Homogene Systeme Lösungen Heterogen Systeme

Homogene Systeme
Folie092
Ein Stoffsystem, das in einer Phase (gasförmig, flüssig, fest) vorliegt, bezeichnet man als homogen.
Beispiele:
a) Reinstoffe in einer Phase
1 Ballon gefüllt mit O2 -Gas
1 Glas gefüllt mit Wasser (H2O (fl.))
1 Goldbarren (Au (s))
b) Stoffmischungen in einer Phase
Atemluft ⇒ Gemisch von Gasen: 78% N2, 21% O2, 0.036% CO2
+ Edelgase und Wasserdampf (Luftfeuchtigkeit)
Lösungen: z.B. Salzlösungen (l): Na+ Cl- in H2O (Kochsalzlösung)
Legierungen: z.B. Messing (s): 56-57% Cu + 44-33% Zn
Lösungen
a) Echte Lösungen ⇒ die Moleküle oder Ionen liegen molekular dispers vor (gelöster Stoff ≤ 3nm)
b) Kolloidale Lösungen ⇒ Lösung von Makromolekülen der Größe 3-200 nm (Kolloid-dispers)
c) Lösungen von noch größeren Teilchen, die man unter dem Lichtmikroskop sichtbar machen kann,
gehören zu den heterogenen Systemen.
Heterogen Systeme
enthalten zwei oder mehrere nicht miteinander mischbare homogene Systeme.
Beispiel: Eis / Wasser (zwei reine Stoffe)
Heterogene Systeme
Aggregatzustand
fest/fest
fest/flüssig
flüssig/flüssig
fest/gasförmig
flüssig/gasförmig
Bezeichnung
Gemenge, Konglomerat
Aufschlämmung, Suspension
Emulsion
Aerosol
Aerosol
Folie093
Beispiel
Granit, Aspirin-Tablette
erdtrübes Wasser, Kalkmilch
Creme, Milch
Staub, Rauch
Nebel, Schaum
Einteilung der Stoffe
* = Trennung durch physikalische Methoden; ** = Überführung durch Stoffumwandlung (chemische Methode)
Folie094
Löslichkeit
358 g
Kochsalz (Na+Cl-) in 1 l H2O
(Sättigungskonzentration)
ca. 80 g
Diethylether (CH3-CH2-O-CH2-CH3) in 1 l H2O
ca. 80 g
1-Butanol (CH3-CH2-CH2-CH2-O-H) in 1 l H2O
Ethanol (CH3-CH2-OH) völlig mischbar mit H2O
H2O
1.0
Dichte d:
CH3CH2OCH2CH3
0.71
CCl4
1.6
CHCl3
1.5
g/ml
Verantwortlich für die Löslichkeit sind hier Ion-Dipol- oder Dipol-DipolWechselwirkungen sowie Wasserstoffbrückenbindungen.
+
Ηδ
+
Ηδ
+
Ηδ
+
δΗ
δ+Η
Ο
Ο
-
δ
δ-
δΟ
Na +
Ο
+
Ηδ
+
δ
Ο
+
Ηδ
δΗ
δΟ
+
Ηδ
+
Ηδ
+
Ηδ
δ+
Η
δΟ
δ+
Η
δ+
Η
Hydrat-(Solvat)-Hülle
Cl
+
(-)
Η
δ+
Ο δ-
+
Ηδ
+
δδ
Ο Η
Wasserstoffbrückenbindung
Gleiches löst sich in Gleichem
polar / unpolar
Ηδ
hydrophil / hydrophob
lipophob / lipophil
(gr. Hydror - Wasser; phil - liebend; phobie - Angst) (lipos - Fett)
Η δ+
δ+
H
Ethanol
CH 3
CH 2
Ο
Folie095
δ-
O
H3 N
Η
δO
C
O
R
Η
Η
CH
Ο
O
1-Butanol
H3C
CH 2
H
CH 2
CH 2
O
H2 N
CH 2
O
CH 2
C
OH
R
vgl. löslich wie Diethylether
H3 C
CH
CH 3
Aminosäuren: inneres Salz
löslich in H 2O
Weniger löslich in H2O als Ethanol
wegen der größeren unpolaren Reste.
