Vorlesungs

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270150 VO Allgemeine Chemie
Bernhard Keppler, Vladimir Arion,
Herbert Ipser, Regina Krachler
Vorlesungsversuche: Norbert Kandler
Dienstag, 9.30 – 11.00 Uhr
Mittwoch, 11.00 - 12.00 Uhr
Donnerstag, 9.30 – 11.00 Uhr
------------------------------------------
http://homepage.univie.ac.at/regina.krachler/
Prüfungen
• Vorlesungs-Prüfung: schriftlich, 15 Fragen/ 100 Punkte maximal
erreichbar. Für diese Prüfung erhält man ein Zeugnis.
• Termine der Vorlesungs-Prüfung: 1. Anfang Februar, 2. Ende
Februar, 3. Anfang März, 4. nach den Osterferien, 5. Ende Juni,
6.Ende September, 7. Mitte November.
• Zwischenprüfung: 1. Dezember. Die Teilnahme an der
Zwischenprüfung ist freiwillig, sie kann nicht wiederholt werden.
Falls man die Vorlesungs-Prüfung zum 1., 2. oder 3. Termin
absolviert, ist das (positive) Ergebnis der Zwischenprüfung
anrechenbar, und es sind dann statt 15 nur 6 Fragen zu
beantworten. Ab dem 4. Termin ist das Ergebnis der
Zwischenprüfung nicht mehr anrechenbar.
Literatur
C. MORTIMER, U. MÜLLER
CHEMIE – DAS BASISWISSEN DER CHEMIE
9. Aufl., 2007
(Paperback)
Georg Thieme Verlag
E. RIEDEL
ALLGEMEINE UND ANORGANISCHE CHEMIE
9. Aufl., 2008
(Paperback)
de Gruyter
E. RIEDEL/C. JANIAK
ÜBUNGSBUCH ALLGEMEINE UND ANORGANISCHE CHEMIE
1. Aufl., 2009
(Paperback)
de Gruyter
Die chemische Reaktion
Definitionen über
die an der
Reaktion
beteiligten
Stoffportionen:
Stoffmengenkonzentration
Stoffmengenanteil
(Molenbruch)
SI-Einheit mol·m-3
übliche Einheit
mol·L-1
x( X ) 
n( X )
n
Reaktion unter Zufuhr mechanischer Energie
(mechanochemische Reaktion)
Reiben
HgBr2(S) + 2KI(S)
HgI2(S)
rot
+
2KBr(s)
Endotherme Reaktion
Exotherme Reaktion
Phen=Phenanthrolin
Redox-Indikator
rot
blau
Vorlesungsversuche
18 Teilreaktionen mit 21 beteiligten Species !!
Ein mechanisches System
kann um seine
Gleichgewichtslage
schwingen.
Ein chemisches System
kann das nicht tun.
Schwingende chemische
Systeme befinden sich
stets fernab vom
Gleichgewicht.
Sie streben dem
Gleichgewicht zu, wobei die
Konzentrationen von
Zwischenverbindungen
oszillieren.
+
Reaktionskinetik = Lehre von der
Geschwindigkeit chemischer Reaktionen
•
Altgriechisch kinetikos = die
Bewegung betreffend, zur
Bewegung gehörend
•
Während einer Reaktion werden
Ausgangsstoffe (Edukte)
verbraucht, ihre Konzentrationen
im Reaktionsgemisch nehmen
daher mit der Zeit ab, während
gleichzeitig Reaktionsprodukte
entstehen, d.h. die
Konzentrationen der Produkte
nehmen mit der Zeit zu.
•
Definition der
Reaktionsgeschwindigkeit v:
z.B. für die Reaktion
aA  bB  cC  P
1 d A
1 d B 
1 d C  d P 
v



