Einführung in die Chemie

Einführung in die Chemie
Lehrbücher:
Atkins/Jones (Chemical principles:The quest for insight)¨
Mortimer/Müller (Chemie)
Riedel (Allg. und Anorg. Chemie)
Dickerson/Gray/Haight (Prinzipien der Chemie)
Huheey (Anorg. Chemie)
Weiterführend:
Greenwood/Earnshaw (Chemie der Elemente)
Hollemann/Wiberg (Lehrbuch der Anorg. Chemie)
http://www.chemie.unibas.ch/~meier/einfuehrung.html
Allgemeine Informationen
4 Stunden Vorlesung müssen alle besuchen.
(MO, DI 10-12 ausser in der ersten Semesterwoche)
2 Stunden Vertiefung/ Uebungen (je MI 10-12, sind getrennt
nach Studienrichtung):
a) Chemiker, Nanowissenschaftler;
grosser Hörsaal PC
b) Pharmazeuten;
grosser Hörsaal OC
c) Biologen, Informatiker Geowissenschaftler;
Hörsaal Anatomie
Physik
Biologie
Geo-/Umweltwissenschaften
Nanowissenschaften
Pharmazie
Medizin
Einführung in die Chemie
• Historische Entwicklung
• Eigenschaften und Zusammensetzung der Materie
• Chemische Symbole
• Das Periodensystem der Elemente
• Atome, Verbindungen, Moleküle
• Chemische Nomenklatur
• Chemische Reaktionen
• Redox-Reaktionen
• Reaktionen und Enthalpie
• Struktur von Atomen und das Periodensystem
• Periodizität der physikalischen Eigenschaften
• Die chemische Bindung
• Gestalt von Molekülen
• Eigenschaften von Gasen
• Die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen
• Katalyse
• Das chemische Gleichgewicht
• Säuren und Basen
• Löslichkeit
• Thermodynamik und Gleichgewicht (Die Hauptsätze der Thermodynamik)
• Zwischenmolekulare Wechselwirkungen
• Charakteristische Eigenschaften von Flüssigkeiten und Festkörpern
Historische Entwicklung
•Griechische Philosophen
•Zusammensetzung der Materie
(Feuer, Wasser, Luft, Erde)
Phlogiston
•Atome
(z.B., Holz = Asche + Phlogiston)
(Leukipp, Demokrit)
600 B.C.
•Töpferei, Kochen
Backen, Brauwesen...
•`trial and error`
•Keine theoretischen
Konzepte
300 B.C.
1650 A.C. 1790 B.C.
•Alchemie
•Experimente als
Nachweis von Theorien
•Der Stein der Weisen
•Sammlung chemischer Daten
Moderne Chemie (Lavoisier)
•Organische Chemie
•Anorganische Chemie
•Analytische Chemie
•Physikalische Chemie
•Biochemie
•Makromoleculare Chemie
...
Die Eigenschaften der Materie
Materie
Mischungen
Physikalische Methoden
Substanzen
Kristallisation
Fällung
Filtration
Destillation
Chromatographie
Verbindungen
Elemente
chemische Methoden
Der physikalische Zustand der Materie
fest
schmelzen
sublimieren
erstarren
flüssig
kondensieren
verdampfen
kondensieren
gasförmig
Masseinheiten
Quantitative Beobachtungen basieren auf Messungen und numerischer Information
Masse
Volumen
Temperatur
Chemie
SI-Einheiten:
Masse
Länge
Zeit
Temperatur
Substanzmenge
Elektrischer Strom
Lichtintensität
m
l
t
T
n
I
Iv
Kilogramm
Meter
Sekunde
Kelvin
Mol
Ampère
Candela
kg
m
s
K
mol
A
cd
Abgeleitete Einheiten
Volumen
Dichte
Konzentration
V = Länge*Weite*Höhe
r = Masse/Volumen
c = Substanzmenge/Volumen
m3
g/cm3
mol/L
Extensive Grössen
abhängig von Probengrösse
Intensive Grössen
unabhängig von Probengrösse
Masse?
Temperatur?
Volumen?
Dichte?
