Die Natur - Ein System der Gleichgewichte

Die Natur Ein System der Gleichgewichte
Experimentalvortrag (OC)
Tobias Rocksloh
SoSe 2011
1
„Wahre Ruhe ist nicht Mangel an Bewegung.
Sie ist Gleichgewicht der Bewegung.“
Ernst Freiherr von Feuchtersleben, 1840
2
Vortragsziele
Das Aufzeigen von Gleichgewichten als eine zentrale Eigenschaft der
belebten und unbelebten Natur
Darstellung der Schul- und Lehrplanrelevanz des Themas
3
Ablauf
1. Einführung
2. Phasengleichgewichte
3. Lösungsgleichgewichte
4. Das chemische Gleichgewicht
5. Steuerung der Gleichgewichte
6. Die Lehrplanrelevanz des Themas
4
1. Einführung
Statisches Gleichgewicht:
Ein System im Ruhezustand
Dynamisches Gleichgewicht:
Zwei gegenläufige Prozesse gleichen sich aus
5
Ablauf
1. Einführung
2. Phasengleichgewichte
3. Lösungsgleichgewichte
4. Das chemische Gleichgewicht
5. Steuerung der Gleichgewichte
6. Die Lehrplanrelevanz des Themas
6
2. Phasengleichgewichte
Der Aggregatzustand
7
2. Phasengleichgewichte
Der Phasenbegriff
Phase: Räumlicher Bereich, den eine Substanz ohne erkennbare Grenzflächen
in seinem Inneren einnimmt.
8
2. Phasengleichgewichte
Ein-Komponenten-System: Wasser/Wasserdampf
0.023 bar
20° C
Beobachtung: Der freie Raum über der Flüssigkeit reichert sich bis zu einer
bestimmten Konzentration mit dem Dampf der Flüssigkeit an.
9
2. Phasengleichgewichte
Maxwell-Boltzmann-Verteilung
Maxwell-Boltzmann-Verteilung: Die kinetische Energie und damit die
Geschwindigkeit der Flüssigkeitsteilchen schwanken um einen Mittelwert.
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2. Phasengleichgewichte
Maxwell-Boltzmann-Verteilung
Maxwell-Boltzmann-Verteilung: Die kinetische Energie und damit die
Geschwindigkeit der Flüssigkeitsteilchen schwanken um einen Mittelwert.
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2. Phasengleichgewichte
Ein-Komponenten-System: Wasser/Wasserdampf
0.023 bar
1.013 bar
85.88 bar
20° C
100° C
300° C
Dynamisches Gleichgewicht: Anzahl der Teilchen, die in Gasphase
übergehen ≙ Anzahl der Teilchen, die flüssige Phase verlassen.
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2. Phasengleichgewichte
Dampfdruck
13
2. Phasengleichgewichte
Zustandsdiagramm des Wassers
0.023 bar
20°C
14
2. Phasengleichgewichte
Demonstration 1: Dampfdruck
Demonstration 1
15
2. Phasengleichgewichte
Demonstration 1: Dampfdruck
16
Ablauf
1. Einführung
2. Phasengleichgewichte
3. Lösungsgleichgewichte
4. Das chemische Gleichgewicht
5. Steuerung der Gleichgewichte
6. Die Lehrplanrelevanz des Themas
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3. Lösungsgleichgewichte
Definition: Lösung
Lösung: Eine Mischung von Verbindungen, die eine einheitliche
Zusammensetzung (eine Phase) hat.
18
3. Lösungsgleichgewichte
Der Lösungsprozess
Solvatation: Umhüllung von gelösten Teilchen durch Lösungsmittelmoleküle
aufgrund von anziehenden Kräften (Hydratation: Solvatation in Wasser).
19
3. Lösungsgleichgewichte
Definition: Löslichkeit
Die Löslichkeit eines Stoffes ist u.a. abhängig von:
1. Art und Stärke der Anziehungskräfte zwischen:
a) den Lösungsmittelteilchen
b) den Lösungsmittelteilchen und den gelösten Teilchen
c) den gelösten Teilchen
2. Verhältnis von Lösungsmittel und gelösten Teilchen (≙ Konzentration)
3. Temperatur
Löslichkeit: Die Eigenschaft eines Stoffes, sich unter homogener Verteilung
der Teilchen dieses Stoffes im Lösungsmittel zu vermischen.
20
3. Lösungsgleichgewichte
Einfluss der Molekülstruktur auf die Löslichkeit
Polar
Unpolar
Polarität: Getrennte Ladungsschwerpunkte aufgrund einer ungleichen
Verteilung der Elektronendichte im Molekül.