a dt
b dt
c dt
dt
Faktoren, die die Reaktionsgeschwindigkeit
beeinflussen
Konzentration der
Reaktanden
Temperatur, bei der
die Reaktion
stattfindet
Ist die Reaktion homogen?
Dann erfolgt sie im Raum in drei
Dimensionen. Befinden sich die
Reaktanden in unterschiedlichen
Phasen, so ist die Reaktion auf
deren Grenzfläche beschränkt.
Dann hängt die Reaktionsgeschwindigkeit von der Größe
der Grenzfläche ab (z.B.
chemische Verwitterung,
Staubexplosion)
Anwesenheit eines
Katalysators
Reaktionsgeschwindigkeitsgesetz
v  k  A  B   C 
x
y
z
•
beschreibt die Abhängigkeit der
Reaktionsgeschwindigkeit von den
Konzentrationen der Reaktanden (bei
konstanter Temperatur).
•
Es handelt sich um eine Differentialgleichung, in
der eine gesuchte Funktion (Konzentration als
Funktion der Zeit) und deren 1. Ableitung
auftritt.
•
Reaktionsordnung (Gesamtreaktionsordnung)
= Summe der Hochzahlen x+y+z
•
Konstante k = Reaktionsgeschwindigkeitskonstante
(für eine bestimmte Reaktion eine
charakteristische Größe)
Reaktionsordnung
•
Das Geschwindigkeitsgesetz (und damit
auch die Reaktionsordnung) muss
experimentell bestimmt werden.
•
Man kann die Reaktionsordnung nicht aus
der Brutto-Reaktionsgleichung ableiten,
außer es handelt sich um eine
Elementarreaktion (Reaktion, die nur aus
einem Reaktionsschritt besteht).
•
Die Reaktionsordnung muss nicht
ganzzahlig sein.
Reaktionen nullter Ordnung
A  B  Pr odukte
d A
d B 
v

k
dt
dt
Beispiel: Die Reaktion wird durch ein Enzym
katalysiert, welches pro Zeiteinheit nur eine
ganz bestimmte Menge an Reaktionsumsatz
katalysieren kann.
Die Reaktanden A und B stehen hierzu in
einem sehr großen Überschuss.
Daraus folgt: Die Reaktionsgeschwindigkeit ist
unabhängig von den Konzentrationen der
Reaktanden.
Reaktionen erster Ordnung
A  Pr odukte
d  A
v
 k   A
dt
d  A
  k  dt
A
ln  A   k  t  ln  At 0
At  At 0  e k t
k
Beispiel: N2O
½ O2 + N2
Die Halbwertszeit einer Reaktion 1. Ordnung
Bei einer Reaktion 1. Ordnung ist die
Halbwertszeit konstant.
Aus: Mortimer, Müller. Chemie. Thieme
Reaktionen zweiter Ordnung
A  A  Pr odukte
d A
2
v
 k  A
dt
1
1
 k t 
A
At 0
Beispiele: 2 HI (g)
2 NO2 (g)
A  B  Pr odukte
d A
d B 
v

 k  A B 
dt
dt
H2 (g) + I2 (g)
2 NO (g) + O2 (g)
2 NO2 (g)
2 NO (g) + O2 (g)
Die Daten wurden bei 300°C erfasst.
Aus: Brown, LeMay, Bursten: Chemie
– die zentrale Wissenschaft. Pearson
Einstufige Reaktionen (Elementarreaktionen)
und mehrstufige Reaktionen
• Aus der stöchiometrischen Reaktionsgleichung ist
nicht zu erkennen, ob die Reaktion in einer Stufe
(einem Schritt, einem molekularen Prozess)
abläuft (Elementarreaktion),
• oder ob eine Kaskade von Elementarreaktionen
vorliegt, die zeitlich hintereinander mit
unterschiedlicher Geschwindigkeit ablaufen.
• Erfolgt die Reaktion über zwei oder mehrere
Stufen, so treten kurzlebige Zwischenprodukte auf,
die in der Reaktionsgleichung nicht aufscheinen.
• Der geschwindigkeitsbestimmende Schritt für
die Gesamtreaktion ist immer die am langsamsten
verlaufende Teilreaktion.
Geschwindigkeitsbestimmender Schritt
A+B+C
Produkte
Langsam:
A+B
Zwischenstufe X
Schnell:
X+C
Produkte
v  k  A B
Reaktion 2. Ordnung
Aus der Stöchiometrie einer
Reaktionsgleichung kann nie
unmittelbar auf die
Reaktionsordnung geschlossen
werden, man muss die
geschwindigkeitsbestimmenden
Schritte kennen.
Molekularität einer Elementarreaktion:
Wie viele Teilchen treten zum
Übergangszustand (aktivierten Komplex)
zusammen?
• Beispiel:
Einer der beiden monomolekularen Schritte muss also der
langsamste und damit derjenige sein, der die
Reaktionsgeschwindigkeit und damit die Reaktionsordnung
der Gesamtreaktion bestimmt.
Reaktionsordnung und Molekularität
von Elementarreaktionen
A
Produkte
v = k [A]
Monomolekulare Reaktion, Reaktion 1. Ordnung
A+B
Produkte
v= k [A] [B]
Bimolekulare Reaktion, Reaktion 2. Ordnung
2A+B
Produkte
v = k [A]2 [B]
Trimolekulare Reaktion, Reaktion 3. Ordnung
(sehr selten)
Beispiel einer monomolekularen Reaktion
Aus: E. Riedel, Allgemeine und Anorganische Chemie
Zwischenmolekulare Zusammenstöße
Zahl der Kolloisionen in einem Gasvolumen von 1 L bei
25°C und 101325 Pa: 1031 Kollosionen pro Sekunde
Bei allen chemischen Reaktionen nimmt die
Reaktionsgeschwindigkeit mit steigender
Temperatur zu
Dies gilt für exotherme
wie für endotherme
Reaktionen
Faustregel: Eine
Temperaturerhöhung um
10°C bewirkt eine Erhöhung
der RG auf das Doppelte
Eine
Temperaturerhöhung
von 25°C auf 35°C
bewirkt eine Erhöhung
der Zahl der
Kollisionen um 2%
??
Aktivierungsenergie
Damit zwei
Teilchen zum
aktivierten
Komplex
zusammentreten
und zu den
Produkten
reagieren,
müssen sie
zunächst
kollidieren.
Im Allgemeinen
führt nur ein
kleiner Bruchteil
der stattfindenden
Kollisionen
tatsächlich zur
Reaktion.
Für eine effektive
Kollision muss
die Summe der
kinetischen
Energien der
zusammentreffenden
Moleküle einen
Mindestwert
übersteigen.
Dieser
Mindestwert heißt
Aktivierungsenergie.
Temperaturabhängigkeit der
Reaktionsgeschwindigkeit
Die Geschwindigkeitskonstante k
ändert sich mit der Temperatur
gemäß der Arrhenius-Gleichung
(Svante Arrhenius 1889)
------------------------------------------------------Ea Arrhenius‘sche Aktivierungsenergie
R Ideale Gaskonstante
T absolute Temperatur
A Faktor, berücksichtigt die geometrische
Ausrichtung der Moleküle beim
Zusammenstoß
Maxwell-Verteilung
k  Ae
Ea