Unpolare Reste könen nicht solvatisiert werden, da die
Wechselwirkung zwischen den polaren Solvensmolekülen
untereinander stärker ist, als zwischen dem unpolaren
Alkylrest und dem polaren Solvensmolekül.
H
δO
δ+
H
H
O
H
H
O
H
Fette (Lipide)
CH 2
CH
CH 2
Folie096
unpolarer
δ-O Schwanz: R´, R´´, R´´´ unpolare lange Kohlenwasserstoffketten zwischen C und C
11
28
+
δ
O C R´
Beispiel: Stearinsäure-Rest
δ-O
+
O
Oδ C R´´
3
5
7
9
11
17
13
15
δ-O
O 1
+
18
14
16
8
4
6
10
12
2
Oδ C R´´´
mäßig polarer Kopf
Kalottenmodell des
Triölsäureesters des Glycerins
Monomolekulare Schicht von Ölmolekülen
an einer Wasser-Luft-Grenzfläche
Nernstsches Verteilungsgesetz
CA (Oberphase)
C‘A (Unterphase)
Folie097
= K (Verteilungskoeffizient)
CA, C‘A Konzentrationen des Stoffes A [mol/l oder g/l] in der Oberphase und Unterphase
Beispiele für Oberphase/Unterphase
Diethylether/Wasser; Hexan/Wasser; Wasser/CHCl3 (Chloroform)
Schema zur Überführung von Stoff A aus der Wasserphase in eine organische Phase durch
wiederholte Extraktion mit Ether (K = 3). Die abnehmende Grautönung entspricht der
abnehmenden Konzentration von Stoff A in der wässrigen Unterphase.
K=
CA
0.75 CA
0.25 CA
0.25 CA
=3
K=
0.75 · 0.25 CA
0.25 · 0.25 CA
=3
0.25⋅0.25 CA = 0.0625 CA ⇒ 6.25% CA
Henry-Daltonsches Gesetz
PA (Gasphase)
CA (Flüssigkeit)
=K
PA - Partialdruck des Gases A [bar]
CA - Konzentration des gelösten Gas A in der Flüssigkeit
K - Verteilungskoeffizient
Beispiel: Gasembolie bei Taucher
In der Tiefe herrscht höherer Druck. Dadurch löst sich mehr N2 im Blut. Beim Auftauchen bewirkt
die Druckminderung die Bildung von Gasbläschen infolge der geringeren Löslichkeit ähnlich wie
beim Öffnen der Sprudelflasche, wobei CO2 entweicht.
Abhilfe: die Verwendung von Kunstluft 21% O2 + 79% He (nicht löslich im Blut)
Folie098
Gleichgewichte in Gegenwart von Membranen
Folie099
Membran durchlässig für Stoff A
CA > C´A ⇒ A
CA
C´A
I A
II
Dialyse:
diffundiert von Kammer I in Kammer II bis CA = C´A
Membran mit einer Porengröße von ca. 10 nm (semipermeabel - halbdurchlässig) erlaubt die
Diffusion von niedermolekularen Stoffen (kleine Moleküle wie Harnstoff, Salze, überschüssige
Arneimittel und deren Abbauprodukte, sowie Lösungsmittel) jedoch keine Diffusion von
Makromolekülen wie Proteine, Enzyme etc..
Im Körper besitzt die Niere eine semipermeable Membran
⇒ Ausscheidung der niedermolekularen Stoffwechselprodukte aus dem Blut im Urin.
Bei Nierenfunktionsstörung:
Blut wird durch einen Dialysator gepumpt und an einer künstlichen
semipermeablen Membran mit einer physiologischen KochsalzLösung (NaCl in H2O) gewaschen
⇒ die nierdermolekularen Stoffwechselprodukte diffundieren in die
Kochsalzlösung.