21
3. Lösungsgleichgewichte
Einfluss der Molekülstruktur auf die Löslichkeit
Prinzip: Similia similibus solvuntur
(Lat.: Ähnliches wird von Ähnlichem gelöst.).
22
3. Lösungsgleichgewichte
Definition: Lösungsgleichgewicht
Phase β
Phase α
Lösungsgleichgewicht: Gleichgewicht, das sich bei der Verteilung eines
Stoffes zwischen zwei Phasen einstellt.
23
3. Lösungsgleichgewichte
Kombinationen von Lösungsgleichgewichten
Kombinationen:
a) Verteilung des Stoffes zwischen zwei nicht mischbaren Flüssigkeiten
b) Verteilung des Stoffes zwischen einer Gasphase und der Lösung
c) Verteilung des Stoffes zwischen einer festen Phase und der Lösung
24
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Versuch 1
25
26
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Zeit nach Zugabe von Rhodamin: 0 h
27
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Zeit nach Zugabe von Rhodamin: 24 h
28
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Zeit nach Zugabe von Rhodamin: 48 h
29
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Zeit nach Zugabe von Rhodamin: 96 h
30
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
31
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
ṽButanol → Wasser = k1 • cButanol (Rhodamin b)
[1]
ṽWasser → Butanol = k2 • cWasser (Rhodamin b)
[2]
Im Gleichgewicht:
ṽButanol → Wasser = ṽWasser → Butanol
[3]
k1 • cButanol (Rhodamin b) = k2 • cWasser (Rhodamin b)
[4]
Verteilungskoeffizient
32
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Löslichkeitsgradient
Rhodamin b in Butanol
Rhodamin b in Wasser
Rhodamin b in Butanol
Konzentrationsgradient
Prozess: Kronzentrationsgradient vs. Löslichkeitsgradient
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3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Zugabe Farbstoff
34
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Konzentrationsgradient überwiegt Löslichkeitsgradient.
35
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Konzentrationsgradient überwiegt Löslichkeitsgradient.
36
3. Verteilungsgleichgewichte
Versuch 1: Nernstsches Verteilungsgesetz
Im Gleichgewicht: Löslichkeitsgradient überwiegt Konzentrationsgradient.
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3. Lösungsgleichgewichte
Kombinationen von Lösungsgleichgewichten
Kombinationen:
a) Verteilung des Stoffes zwischen zwei nicht mischbaren Flüssigkeiten
b) Verteilung des Stoffes zwischen einer Gasphase und der Lösung
c) Verteilung des Stoffes zwischen einer festen Phase und der Lösung
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3. Lösungsgleichgewichte
Henry-Dalton-Gesetz
Gas A in Lösung
Gas A im Gasgemisch über der Lösung
Prinzip: Die Konzentration eines Gases in einer Lösung ist proportional zu dem
Dampfdruck des Gases über der Lösung.
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3. Lösungsgleichgewichte
Kombinationen von Lösungsgleichgewichten
Kombinationen:
a) Verteilung des Stoffes zwischen zwei nicht mischbaren Flüssigkeiten
b) Verteilung des Stoffes zwischen einer Gasphase und der Lösung
c) Verteilung des Stoffes zwischen einer festen Phase und der Lösung
40
3. Verteilungsgleichgewichte
Demonstration 2: Chromatographie
Demonstration 2
41
3. Verteilungsgleichgewichte
Demonstration 2: Chromatographie
Prinzip: Freisetzung der Blattfarbstoff durch mechanische Zerstörung
der Zellwand und Zellmembranen.
42
3. Verteilungsgleichgewichte
Demonstration 2: Chromatographie
H3C
CH3
CH3
Carotin
CH3
CH3
CH3
H
H3C
CH3
→ α-Carotin
H3C
O
O
CH3
CH3
CH3
N
N
H3C
CH3
CH3
2+
Mg
H3C
N
CO 2
N
CH3
CH3
H2C
CH3
H3C
O
O
CH3
Chlorophyll a
N
HOC
Chlorophyll b
CH3
CH3
N
CH3
2+
Mg
N
H2C
CH3
N
CO 2
CH3
CH3
43
3. Verteilungsgleichgewichte
Demonstration 2: Chromatographie
Unpolar
Unpolares Lösungsmittel
S chwach pol ar
P ol ar
Polare, stationäre Phase
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3. Verteilungsgleichgewichte
Demonstration 2: Chromatographie
Chlorophyll a/b
an stationärer Phase (Kreide)
Chlorophyll a/b
an mobiler Phase (Ethanol)
Carotin
Carotin
an stationärer Phase (Kreide)
an mobiler Phase (Ethanol)
Prinzip: Trennung der Stoffe aufgrund unterschiedlicher Lösungsgleichgewichte
zwischen stationärer Phase und mobiler Phase.
