Aufgaben
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Aufgaben NH4+ H3O+ ClO2- ClO3- ClO4- PCl5 H2CO3 H2SO3 NO2 HNO3 SO42- H2S Mehratomige Moleküle Geometrische Anordnung? VSEPR Valence shell electron-pair repulsion theory LCAO Linear combination of atomic orbitals Hybrid-Atomorbitale - räumliche Anordnung - energetisch günstiger - führt zu lokalisierte Molekülorbitale Molekülorbitale Bindend Antibindend Molekülorbitale Molekülorbitale Bindend Antibindend Molekülorbitale Antibindend Bindend Molekülorbitale: H + H H2 Molekülorbitale: H + H H2 H: 1s1 H: 1s1 Bindungsordnung = ½ (bindend - antibindend) Molekülorbitale: He + He He2? He: 1s2 He: 1s2 Bindungsordnung = ½ (bindend - antibindend) He2: nicht existent Li2: existiert in der Gasphase Bindungsordnung = ½ (bindend - antibindend) Molekülorbitale: px + px Molekülorbitale: pz + pz Energieniveaus Molekülorbitale: B2, C2 und N2 B: 1s22s2p1 C: 1s22s2p2 N: 1s22s2p3 Molekülorbitale: O2 und F2 3O 2 3O 2 O: 1s22s2p4 1O 2 F: 1s22s2p5 Bindungsordnung = ½ (bindend - antibindend) Molekülorbitale: NO N: 1s22s2p3 O: 1s22s2p4 Mehratomige Moleküle Geometrische Anordnung? VSEPR Valence shell electron-pair repulsion theory LCAO Linear combination of atomic orbitals Hybrid-Atomorbitale - räumliche Anordnung - energetisch günstiger - führt zu lokalisierte Molekülorbitale Zusammensetzung der Luft Bestandteil Stickstoff Sauerstoff Argon Kohlendioxid Helium Wasserstoff Volumenanteil % N2 O2 Ar CO2 He H2 78,08 20,95 0,93 0,034 0,0005 0,00005 Siedepunkt °C -196 -183 -186 -78(subl.) -269 -253 Universität Erlangen-Nürnberg Gehalt an Spurengasen Volumenanteil Kohlenstoffdioxid CO2 Neon Massenanteil 0,038 % 0,058 % Ne 18,180 ppm 12,67 ppm Helium He 5,240 ppm 0,72 ppm Methan CH4 1,760 ppm 0,97 ppm Krypton Kr 1,140 ppm 3,30 ppm Wasserstoff H2 ~500 ppb 36 ppb Distickstoffoxid N2O 317 ppb 480 ppb Kohlenstoffmonoxid CO 50-200 ppb 50-200 ppb Xenon Xe 87 ppb 400 ppb Dichlordifluormethan (CFC-12) CCl2F2 535 ppt 220 ppt Trichlorfluormethan (CFC-11) CCl3F 226 ppt 1100 ppt Chlordifluormethan (HCFC-22) CHClF2 160 ppt 480 ppt Tetrachlorkohlenstoff CCl4 96 ppt 510 ppt Trichlortrifluorethan (CFC-113) C2Cl3F3 80 ppt 520 ppt Methylchloroform CH3-CCl3 25 ppt 115 ppt 1,1-Dichlor-1-Fluorethan CCl2F-CH3 17 ppt 70 ppt 1-Chlor-1,1-Difluorethan CClF2-CH3 14 ppt 50 ppt Schwefelhexafluorid SF6 5 ppt 25 ppt Halon 1211 CBrClF2 4 ppt 25 ppt Wasserstoff H2 Siedepunkt -252,7 °C Schmelzpunkt -259,1 °C Tc = -240 °C Pc = 1310 kPa Löslichkeit 2 mL H2(g)/L Wasser H2(g) ist sehr leicht Brennstoff: H2(g) + ½O2(g) H2O(l) + Energie Isotope: 1 H 1 2 H 1 3 H 1 „D“ „T“ Isotope des Wasserstoffs Leichter, schwerer und superschwerer Wasserstoff häufigstes Element im Weltraum schweres Wasser Höhenstrahlung in Hochatm. 1 1H 2 1H 3 1H Hydrogenium H Deuterium D Tritium T 99.9855% 0.0145% 10-15 % H2O/D2O = 5000 : 1 Rückstand der Elektrolyse giftig (Löseverhalten) Smpkt (H2O) = 0 C Sdpkt (H2O) = 100 C Smpkt (D2O) = 3.81 C Sdpkt (D2O) = 101.42 C Verwendung (D/T): kinetischer Isotopeneffekt ges. nat. Vorkommen ≈ 1.8 kg kosmische Höhenstrahlung -Strahler, ½ = 12.35 a Smpkt (T2O) = 4.48 C Sdpkt (T2O) = 101.51 C radioakt. Markierung, Tracer Wasserstoff – Darstellung Spaltung von Wasser 286.02 kJ + H2O (fl) → H2 + ½ O2 Thermische Spaltung T (Kelvin) 1000 % (Spaltung)* 0.00003 1500 2000 2500 3000 3500 0.020 0.582 4.21 14.4 30.9 * % Spaltung in Bezug auf H2 und O2 Benötigt erhebliche Energiemengen Thermolyse von Wasser zur H2 Gewinnung ohne Bedeutung! Wasserstoff – Darstellung Apotheker Petrus Jacobus Kipp (1808 – 1864) Der Kipp'sche Apparat ist eine gläserner Apparatur zur Darstellung von Gasen (allgemein) aus