Osmose: osmotischer Druck π
π ·V = n ·R ·T
n -Molzahl des gelösten Stoff im Volumen V
R - allgemeine Gaskonstante
T - absolute Temperatur in [K]
Darstellung der Osmose. Zustand zu Beginn des Experiments und nach Erreichen des
Gleichgewichtes (→ Diffusionsrichtung des Lösungsmittels; p = hydrostatischer
Überdruck, der posm der Lösung entspricht).
π=
n
· R ·T = c ·R ·T
V
c - Konzentration in mol/l
R = 8.31 [J/mol ·K]
Folie100
Berechnung des osmotischen Druckes von Blut bei 37°C und einer
Teilchenkonzentration von c = 0.296 mol/l
Folie101
π = c · R ·T = 0.296 [mol/l] · 8.31·103 [Pa·l/mol·K] · (273 + 37) [K]
= 763 · 103
mol · Pa ·l ·K
l ·mol ·K
= 7.63 · 105 Pa ≡ 7.63 bar
Den gleichen osmotischen Druck wie Blut hat eine physiologische Kochsalzlösung (0.95 g NaCl in 100 ml H2O).
isotonisch -
Lösung mit dem gleichen osmotischen Druck wie Blut
hypotonisch -
Lösung mit geringerem osmotischen Druck
hypertonisch -
Lösung mit größerem osmotischen Druck
Folie102
polarer
Kopf
unpolarer
Schwanz
Phospholipid-Doppelschicht
- Bestandteil der Zellmembran
Kalottenmodell eines
Phosphatidylcholinmoleküls
Supramolekularer Aufbau der Zellmembran
Anwendungen von heterogenen Gleichgewichten bei Trennverfahren
Folie103
Destillation:
flüssig ⇒ gasförmig ⇒ flüssig
Bei unterschiedlichen Siedepunkten lassen sich Flüssigkeitsgemische trennen.
Beispiele: Ethanol (CH3-CH2-OH), Sdp. 78°C / H2O, Sdp. 100°C
Hexan (C6H14), Sdp. 68.9°C / Benzol (C6H6), Sdp. 80.1 °C
Sublimation:
fest ⇒ gasförmig ⇒ fest
Wird zur Reinigung von Feststoffen im Vakuum genutzt.
Gefriertrocknung:
Sublimation von H2O in Form von Eis bei niedriger Temperatur und
im Vakuum (ca. 0.01 Torr). Wird zur Entwässerung von schwerflüchtigen
Feststoffen und Flüssigkeiten genutzt.
Kristallisation:
Feststoff + Lösungsmittel ⇒ Lösung ⇒ Beim Verdampfen des Lösungsmittels
kristallisiert der Feststoff aus der Lösung aus. Die Methode wird zur Reinigung
von Feststoffen genutzt, besonders von Feststoffgemischen mit unterschiedlicher
Löslichkeit ⇒ Feststoff mit geringerer Löslichkeit kristallisiert aus und der löslichere
Feststoff bleibt in der Mutterlauge.
Flüssig-flüssig-Extraktion: Bei Verteilung des gelösten Stoffes in den beiden nicht mischbaren
Lösungsmitteln richtet sich nach dem Nernstsche Verteilungsgesetz.
Chromatographie:
Flüssigkeitschromatographie
(LC - Liquid Chromatography; HPLC - High Pressure (Performance) LC
stationäre Phase: fest
mobile Phase: flüssig (Lösungsmittel wie Heptan, Ether, Essigester)
Gaschromatographie (GC)
stationäre Phase: flüssig oder fest
(Film auf der Säulenwand oder imprägnierte Festphase)
mobile Phase: Gas (He, N2)
Folie104
Adsorptions-Isotherme in Abhängigkeit vom Partialdruck (p) bzw.
Von der Konzentration (c) eines zu adsorbierenden Stoffes
Verschiedene Arten der Chromatographie
Folie105
Stofftrennung durch Säulenchromatographie
Folie106
I: Stoffgemisch A/B, im Fließmittel gelöst,
wird auf die stationäre Phase (in einer
Glassäule) aufgegeben.