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Ablauf
1. Einführung
2. Phasengleichgewichte
3. Lösungsgleichgewichte
4. Das chemische Gleichgewicht
5. Steuerung der Gleichgewichte
6. Die Lehrplanrelevanz des Themas
46
4. Das chemische Gleichgewicht
Chemische Reaktionen
Chemische Reaktion: Vorgang, bei dem eine oder mehrere Verbindungen
in andere umgewandelt werden.
47
4. Das chemische Gleichgewicht
Versuch 2: Iod-Stärke Reaktion
Versuch 2
48
4. Das chemische Gleichgewicht
Versuch 2: Iod-Stärke Reaktion
Prinzip: Umkehrbare Einlagerung der Polyiodidketten
in das Stärkepolymer.
49
4. Das chemische Gleichgewicht
Reversible Reaktionen
Das chemische Gleichgewicht: Zwei entgegengesetzte Reaktionen (Hin- bzw.
Rückreaktion) laufen gleichschnell ab.
50
4. Das chemische Gleichgewicht
Reversible Reaktionen
Das chemische Gleichgewicht: Zwei entgegengesetzte Reaktionen laufen
gleichschnell ab.
51
4. Das chemische Gleichgewicht
Reversible Reaktionen
Das chemische Gleichgewicht: Zwei entgegengesetzte Reaktionen laufen
gleichschnell ab.
52
4. Das chemische Gleichgewicht
Das Massenwirkungsgesetz
αA + εE
xX + zZ
Das chemische Gleichgewicht: Zwei entgegengesetzte Reaktionen laufen
gleichschnell ab.
53
Ablauf
1. Einführung
2. Phasengleichgewichte
3. Lösungsgleichgewichte
4. Das chemische Gleichgewicht
5. Steuerung der Gleichgewichte
6. Die Lehrplanrelevanz des Themas
54
5. Steuerung der Gleichgewichte
Das Prinzip von Le Chatelier
Prinzip des kleinsten Zwanges: „Übt man auf ein
System, das im Gleichgewicht ist, durch Druck,-
Temperatur-, oder Konzentrationsänderungen einen
Zwang aus, so verschiebt sich das Gleichgewicht. Es
Henry Louis Le Chatelier
(1850 – 1936)
stellt sich ein neues Gleichgewicht ein, bei dem der
Zwang vermindert ist“
55
5. Steuerung der Gleichgewichte
Parameter zur Steuerung des Gleichgewichts
Gleichgewicht
Paramter
Phasengleichgewicht
Druck, Temperatur
Lösungsgleichgewicht
Druck,
Temperatur,
Konzentration
Chemisches Gleichgewicht
Druck,
Temperatur,
Konzentration
Beispiel
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5. Steuerung der Gleichgewichte
Versuch 3: Steuerung von Lösungsgleichgewichten
Versuch 3
57
5. Steuerung der Gleichgewichte
Versuch 3: Steuerung von Lösungsgleichgewichten
CO 2 (g)
CO2 (aq)
Prinzip: Die Konzentration eines Gases in einer Lösung ist proportional zu dem
Dampfdruck des Gases über der Lösung.
58
5. Steuerung der Gleichgewichte
Versuch 4: Steuerung des chemischen Gleichgewichts
Versuch 4
59
5. Steuerung der Gleichgewichte
Versuch 4: Steuerung des chemischen Gleichgewichts
OH
OH
+
O 2N
O 2N
NO 2
NO 2
e-Akzeptor
e-Donor
NO 2
NO 2
Anthracen
Pikrinsäure
Anthracenpikrat
Prinzip: Ein Überschuss an Anthracen bewirkt ein Ausweichen des Systems in
Richtung des kleineren Zwanges, die Seite des Produkts.
60
5. Steuerung der Gleichgewichte
Versuch 5: Katalyse
Versuch 5
61
5. Steuerung der Gleichgewichte
Versuch 5: Katalyse
H
O
H2N
O
H
O
H2N
NH2
O
-
O
+
NH2
H2N
+
NH 4
NH3
alkalisch
spontan
CO 2
H2O
+
H
H
NH 3(aq)
OH
+
(aq)
+
OH
+
NH3
(aq)
Mechanismus: Nucleophiler Angriff des Wassers am elektrophilen
Carbonylkohlenstoff und anschließender Zerfall der tetraedrischen Zwischenstufe.