RT
Übergangszustand (Aktivierter Komplex)
• Irgendwo auf dem Weg der Reaktion
zwischen A und B gibt es eine Anordnung
der Kerne der beteiligten Atome, die
maximale potentielle Energie besitzt,
• und ausgehend von der die Reaktion
spontan weiterläuft – entweder zu den
Produkten oder zurück zu den Reaktanden
A und B.
• Diese Kernanordnung bezeichnet man als
Übergangszustand der Reaktion.
Energieprofil einer chemischen Reaktion
Isomerisierung von Methylisonitril. Produkt: Acetonitril
Energieprofil einer chemischen Reaktion, die über
zwei Übergangszustände und eine Zwischenstufe
abläuft, wobei der 1. Reaktionsschritt
geschwindigkeitsbestimmend ist.
Wilhelm Ostwald 1853-1932
Foto aus Wikipedia
Der Autoabgas-Katalysator
CH 4  2 NO2  CO2  N 2  2 H 2O
4 CO  2 NO2  4 CO2  N 2
2 CO  2 NO  2 CO2  N 2
2 CO  O2  2 CO2
2 C2 H 6  7 O2  4 CO2  6 H 2O
Aus: Brown, LeMay, Bursten:
Chemie – die zentrale
Wissenschaft. Pearson
Eugene Houdry erfand 1950 den
Autoabgaskatalysator
Anlass: Photochemischer Smog in Los Angeles durch
Autoabgase
Patent 1956
Wurde zunächst nicht eingesetzt, da der Katalysator
durch das Antiklopfmittel Bleitetraethyl vergiftet wurde.
Heute tert-Buyl-Methyl-Ether und Benzol als
Antiklopfmittel
Katalysatorpflicht ab 1989
Eugene Houdry in 1953, holding a small catalytic
converter. Courtesy Sunoco, Inc.
Pionier der Katalyse in der Erdölindustrie:
katalytisches Cracken langkettiger
Kohlenwasserstoffe
Gleichgewicht im Apfelkrieg, aus: Dickerson/Geis, Chemie eine lebendige und anschauliche Einführung, Verlag Chemie,
Basel 1983.
Chemisches Gleichgewicht
Es findet (wenn die
Reaktionsprodukte nicht entfernt
werden) im Reaktionsgemisch
stets eine Hinreaktion und eine
Rückreaktion statt.
Nach einer gewissen Zeit hat sich
ein Gleichgewicht ausgebildet, bei
dem Hin und Rückreaktion gleich
schnell ablaufen.
Die Gesamtreaktionsgeschwindigkeit ist dann gleich
Null. Für diesen Fall gilt das
Massenwirkungsgesetz (MWG).
Das MWG wurde 1867 von Cato Maximilian
Guldberg und Peter Waage (Norwegen)
experimentell entdeckt und kinetisch
abgeleitet.
Eine chemische Reaktion kommt bei
gegebener Temperatur dann zum Stillstand,
wenn der Massenwirkungsquotient Q einen für
die Reaktion charakteristischen Zahlenwert K
erreicht hat.
Foto: Wikpedia