II: Mit dem Fließmittel (= Elutionsmittel)
wird nachgewaschen, A und B trennen
sich bei der Wanderung durch die Säule.
III: B ist mit dem Elutionsmittel aus der
Säule herausgetropft und befindet sich
im Eluat.
Dünnschichtchromatographie
Schematische Zeichnung eines Dünnschichtchromatogramms
I: Reiner Stoff A und Stoffgemisch sind an der Startlinie aufgetragen.
II: Nach der Entwicklung des DCs. a = Laufstrecke von Stoff A, b = Laufstrecke von
Stoff B, c = Laufstrecke des Fließmittels, Rf-Wert für A: a/c; Rf-Wert für B: b/c.
Folie107
Folie108
Gaschromatograph
1- Gaszylinder mit Trägergas (He, N2)
2- Gasventil
3- Injektor
4- Trennsäule
5- Ausgang vom Detektor
6- Meßgerät für den Gasfluß
7- Schreiber
Trennsäule
Gaschromatogramm (Kappilar-GC)
Folie109
Gaschromatogramm (Kappilar-GC)
Folie110
Testmischung einiger als Drogen missbrauchter Morphinderivate: 1: Coffein, 2: Acetylcodein
3: Morphin, 4: Acetylmorphin, 5: Diacetylmorphin, 6: Narcotin
Start tR = 0
Retentionszeit tR in min
Chemische Reaktionen
Säure-Base-Reaktion: Neutralisation
→
H+ + Cl- + Na+ + -OH
Salzsäure
Natronlauge
Na+ + Cl- + H2O
Natriumchlorid Wasser
Salz
Fällungsreaktion:
Ag+ + NO3- + Na+ + ClSibernitrat
löslich in H2O
→
Kochsalz
löslich in H2O
Ag+ Cl- + Na+ + NO3-
Silberchlorid
Natriumnitrat
unlöslich in H2O löslich in H2O
Metall-Komplex-Bildung:
Cu2+ + SO42- + 4 NH3
Kupfersulfat
löslich in H2O
→
Ammoniak
(gasförmig)
[Cu(NH3)4]2+ + SO42KupfertetraminKomplex
Reduktion - Oxidation: Redox-Reaktion:
2 H2 (g) + O2 (g)
Wasserstoff
Sauerstoff
→
2 H2O (l) + Energie (Knallgasreaktion)
Wasser
Folie111
Stöchiometrie (Erhaltung von Ladung und Masse)
Reaktionsgleichung:
Molangabe:
Massenangabe:
Volumenangabe:
bei p = 1 atm, 0°C
O2 (g)
→
1 mol O2
1 ·32g=32g
1 ·22.4l=22.4l
2 H2 (g)
+
2 mol H2
2 ·2g=4g
2 ·22.4l=44.8l
Folie112
2 H2O (l)
2 mol H2O
2 ·18g=36g
2 ·18ml=36ml
(d = 1g/1ml) (1l = 1000ml)
Frage: Wieviel Natriumhydroxid (NaOH) und Salzsäure (HCl aq.) wird benötigt, um 150g Kochsalz (NaCl)
herzustellen? Dabei stehen 2M Salzsäure (M - molar [mol/l] und festes NaOH als Ausgangsstoffe zur Verfügung.
Molangabe:
Massenangabe:
NaOH +
1 mol
23.0 (Na)
16.0 (O)
1.0 (H)
40.0 g
HCl
→
1 mol
1.0 (H)
35.5 (Cl)
36.5 g
40g NaOH
x g NaOH
=
58.5g NaCl
150g NaCl
x=
40 ·150
58.5
36.5g HCl
y g HCl
=
58.5g NaCl
150g NaCl
y=
36.5 ·150
58.5
1l HCl aq.
=
73.0g HCl
z l HCl aq.