62
5. Steuerung der Gleichgewichte
Versuch 5: Katalyse
Prinzip: Der Harnstoff-Urease-Komplex besitzt eine geringere potentielle Energie als
Harnstoff. Die Aktivierungsenergie sinkt, die Reaktion verläuft schneller.
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5. Steuerung der Gleichgewichte
Wirkung von Katalysatoren
H
O
H2N
O
H
O
H2N
NH2
OH
+
NH3
Urease
→ Erhöhen die Geschwindigkeit der Reaktion, ohne selbst
verbraucht zu werden.
→ Katalysieren Hin- und Rückreaktion, d.h. es wird die Einstellung des
Gleichgewichts beschleunigt, jedoch nicht dessen Lage.
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Ablauf
1. Einführung
2. Phasengleichgewichte
3. Lösungsgleichgewichte
4. Das chemische Gleichgewicht
5. Steuerung der Gleichgewichte
6. Die Lehrplanrelevanz des Themas
65
4. Die Lehrplanrelevanz des Themas
Versuch:
Lehrplanrelevanz
Verteilung von Rhodamin zwischen Butanol
9 G1: Wassermolekül als Dipol
und Wasser
Q4 LK/GK: Angewandte Chemie: Farbstoffe
Iod-Stärke-Reaktion
Q3 GK: Das chemische Gleichgewicht
Q3 LK: Antrieb und Steuerung chemischer Reaktionen
Fächerübergreifender Unterricht mit der Biologie
Kohlensäure im Mineralwasser:
Q3 GK: Das chemische Gleichgewicht
Das Prinzip von Le Chatelier
Q3 LK: Antrieb und Steuerung chemischer Reaktionen
Darstellung von Anthracenpikrat
Q3 GK: Das chemische Gleichgewicht
Q3 LK: Antrieb und Steuerung chemischer Reaktionen
Q4 LK/GK: Angewandte Chemie: Farbstoffe
66
4. Die Lehrplanrelevanz des Themas
Versuch
Lehrplanrelevanz
Katalyse: Zersetzung von Harnstoff durch
Q3 GK: Das chemische Gleichgewicht
Urease
Q3 LK: Antrieb und Steuerung chemischer Reaktionen
Fächerübergreifender Unterricht mit der Biologie
Demonstration
Lehrplanrelevanz
Dampfmaschine
7 G1: Stoffe unterscheiden und isolieren: Der Aggregatzustand
Fächerübergreifender Unterricht mit der Physik
Säulenchromatographie:
Q4 LK/GK: Angewandte Chemie: Farbstoffe
Auftrennung der Blattfarbstoffe
Fächerübergreifender Unterricht mit der Biologie
67
Vielen Dank für die Aufmerksamkeit !
68
Literatur- und Quellenverzeichnis
Hessisches Kultusministerium. Lehrplan Chemie für die Jahrgangsstufen G7 bis G12
http://www.kultusministerium.hessen.de/irj/HKM_Internet?uid=3b43019a8cc6-1811-f3ef-ef91921321b2 (Zugriff 10.11.2011)
Hollemann, A. F., Wiberg, E., Wiberg, N. (2007). Lehrbuch der Anorganischen Chemie.
102. Auflage. Berlin, New York: de Gruyter.
Jander, Blasius (2006). Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen
Chemie. 16. Auflage. Stuttgart: S. Hirzel Verlag.
69
Literatur- und Quellenverzeichnis
Mortimer, C. E. (2001). Chemie – Das Basiswissen der Chemie. 7. Auflage. Stuttgart,
New York: Georg Thieme Verlag.
Unfallkasse Hessen, Hessisches Kultusministerium. Hessisches
Gefahrstoffinformationssystem Schule - HessGISS. Version 11. 2006/2007.
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http://de.wikipedia.org/w/index.php?title=Datei:Waldhaus_Gasterntal_Plan5.JPG&filetime
stamp=20100828092422 (8.10.2011)
70
Literatur- und Quellenverzeichnis
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http://www.chemie-master.de/FrameHandler.php?loc=http://www.chemiemaster.de/lex/begriffe/h04.html (29.9.2011)
http://www.dampfspeck.de/attachments/Image/Skizze.jpg (9.9.2011)
http://www.chemgapedia.de/vsengine/media/vsc/de/ch/4/cm/kinetik/bilder/profil2.gif
(1.9.20111)
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Literatur- und Quellenverzeichnis
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72