Konzentration von Lösungen
Massenanteil
w(X) =
Stoffmengenanteil
(Molenbruch)
x(A) =
†
Stoffmengenkonzentration
(vgl. Molarität, Normalität)
†
Molalität
Massenkonzentration
Volumenkonzentration
Volumenanteil
(Volumenbruch)
m(X)
m(Lösung)
n(A)
n(A) + n(B) + n(C) + ...
c(X) =
b(X) =
†
n(X)
VLösung
n(X)
mLösungsmittel
m(X)
VLösung
V (X)
d (X) =
VLösung
b (X) =
†
†
†
j (A) =
V (A)
V (A) + V (B) + V (C) + ...
Die Zusammensetzung der
Materie
Atom
kleinstes Teilchen eines Elements, das die
chemischen Eigenschaften dieses Elements
aufweist.
Element
Substanz aus Atomen mit den gleichen chemischen
Eigenschaften
Elemente
ca. 110 Elemente wurden bislang identifiziert
Namen und Symbole der Elemente
Altertum
Kupfer
Gold
Zypern
´gelb´ (a.d. engl.)
Charakteristika
Chlor
Brom
gelb-grün
Gestank
Personen/Orte
Berkelium
Einsteinium
Curium
Chemische Symbole
Abkürzung der Namen der Elemente
Häufig die ersten oder ersten beiden Buchstaben des Namens des Elements
(in Englisch, Deutsch, Latein, Griechisch, ohne generelle Regel!)
Wasserstoff (Hydrogenium)
Kohlenstoff (Carbonium)
Stickstoff (Nitrogenium)
Sauerstoff (Oxygenium)
Helium
Aluminium
Nickel
Silizium
Magnesium
Zink
Chlor
H
C
N
O
He
Al
Ni
Si
Mg
Zn
Cl
Das Periodensystem der
Elemente (PSE)
• spezielle Anordnung der Symbole der Elemente
• räumliche Anordnung eines Elements in PSE gibt Hinweise
auf seine Eigenschaften
Gruppen
vertikale Spalten
(chemische Verwandtschaft)
Perioden
horizontale Reihen
(Elektronische Struktur der Atome)
II
III IV
V VI VII VIII
He
lle
a
t
e
m
s
g
n
a
rg
e
b
Ue
Lanthanide
Actinide
Halogene
Erdalkalimetalle
1
2
3
4
5
6
7
Alkalimetalle
H
Edelgase
I
Metalloide
I
II
1
2
3
4
5
6
7
Metalle
Nichtmetalle
III IV
V VI VII VIII
B C
Al Si P
Ga Ge As Se
Sn Sb Te I
Bi Po At Rn
Atome
John Dalton (1805)
Atomtheorie
•Elemente bestehen aus Atomen
•Alle Atome eines Elements sind gleich
•Atome verschiedener Elemente haben verschiedene Masse
•Eine chemische Verbindung ist eine spezifische Kombination (festes Mengenverhältnis) verschiedener Atome
•Bei chemischen Reaktionen können keine Atome zerstört, neu gebildet oder
umgewandelt werden
Atome bestehen aus Protonen, Elektronen und Neutronen!
Teilchen Symbol Ladung* Masse, g Masse, u
Elektron
Proton
Neutron
ep
n
-1
+1
0
9.109*10-28
1.673*10-24
1.675*10-24
0.00055
1.0078
1.0087
*: Vielfache von 1.602*10-19 C = Elementarladung
Das Rutherford Modell:
Elektronen
Kern (Protonen + Neutronen)
Zahl der Protonen im Atomkern:
Periodensystem?
Ordnungszahl z
Isotope
Isotope: gleiche Ordnungszahl aber verschiedene atomare Masse!
Atomkerne eines gegebenen Elements haben eine fixe Anzahl
von Protonen !
Variable Zahl an Neutronen!
Massenzahl A
Gesamtzahl der Nukleonen
(Protonen + Neutronen)
A
Z Symbol
Gängige Isotope
Name
Wasserstoff
Deuterium
Tritium
Kohlenstoff-12
Kohlenstoff-13
Sauerstoff-16
Zahl
Massen- Masse, u
Ordnung
Neutronen
s-zahl
zahl
1
1
1
6
6
8
0
1
2
6
7
8
1.008
2.014
3.016
12
13.003
15.995
1
2
3
12
13
16.
Häufigkeit
Symbol
99.985%
0.015%
*
98.90%
1.10%
99.76%
1H
2H
oder D
3H oder T
12C
13C
16O
*: radioaktiv, kurzlebig
Atommasseneinheit, u:
1/
12
der Masse von C-12!
Mol und Molmasse
1 g einer Substanz besteht aus ca. 1023 Atomen!
