung ist immer der Pluspol -> Elektronen werden von den Cu2+-Ionen aufgenommen, Cu2+-Ionen scheiden sich an der Elektrode ab.
– Die Halbzelle mit der verdünnten Lösung ist immer der Minuspol -> Cu2+-Ionen gehen in Lösung; Elektronen werden an die Elektrode abgegeben.

d) Berechnung des Elektrodenpotenzials mit der Nernstschen Gleichung: Das Elektrodenpotenzial hängt von der Konzentration ab!

e) Arbeitsblatt: Bestimmung des Ionenprodukts von Wasser

Galvanische Zelle (Maddy)

1. Allgemeiner Aufbau einer galvanischen Zelle: Fachbegriffe verwenden!

2. Vorgänge an der elektrochemischen Doppelschicht

3. (Standard-)Elektrodenpotenziale: siehe Tafelwerk S. 140

4. Beispiel Methanol-Brennstoffzelle (siehe Abituraufgabe)

Elektrolyse (Christof, Felix)

1. Allgemeiner Aufbau der Elektrolysezelle: Fachbegriffe verwenden!

2. Merkregeln zu Anion/Kation bzw. Anode/Kathode

3. Beispiel 1: Elektrolyse von Zinkbromid (wässerige Lösung)

4. Beispiel 2: Schmelzflusselektrolyse (ohne Wasser!) von Kochsalz (Downs-Zelle): siehe Abituraufgabe

5. Beispiel 3: Schulversuch Elektrolyse einer Kochsalz-Lösung: siehe Abituraufgabe

6. Beispiel 4: technische Elektrolyse einer Kochsalzlösung (Membranverfahren): siehe Abituraufgabe

chemisches Gleichgewicht (Angelo, Fred, Leon, Ole) Chemisches Gleichgewicht

1. Kennzeichen

2. Le Chatelier

3. MWG

4. Beispiel: Ammoniaksynthese (s. Abituraufgabe)