93.6g HCl
z=
1 ·93.6
73.0
NaCl +
1 mol
23.0 (Na)
35.5 (Cl)
58.5 g
= 102.6g NaOH
= 93.6g HCl
= 1.28 l 2M HCl
H2O
1 mol
2.0 (2 ·H)
16.0 (O)
18.0 g
Chemische Gleichgewichte
A + B
Edukte
A + B
k1
k2
Reaktionsgeschwindigkeiten
C + D
Produkte
C + D
Gleichgewicht liegt auf der Produktseite
a) der Hinreaktion
v = -
C + D
Gleichgewicht liegt auf der Eduktseite
d [A]
d [B]
== k1 [A] [B]
dt
dt
b) der Rückreaktion
v = -
A + B
Folie113
d [C]
d [D]
== k2 [C] [D]
dt
dt
Der Gleichgewichtszustand ist erreicht, wenn
die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der
Geschwindigkeit der Rückreaktion ist.
k1, k2 - Geschwindigkeitskonstanten
K - Gleichgewichtskonstante
Massenwirkungsgesetz (MWG)
v = v
k1 [A] [B] = k2 [C] [D]
[C] [D]
k1
= k =K
[A] [B]
2
Chemische Gleichgewichte
Folie114
Wenden Sie das Massenwirkungsgesetz auf folgendes Gleichgewicht an; bestimmen Sie den
Ausdruck für K.
2A + B
3C + 2D
Lösung:
A+A+B
K=
C+C+C+D+D
[C] [C] [C] [D] [D]
[A] [A] [B]
K=
[C]3 [D]2
[A]2 [B]
2
mol3 mol 2 l2 l
2
l3 l2 mol2 mol
=
mol2
l2
Wie lauten die K-Werte für folgende Gleichgewichte? Welche Dimensionen haben die K-Werte,
wenn man die Konzentrationen in mol/l annimmt?
Cu 2+ + 4 NH3 + SO4 2 H2 + O2
H2 SO 4 + 2 NaOH
[Cu(NH 3)4 ]2+ + SO 422 H 2O
Na 2SO 4 + 2 H2O
Beispiel für eine Gleichgewichtsreaktion
Folie115
Säure-katalysierte Veresterung von Carbonsäuren
CH 3 COOH
+
CH 3 CH 2
Essigsäure
Ethanol
Konzentrationen bei
a) 1
Reaktionsbeginn: t = 0 b) 1
in [mol/l]
Gleichgewichtskonstante:
Katalysator
(H +)
CH 3 COO CH 2 CH 3 + H 2O
OH
Essigsäureethylester
1
10
0
0
0
0
[CH3COOCH2CH3] [H2O]
= K = 3.38
[CH3COOH] [CH3CH2OH]
Frage: Wie groß sind die Gleichgewichtskonzentrationen wenn die Ausgangskonzentrationen der Edukte
a) [CH3COOH] = [CH3CH2OH] = 1 mol/l
b) [CH3COOH] = 1 mol/l; [CH3CH2OH] = 10 mol/l
c) [CH3COOH] = 2 mol/l; [CH3CH2OH] = 5 mol/l sind?
Ansatz: Gleichgewichtskonzentrationen:
[CH3COOCH2CH3]∞ = [H2O]∞ = x;
a)
[CH3COOH]∞ = [CH3COOH]t=0 -x;
K
x ·x
= K ⇒ x2 = K (1 - 2x + x2) x1,2 =
K-1
(1-x) ·(1-x)
x1 = 0.648
Lösung a) [CH3COOCH2CH3]∞ = [H2O]∞ = 0.648 mol/l
[CH3COOH]∞ = [CH3CH2OH]∞ = 0.352 mol/l
±
q
[CH3CH2OH]∞ = [CH3CH2OH]t=0 -x
2 K
K
K-1
K-1
x2 = 2.192 (falsche Lösung)
b) [CH3COOCH2CH3] ∞ = [H2O] ∞ = 0.97 mol/l
[ CH3COOH] ∞ = 0.03 mol/l
[CH3CH2OH] ∞ = 9.03 mol/l
Energetik chemischer Reaktionen
Folie116
Bei chemischen Reaktionen findet neben dem Stoffumsatz ein Energieumsatz statt.