Feststoffen und Säuren: z. Bsp.: Zn + 2HCl → H2 + ZnCl2 Chemische Darstellung von H2 Metall und Säure: Zn(s) + 2H+ Zn2+(aq) + H2(g) Fe(s) + 2H+ Fe2+(aq) + H2(g) Metall und Wasser: 2Na(s) + 2H2O 2Na+ + 2OH- + H2(g) Ca(s) + 2H2O Ca2+ + 2OH- + H2(g) Metall und Base: 2Al(s) + 2OH-(aq) + 6H2O 3H2(g) + 2Al(OH)4-(aq) Zn(s) + 2OH-(aq) + 2H2O H2(g) + Zn(OH)42-(aq) Experimente Metall + Säure 0 +1 -1 +2 -1 0 Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) Metall + H2O 0 +1 -2 +1 -2 +1 0 2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(l) + H2(g) Atomarer Wasserstoff H2: starke, kovalente 2e,2-Zentren-Bindung 436.22 kJ + H2 2H reaktiver, atomarer Wasserstoff Darstellung • Thermische (homolytische) Dissoziation • Chemische Aktivierung an Metallen (Katalysatoren, [Pd]—Hads) • Status Nascendi (Zn/HCl) Wood’sches Verfahren Elektrolytische H2-Entwicklung + Glimmentladung 3000 – 4000 V im Vakuum (0.5 Torr, = 0.5s) Rekombination mit Stoßpartner Langmuir-Fackel (Lichtbogenflamme, Arcatom-Schweißen) Experimente Metall + Säure 0 +1 -1 +2 -1 0 Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) Atomarer Wasserstoff Zn(s) + H2SO4(aq) ZnSO4(aq) + H2(g) +7 -2 0 +2 +1 -2 -2 +1 MnO4- + 2½H2 Mn2+ + H2O + 3OH- Struktur vs Reaktivität / Thermodynamik vs Kinetik Übergangszustand Energie Reaktionskinetik Aktivierungsenergie Edukte Thermodynamik Produkte Reaktionskoordinate Blitze unter Wasser 2KMnO4 + H2SO4 K2SO4 + Mn2O7 + H2O 2Mn2O7 4MnO2 + 3O2 C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O + Energie Exotherme Reaktion! Universität Erlangen-Nürnberg Thermodynamik 1. Hauptsatz Energie: kann umgewandelt werden kann nicht erzeugt werden kann nicht vernichtet werden 2. Hauptsatz Bei spontaner Zustandsänderungen vergrößert sich die Entropie (S) ...... Maß für Unordnung 3. Hauptsatz S 0 bei 0 °K (-273,15 °C) Entropie (S) in J K-1 mol-1 Die Entropie nimmt zu, wenn ein Festkörper in eine Flüssigkeit oder eine Flüssigkeit in ein Gas umgewandelt wird. Die Entropie nimmt zu, wenn ein Feststoff in Wasser gelöst wird. Die Entropie nimmt ab, wenn ein Gas in Wasser gelöst wird. Die Entropie nimmt mit der Masse zu. Entropie Zunahme Ordnung Unordnung Entropie Zunahme Freie Reaktionsenthalpie (G) Es gibt drei Möglichkeiten: G < 0: exergon Die Reaktion läuft spontan ab. G = 0: Das System befindet sich im Gleichgewicht. G > 0: endergon Die Reaktion läuft nicht spontan ab. In umgekehrter Richtung verläuft sie spontan. Freie Reaktionsenthalpie (G) Eine chemische Reaktion strebt eine Energieminimum an, d.h. negatives H Eine chemische Reaktion strebt ein Maximum an Unordnung an, d.h. positives S G J mol-1 = H - J mol-1 T.S K.J K-1 mol-1 G Freie Reaktionsenthalpie H Reaktionswärme oder Reaktionsenthalpie TS Energie, die für Ordnung aufgebracht wird H S G = H - TS Reaktion läuft spontan ab? _________________________________________________ - + - Ja + - + Nein - - - bei niedrigem T Ja - - + bei hohem T Nein + + + bei niedrigem T Nein + + - bei hohem T Ja __________________________________________________ Warum geht NH4Cl(s) spontan in Lösung? NH4Cl(s) + H2O(l) NH4+(aq) + Cl-(aq) HL = 14,7 kJ/mol 20 g NH4Cl in 100 mL Wasser: Wärme: Q = T x 100 x 4,18 J Cp(H2O) = 4,18 J/K.g Q = 12,6 x 100 x 4,18 J = 5267 J HL = Q/Anzahl Mol = Q/n n = Masse/Molmasse = 20/53,5 = 0,37 mol HL = Q/0,37 = 5267/0,37 J/mol = 14,2 kJ/mol NH4Cl(s) + H2O NH4+(aq) + Cl-(aq) S = 95 J K-1 mol-1 + H2O S = 168 J K-1 mol-1 S = +73 J K-1 mol-1 NH4Cl(s) + H2O NH4+(aq) + Cl-(aq) HL = +15 kJ mol-1 NH4Cl(s) + H2O NH4+(aq) + Cl-(aq) HL = +15 kJ mol-1 SL = +73 J K-1 mol-1 = 0,073 kJ K-1 mol-1 GL = HL - TSL= 15 – (298)(0,073) = -7 kJ mol-1 ° G° = H° - T.S° ° °