1 mol = Anzahl der Atome in 12 g Kohlenstoff C-12
= 6.023 * 1023
Avogadro-Zahl NA = 6.023 * 1023
1 mol = 6.023*1023 Teilchen
Molmasse
Masse pro Mol Atome eines Elements
(entspricht der durchschnittlichen Massenzahl in Atommasseneinheiten)
Molmasse von Gold?
Masse von 2 mol Natrium?
Verbindungen
Definitionen: Eine Verbindung ist ein Stoff, der aus verschiedenen Elementen in definierter Zusammensetzung aufgebaut ist.
Ein Molekül ist ein Teilchen, in dem zwei oder mehr
Atome fest miteinander verknüpft sind; bei chemischen und physikalischen Prozessen verhalten sich
Moleküle als Einheit.
Ein Ion ist ein Atom oder Molekül, das eine
elektrische Ladung trägt.
Moleküle
Wasser
1 O + 2H
Methan
1C + 4H
Empirische Formel: H2O, CH4, P2O5,...
Glucose
empirische Formel: CH2O
Aber tatsächliche Zahl an Atomen: 6 C + 12 H + 6 O
Molekularformel: C6H12O6
Ionen und Ionische
Verbindungen
Ionische Verbindungen sind aus Kationen und Anionen aufgebaut,
die durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten werden.
Kationen
Gruppe I Gruppe II
Li+
Na+
K+
Rb+
Cs+
Be2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Ra2+
Uebergangsmetalle
Fe2+, Fe3+
Cu+, Cu2+
Ag+
Au+, Au3+
Metalle!
Gruppe III Gruppe IV
Zn2+
Cd2+
Hg22+, Hg2+
Al3+
Ga3+
In+
Tl+, Tl3+
Sn2+, Sn4+
Pb2+, Pb4+
Ein- und zweiatomige Anionen
Gruppe V
Gruppe VI
Gruppe VII
Nitrid N3Phosphid P3Cyanid CN-
Oxid O2Sulfid S2Hydroxid OH-
Fluorid FChlorid ClBromid BrIodid I-
Mehratomige Ionen
• NH4+
• Oxoanionen:
Carbonat
Nitrat
Nitrit
Sulfat
CO32-,
NO3-,
NO2-,
SO42-
Nomenklatur
Trivialname
systematischer Name
Kationen
Anhängen der Silbe ion an den Namen des Elements
Na+
Ca2+
Fe2+
Fe3+
Mn2+
Mn3+
Natriumion
Calciumion
Eisen(II)ion
Eisen(III)ion
Mangan(II)ion
Mangan(III)ion
Anionen
Endung -id am Stamm des Elementnamens
Element
Stamm
Ion
Fluor
Oxygenium
Nitrogenium
FluorOxNitr-
Fluoridion FOxidion O2Nitridion N3-
Oxoanionen
Endung -at am Stamm des Elements, das nicht Sauerstoff ist
CO32SO42HPO42-
Carbonat
Sulfat
Hydrogenphosphat
Oxoanionen mit unterschiedlichen Anteilen an Sauerstoff
ClO4ClO3ClO2ClOCl-
Perchlorat
Chlorat
Chlorit
Hypochlorit
Chlorid
Benennung ionischer Verbindungen
Beispiele:
- Natriumchlorid
- Ammoniumnitrat
- Kupfer(II)chlorid
- Aluminiumoxid
Molekularformeln??