Exotherme Reaktion: Energie wird in Form von Wärme frei.
Endotherme Reaktion: Für die Reaktion ist eine Enegiezufuhr erforderlich.
Die Energiebilanz lässt sich als Reaktionswärme bzw. Reaktionsenthalpie ausdrücken; die
Reaktionsenthalpie ist die Differenz der sogenannten Bildungsenthalpien der reagierenden Stoffe.
Da die Enthalpiewerte druck- und temperaturabhängig sind, bezieht man sie auf die sogenannten
Standardbedingungen:
25°C ≡ 298 K und 1 atm ≡ 1.013 bar
⇒ Standard-Bildungsenthalpie: ∆H°f
∆H°f (Element) ≡ 0 kJ/mol (gilt für den bei den Standardbedingungen energetisch günstigsten Aggregatzustand)
Folie117
Beispiel:
Kohlenstoff C existiert in zwei Modifikationen: Graphit und Diamant.
∆H°f [kJ/mol]
∆H°f (Graphit) = 0 kJ/mol
∆H°f (Diamant) = +1.9 kJ/mol
⇒ Graphit ist stabiler als Diamant (metastabil)
Diamant
+1.9
0
Graphit
Knallgasreaktion
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O
∆H°f
0
0
-286
Reaktionsenthalpie ∆H = -286 kJ/mol
stark exotherme Reaktion
∆H°f [kJ/mol]
H2 + ½ O2
0
≈
-286
H2O
Bestimmung der Standard-Bildungsenthalpie von Methan, ∆H°f (CH4)
Verbrennung von Methan (Hauptbestandteil des Erdgases)
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 + 2 H2O
stark exotherm: ∆H = -891 kJ/mol
∆H = [∆H°f (CO2) + 2 ·∆H°f (H2O)] - [∆H°f (CH4) + 2 ·∆H°f (O2)]
∆H°f (CH4) = ∆H°f (CO2) + 2 ·∆H°f (H2O) - 2 ·∆H°f (O2) - ∆H
∆H°f (H2O) = -286 kJ/mol, ∆H°f (O2) = 0 kJ/mol, ∆H°f (CO2) = ?
C (s, Graphit) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = -393.5 kJ/mol ≡ ∆H°f (CO2)
∆H°f (CH4) = (-393.5) + 2 ·(-286) - 2 ·0 - (-891)
= -74.5 kJ/mol
Folie118
Einige Standard-Bildungsenthalpien bei 25°C und 101.3 kPa = 1 atm
Folie119
Reaktionsenthalpie
Folie120
Reaktionsenthalpie ∆H° = Σ∆Hf° (Produkte) - Σ∆Hf° (Edukte)
(Bei der Summenbildung müssen die zu den einzelnen Stoffen gehörigen Koeffizienten berücksichtigt werden)
Satz von Hess: Additivität von Reaktionsenthalpien
A + B → C + D + ∆H (1)
C + B → E + ∆H (2)
A + 2 B → D + E + ∆H (3)
∆H (3) = ∆H (1) + ∆H (2)
Beispiel: Reaktion von Glucose mit O2 im Stoffwechsel
∆Hf° [KJ ·mol-1]
Glucose
C6H12O6 (s) + 6 O2 → 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)
-1273.3
6 ·0
6 ·(-393.5) 6 ·(-285.9)
∆H = [6 ·(-393.5) + 6 ·(-285.9)] - [-1273.3 + 6 ·0] = -2803.1 KJ mol-1
stark exothermer Prozeß (Energie wird frei)
Photosynthese:
6 CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6 O2
+ hν (Chlorophyll)
Pigment in grünen Blättern
Lichtenergie
Katalysator
Speicherung von Lichtenergie in Form von chemischer Energie
Folie121
Entropie S in [J K-1mol-1] ist ein Maß für die Ordnung
bzw. Unordnung eines Systems.
Je geringer die Ordnung eines Systems ist, desto
größer ist seine Entropie.