C   D 
Q
a
b
A  B 
c
aA  bB  cC  dD
d
Allgemeine Reaktion
aA + bB
cC + dD
Im Gleichgewicht gilt:
Q=K
Massenwirkungsquotient
=Gleichgewichtskonstante

C   D 
K
a
b
A  B 
c
d
Es gibt unendlich viele mögliche Gemische der Reaktanden, die dem MWG
genügen und daher nach außen hin nicht reagieren!!
Gekoppelte Reaktionen im Gleichgewicht
Es können z.B. zwei
Reaktionen über einen
gemeinsamen Reaktanden D
miteinander gekoppelt sein:
aA  bB  cC  D
D  eE  fF  gG
K1 
C c D 
 Aa B b
K2 
F  G 
D  E e
f
g
Die Gleichgewichtskonstante der
Gesamtreaktion ist gleich dem
Produkt der
Gleichgewichtskonstanten der
Einzelreaktionen:
aA  bB  eE  cC  fF  gG
c
f
g
c
f
g


C  D  F  G 
C  F  G 
K  K1  K 2 


a
b
e
a
b
e
A B D E  A B E 
Kinetische Ableitung des MWG
aA  bB  cC  dD
vhin  k hin  A B 
a
Das MWG lässt sich aus der
stöchiometrischen
Reaktionsgleichung kinetisch
ableiten, auch dann, wenn die
Reaktion aus mehreren
Reaktionsschritten
(Elementarreaktionen)
besteht,
weil sich für alle
beteiligten
Reaktionsschritte
Gleichgewicht
einstellt.
b
vrück  k rück C  D 
c
d
vhin  vrück
k hin C  D 
K

a
b
k rück  A B 
c
d
Haber-Bosch Verfahren
Katalysator:
α-Eisen/Al2O3
Temperaturabhängigkeit der Gleichgewichtskonstante
braun
farblos
Chemische Thermodynamik
Befasst sich mit den
quantitativen Beziehungen
zwischen der Wärmeenergie
und anderen Energieformen
Geht von - aus Experimenten
abgeleiteten - Axiomen aus,
den Hauptsätzen der
Thermodynamik
Ermöglicht die Voraussage,
ob eine bestimmte chemische
Reaktion unter gegebenen
Bedingungen ablaufen kann
Systemarten der Thermodynamik
System = Abgegrenzter Teil der
physikalischen Welt, welcher den
Gegenstand der Untersuchung
bildet.
Abgeschlossene
Systeme
Geschlossene
Systeme
Offene Systeme
Robert Mayer und James Joule entdeckten
Mitte des 19. Jh.
die Äquivalenz von Wärme und mechanischer
Energie
Joule‘sches Experiment
• Im Jahre 1847 formulierte Hermann Helmholtz den
1. Hauptsatz der Thermodynamik:
• In einem abgeschlossenen System (d.h. in einem
System, dem von außen weder Energie zugeführt noch
entzogen wird) in dem sich beliebige (mechanische,
thermische, elektrische, chemische) Vorgänge
abspielen, bleibt die vorhandene Gesamtenergie
erhalten.
• Nach diesem Satz ist es klar, dass es kein Perpetuum
Mobile geben kann.
Der 2. Hauptsatz der Thermodynamik:
• Formulierung von Clausius:
es ist unmöglich, dass Wärme von selbst aus einem
kälteren auf einen wärmeren Körper übergeht.
• Formulierung von Thomson:
es ist unmöglich, eine periodisch wirkende Maschine zu
konstruieren, die nichts weiter bewirkt als Abkühlung
eines Wärmereservoirs und Leistung mechanischer
Arbeit (Prinzip der Unmöglichkeit eines Perpetuum
Mobile 2. Art).
In einem abgeschlossenen System strebt die Entropie S
irreversibel einem Maximalwert zu. Ist
thermodynamisches Gleichgewicht schließlich erreicht,
so bleibt die Entropie S konstant.
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