Molekulare Verbindungen werden behandelt, als ob sie
ionisch wären
HCl
H2S
PCl3
SF6
N2O
N2O5
ClO2
Wasserstoffchlorid
Diwasserstoffsulfid
Phosphortrichlorid
Schwefelhexafluorid
Distickstoffmonoxid
Distickstoffpentoxid
Chlordioxid
Trivialnamen
H2O
Wasser
H2O2 Wasserstoffperoxid
NH3
Ammoniak
N2H4 Hydrazin
NH2OH Hydroxylamin
PH3
Phosphin
NO
Stickoxid
N2O
Lachgas
Chemische Reaktionen
Chemische Reaktionsgleichungen
Wasser
St
2H2(g) + O2(g)
Calciumcarbonat
CaCO3(s)
s: solidus
800°C
2H2O(l)
Calciumoxid + Kohlendioxid
D
CaO(s) + CO2(g)
l:liquidus
re
to
Fa
k
Beispiele:
Wasserstoff + Sauerstoff
n
Produkte
öc
hi
om
et
ris
ch
e
Reaktanden (Edukte)
g: gas
Klassifizierung von Reaktionen
•Synthese
2H2(g) + O2(g)
Bildung einer Verbindung aus einfacheren Edukten
2H2O(l)
•Zersetzung
CaCO3(s)
Bildung einfacherer Substanzen aus einem Edukt
CaO(s) + CO2(g)
‚Partnertausch‘
2NaCl(aq) + Pb(NO3)2(aq)
•Doppelte Umsetzung
2NaNO3(aq) + PbCl2(s)
•Verbrennung
CH4(g) + 2O2(g)
Reaktion mit Sauerstoff zu CO2, H2O, N2 und Oxiden
CO2(g) + 2H2O(g)
•Korrosion
4Fe(s) + 3O2(g)
Reaktion eines Metalls mit Sauerstoff zum Metalloxid
2Fe2O3(s)
Klassifizierung
Classification
vonofReaktionen
reactions
•Gasentwicklung
CaCO3(s) + 2HCl(aq)
Bildung von Gas
CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
•Fällung
Bildung eines Niederschlags
3CaCl2(aq) + 2Na3PO4(aq)
Ca3(PO4)2(s) + 6NaCl(aq)
•Neutralisation
HCl(aq) + NaOH(aq)
Reaktion zwischen Säure und Base
NaCl(aq) + H2O(l)
•Redoxreaktion
2Mg(s) + O2(g)
Elektronentransfer
2MgO(s)
Ausgleichen von
Reaktionsgleichungen
Die Zahl der Atome bleibt während einer chemischen Reaktion
konstant!
Auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung muss die
gleiche Anzahl von Atomen stehen!
Vorgehensweise
‚Stamm‘-Gleichung:
CH4 + O2
CO2 + H2O
Zunächst die Elemente ausgleichen, die am seltensten auftreten
C, H!
CH4 + O2
CO2 + 2H2O
O ausgleichen!
CH4 + 2O2
CO2 + 2H2O
Physikalischen Zustand zuordnen
CH4(g) + 2O2(g)
CO2(g) + 2H2O(g)
Redox-Reaktionen
´Transfer von Elektronen´
Beispiele:
CH4(g) + 2O2(g)
2Mg(s) + O2(g)
Zn(s) + HCl(aq)
Fe2O3(s) + 3CO(g)
CO2(g) + 2H2O(g)
2MgO(s)
ZnCl2(aq) + H2(g)
2Fe(l) + 3CO2(g)
Elemente durch Reduktion
Element
Quelle
Prozess
H2
H2O
Synthesegas Reaktion
800°C, Ni
CH4(g) + H2O(g)
CO(g) + 3H2(g)
Cu
CuS
Kupferverhüttung
CuS(s) + O2(g)
Cu(s) + SO2(g)
P
PO43-
2Ca3(PO4)2(l) + 6SiO2(l) + 10C(s)
Fe
Fe2O3
Hochofen-Prozess
Fe2O3(s) + 3 CO(g)
NaCl
Downs-Prozess
2NaCl(l)
Na
900°C
Elektrolyse, 600°C
1500°C
P4(g) +6CaSiO3(l) + 10 CO(g)
2Fe(l) + 3CO2(g)
2Na(l) +Cl2(g)
K
KCl
KCl(l) + Na(g)
700°C
K(l) +NaCl(s)
Si
SiO2
SiO2(l) + 2C(s)
1500°C
Si(l)+ 2CO(g)
Al
Al2O3
Hall-Prozess
2Al2O3(l) + 3C(s)
Elektrolyse, 900°C
TiCl4
Kroll-Prozess
TiCl4(g) + 2Mg(l)
1000°C
Ti
4Al(l) +3CO2(g)
Ti(s) + 2MgCl2(l)
Elemente durch Oxidation
Element Quelle
S
H2S
Prozess
Claus-Prozess
2H2S(g) + 3O2(g)
2H2S(g) + SO2(g)
300°C, Fe2O3
2SO2(g) +2H2O(g)
3S(g) + 2H2O(g)
Cl2
NaCl
Downs Prozess (wie für Na)
Br2, I2
Br-, I-
Cl2(g) + 2Br-(aq)
F2
F-
Moissan‘sche Methode
HF(mit etwas KF) Elektrolyse, 100°C F2(g) +H2(g)
Au
Au
Cyanid-Prozess
4Au(s) + 8CN-(aq) + O2(g) +2H2O(l)
2[Au(CN)2]-(aq) + Zn(s)
2Cl-(aq) + Br2(aq)
2[Au(CN)2]-(aq) + 4H2O
2Au(s) +Zn2+(aq) + 4CN-(aq)
Redox-Reaktionen: Oxidation von Mg
Elektronentransfer
2*2e-
2Mg(s) + O2(g)
2Mg2+(s) + O2-(s)
MgO(s)
Oxidation: Abgabe von Elektronen!