Die Entropie eines Stoffes und damit der Grad der
Unordnung nimmt zu beim Übergang vom kristallinen
über den flüssigen zum gasförmigen Aggregatzustand.
Bei chemischen Reaktionen ändern die reagierenden
Stoffe ihren Entropieinhalt und damit tritt fast immer
eine Entropieänderung auf, die als Reaktionsentropie ∆S
bezeichnet wird.
Gibbs-Helmholtz-Gleichung
∆G = ∆H - T∆S
∆G [kJ ·mol-1]
∆H [kJ ·mol-1]
∆S [J ·K-1mol-1]
T [K]
Zwei Gase mischen sich spontan
Mischungsentropie: ∆S > 0
- freie Reaktionsenthalpie
- Reaktionsenthalpie
- Reaktionsentropie
- absolute Temperatur
Einfluß der Vorzeichen von ∆H und ∆S auf den freiwilligen Ablauf einer Reaktion
Beispiel:
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O
∆H° = -286 kJ mol-1, ∆S° = -164 J K-1mol-1, (1 kJ = 1000 J)
bei 2000°C: T = 2273 K
bei 25°C: T = 298 K
∆G = -286 -
298 ·(-164)
1000
= -237 kJ mol-1
∆G = -286 -
2273 ·(-164)
1000
= +88 kJ mol-1
(Abschätzung unter der Annahme, daß ∆H und ∆S nicht temperaturabhängig sind.)
∆G < 0:
exergone Reaktion (läuft freiwillig ab)
∆G > 0:
endergone Reaktion (läuft nicht freiwillig ab)
Folie122
Freie Reaktionsenthalpie - chemisches Gleichgewicht
A + B
Folie123
C + D
a) Beim Reaktionsstart nur A + B ⇒ Hinreaktion bis zum Erreichen des Gleichgewichtes ⇒ ∆G < 0.
b) Beim Reaktionsstart nur C + D ⇒ Rückreaktion bis zum Erreichen des Gleichgewichtes ⇒ ∆G < 0.
c) Im Gleichgewichtszustand keine meßbare Reaktion ⇒ ∆G = 0.
∆G = ∆G° + RT ln
∆G° = - RT ln
[C] [D]
[A] [B]
[C] [D]
[A] [B]
= 0 beim Gleichgewicht
= - RT ln K
R = 8.31 J ·K-1 mol-1
allgemeine Gaskonstante
T - abs. Temp. [K]
K gibt Auskunft über die Differenz der freien Standardenthalpie (bei 25°C)
K=
∆G° [KJ ·mol-1]
102
-11.4
101
-5.7
1
0
10-1
5.7
10-2
11.4
Gekoppelte Reaktionen
Folie124
Gleichgewichtskonstante K3 soll aus K1 und K2 berechnet werden
A
B
K1 =
[B]
[A]
[B] = K1 [A]
B
C
K2 =
[C]
[B]
K2 =
[C]
K1 [A]
A
C
K3 =
[C]
[A]
K3 =
K2 K 1 [A]
= K1 K2
[A]
[C] = K2 K 1 [A]
Fließgleichgewicht: offenes System
A → B → C : Wenn die Geschwindigkeits der Teilschritte A → B und B → C gleich ist
⇒ stationärer Zustand, in dem [B] über einen weiten Teil der Reaktion konstant ist.
Beispiel:
Blutzuckerspiegel:
[Glucose] schwankt nur wenig, da über den Stoffwechsel Glucose gebildet
wird und mit Hilfe von Insulin abgebaut wird. Wenn der Abbau von Glucose
durch Insulin nicht mehr funktioniert ⇒ Anstieg des Blutzuckerspiegels
⇒ Diabetes
Folie125
Elektrolyte: Salze
+ n H2O
Na+ Cl-
H2O
Na+ (aq) + Cl- (aq)
Salz
aq- hydratisiert von
aqua - Wasser
Kupfersulfat:
Cu2+ SO42-
Cu2+ SO42- ·5 H2O
[Cu (H2O)2]2+
wasserfrei
farbloses Salz
blau
Kupfervitriol
Aquokomplex:
schwach blau
Folie126
Ionenradius und Hydratationsenergie (∆HH) einiger Ionen
Ion
Li+
Na+
K+
Mg2+
Ca2+
Cl-
∆HH (kJ/mol)
- 508
- 398
- 314
- 1908
- 1577
- 376
Radius (pm = 10-12m)
60
95
133
65
97
181
jedoch:
Li+ < Na+ < K+
Li+aq > Na+aq > K+aq
Mg2+ < Ca2+
Lösungswärme
∆HL = ∆HU - |∆HH|
CaCl2 → Ca2+aq + 2 Cl-aq
∆HL = ∆HU - |∆HH|
KCl → K+aq + Cl-aq
∆HU (KCl) = 703 kJ/mol
∆HH (K+) = -314 kJ/mol
∆HH (Cl-) = -376 kJ/mol
∆HL (KCl) = +13 kJ/mol
Gitterenergie
Hydratationsenergie
Hydratationsenergie
Lösungswärme
Beim Lösen von KCl in H2O wird Wärme
verbraucht ⇒ Abkühlung der Lösung
∆HU (CaCl2) = 2146 kJ/mol
∆HH (Ca2+) = -1577 kJ/mol
∆HH (2 ·Cl-) = -752 kJ/mol
∆HL (CaCl2) = -183 kJ/mol
Gitterenergie
Hydratationsenergie
Hydratationsenergie
Lösungswärme
Beim Lösen von CaCl2 in H2O wird Wärme
frei ⇒ Erwärmung der Lösung
Bei CaCl2 ·6 H2O ∆HU > |∆HH,gesamt| ⇒
Abkühlung der Lösung
Folie127
Löslichkeitsprodukt L
Ba 2+ (aq) + SO 42- (aq)
K=
[Ba2+] [SO 42- ]
[BaSO 4]
BaSO 4
[BaSO 4] = const.
(nahezu unlöslich in H2 O)
K [BaSO 4] = L = [Ba2+] [SO 42- ]
L = 10-10 mol2/ l2
Berechnung der [Ba2+]-Konzentration in einer gesättigten Lösung:
[Ba2+] = [SO 42- ] = x
x2 = L = 10-10
x = 10-5 mol / l
Molmasse: 1 m (BaSO4) = 233 g/mol ⇒ 10-5 mol = 233 ·10-5 g = 2.33 mg BaSO4 sind in 1 l H2O gelöst.
L = 1.7 ·10-10 mol2/ l2
L = 5.3 ·10-13 mol2/ l2
L = 2.0 ·10-16 mol2/ l2
AgCl
AgBr
AgI
⇒ löslich in NH3 (aq)
⇒ unlöslich in NH3 (aq)
(1)
AgCl
Ag + (aq) + Cl- (aq)
(2)
AgBr
Ag + (aq) + Br- (aq)
+ 2 NH3
+ 2 NH3
[Ag(NH 3)2 ]+ (aq) + Cl- (aq)
[Ag(NH 3)2 ]+ (aq) + Br- (aq)
In (1) liegt das Gleichgewicht auf der rechten Seite, in (2) auf der linken Seite wegen des
geringeren Löslichkeitsproduktes von AgBr.
Elektrolyse von Kupfer(II)chlorid in H2O
Akkumulator
Anode
Kathode
-
+
Cu2+
ClCl-
Elektrodenprozesse:
- 2e
Anode:
2 Cl
Kathode:
Cu 2+
Gesamtreaktion:
Cu 2+ + 2 Cl
+ 2e
Cl2
2 Cl
Cu (Metall)
Chlorgas
(Oxidation)
(Reduktion)
Cu + Cl2
Redox-Reaktion
Die Reaktion ist endergon und läuft freiwillig in der entgegengesetzten Richtung ab.
Die hierfür erforderliche Energie wird dem System als elektrische Energie zugeführt.
Folie128