Teilgleichung:
Mg(s)
Mg2+(s) + 2e-
Reduktion: Aufnahme von Elektronen!
Teilgleichung:
O2(g) + 4e-
2O2-(s)
Oxidationszahlen
Wie kann man beurteilen, ob eine Substanz bei einer Reaktion
reduziert oder oxidiert wird?
Aenderung der Ladung!
Beispiel:
Fe2+
Br
aber 2H2(g) + O2(g)
Fe3+
Br2H2O(l)
Oxidationszahl Nox
0
+1
2H2(g) + O2(g)
0
2H2O(l)
-2
???
Regeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen
1. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines Moleküls /Ions entspricht
dessen Gesamtladung
2. Atome in elementarer Form. Nox = 0
3. Für Elemente
Gruppe I
Nox = +1
Gruppe II
Nox= +2
Gruppe III (ausser B)
Nox = +3 für M3+
Nox= +1 für M+
Gruppe IV (ausser C, Si)
Nox= +4 für M4+
Nox= +2 für M2+
4. Wasserstoff
Nox= +1 in Verbindungen mit Nichtmetallen
Nox = -1 in Verbindung mit Metallen
5. Fluor
Nox= -1 in allen Verbindungen
6. Sauerstoff
Nox= -2 ausser in Verbindungen mit F
Nox= -1 in Peroxiden (O22-)
Nox= -1/2 in Superoxiden (O2-)
Nox= -1/3 in Ozoniden (O3-)
Redoxreaktionen
Die chemische Gleichung einer Redoxreaktion ist die Summe
aus der Oxidtions- und der Reduktionsteilgleichung in die der
Gesamtprozess formal zerlegt werden kann!
Oxidationsmittel entziehen Elektronen und werden reduziert!
Reduktionsmittel liefern Elektronen und werden oxidiert
Zn(s) + Cu2+(aq)
Was ist was?
Zn2+(aq) + Cu(s)
Richtung der Reaktion
Zn(s) + Cu2+(aq)
Zn2+(aq) + Cu(s)
Aber: Kupfer kann nicht Zn2+ reduzieren!!
Hilfreich:
Spannungsreihe
Tabellarische Anordnung der Metalle, so dass ein gegebenes
Metall alle Kationen der Metalle weiter unten in der Liste reduzieren kann
Die Spannungsreihe der Metalle
Element
Reduzierte Form Oxidierte Form
Am stärksten reduzierend
Kalium
Natrium
Magnesium
Chrom
Zink
Eisen
Nickel
Zinn
Blei
(Wasserstoff)
Kupfer
Quecksilber
Silber
Platin
Gold
Am wenigsten reduzierend
K
Na
Mg
Cr
Zn
Fe
Ni
Sn
Pb
H2
Cu
Hg
Ag
Pt
Au
K+
Na+
Mg2+
Cr2+
Zn2+
Fe2+
Ni2+
Sn2+
Pb2+
H+
Cu2+
Hg22+
Ag+
Pt2+
Au+
Ausgleichen von Redoxreaktionen mit Hilfe von Teilgleichungen
Beispiel:
Oxidation von Oxalsäure durch Permanganat in saurer Lösung
‚Preview‘ der Reaktionsgleichung
2MnO4-(aq) + 6H+(aq) + 5H2C2O4(aq)
2Mn2+(aq) + 10CO2(g) + 8H2O(l)
Oxidierte und reduzierte Spezies in der Stammgleichung?
+7
MnO4-(aq) + H2C2O4(aq)
+3
+2
Mn2+(aq) + CO2(g)
+4
Vorgehensweise
1. Formuliere die Stammgleichungen der beiden Teilgleichungen
Reduktionsteilgleichung:
Oxidationsteilgleichung:
MnO4H2C2O4
Mn2+
CO2
2. Gleiche alle Elemente der Teilgleichungen ausser O, H und
der Ladung aus
Reduktionsteilgleichung: MnO4Mn2+
Oxidationsteilgleichung: H2C2O4
2CO2
3. Gleiche H und O aus. Bei Oxoanionen in saurer Lösung
durch Zugabe von H+ und H2O; In alkalischem Medium durch
Zugabe von OH- und H2O
a. Ausgleichen von O mit H2O:
Reduktionsteilgleichung:
Oxidationsteilgleichung :
MnO4H2C2O4
Mn2+ + 4H2O
2CO2
b. Zugabe von H+, zum Ausgleichen der H Atome
Reduktionsteilgleichung: MnO4- + 8H+
Oxidationsteilgleichung : H2C2O4
Mn2+ + 4H2O
2CO2 + 2H+
4. Ausgleichen der elektrischen Ladungen durch eRed: MnO4- + 8H+ + 5eOx: H2C2O4
Mn2+ + 4H2O
2CO2 + 2H+ + 2e-
5. Vorbereitung der Teilgleichungen zur Addition
(identische Zahl an Elektronen)
(i.e., multipliziere Red mit 2 und Ox mit 5)
Red: 2MnO4- + 16H+ + 10e-
Ox:
5H2C2O4
2Mn2+ + 8H2O
10CO2 + 10H+ + 10e-
6. Kombination der Teilgleichungen
a. Addition
2MnO4- + 16H+ + 10e- + 5H2C2O4
2Mn2+ + 8H2O + 10CO2 + 10H+ + 10e-
b. Vereinfachung
2MnO4- + 16H+ + 10e- + 5H2C2O4
2MnO4- + 6H+ + 5H2C2O4
2Mn2+ + 8H2O + 10CO2 + 10H+ + 10e2Mn2+ + 8H2O + 10CO2
c. Angabe des phys. Zustandes
2MnO4-(aq) + 6H+ (aq)+ 5H2C2O4(aq)
2Mn2+(aq) + 8H2O(l) + 10CO2(aq)
Elektrochemische Zellen
Bsp:
Redoxreaktion:
Zn(s) + Cu2+(aq)
Zn2+(aq) + Cu(s)
Das Daniell Element
Halbreaktionen:
Zn(s)
Zn2+(aq) + 2e-
Cu2+(aq) + 2e-
Cu(s)
R
Zn
Cu
Räumliche
Trennung:
ZnSO4
CuSO4
poröses Gefäss
Zellen und Zelldiagramme
Kathode:
Anode:
Reduktion
Oxidation
Zelldiagramm
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)
Anode
Salzbrücke
Kathode (Merke: Rechts Reduktion)
Das Potential einer Zelle
‚Kraft mit der die Zelle Elektronen zu bewegen versucht‘
Zellpotential E > 0 (elektromotorische Kraft)
Typische Werte ≈ 1.5 V (z.B. Daniell Element: 1.1 V)
Welche Energie wird umgesetzt, wenn die Ladung 1C von einer
Elektrode zur anderen fliesst?
Primärzellen
Bsp: Das Leclanché Element
Zn (s)
Zn2+ (aq) + 2NH4+(aq) + 2OH-(aq)
Zn2+(aq) + 2e[Zn(NH3)2]2+(aq) + 2 H2O
MnO2(s) + H2O(l) + e-
MnO(OH) (s) + OH-(aq)
Sekundärzellen
Alle beteiligten Substanzen müssen unlöslich sein!
(Elektroden müssen beim Entladen/Laden Form behalten)
Bsp: Bleiakkumulator
Pb(s) + SO42-(aq)
PbO2(s) + SO42-(aq) + 4 H3O+(aq) + 2e-
PbSO4(s) + 2ePbSO4(s) + 6H2O(l)
Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(aq)
2PbSO4(s) + 2H2O(l)
________________________________________________________________________________
Brennstoffzellen
Kontinuierliche Zufuhr elektrochemisch aktiver Stoffe
PEM: proton exchange membrane
H2(g)
O2(g) + 2H2O(l) + 4e-
2H+(aq) + 2e4OH-(aq)
Der Zitteraal: ‚Schwimmende‘ Brennstoffzelle
Spannungspulse bis ca. 700 V (1A, 100W) durch Hintereinanderschaltung von Zellen!
Elektrolyse
Betreiben chemischer Reaktionen mit Hilfe von Elektrizität
Unterschied zur elektrochemischen Zelle
- nur ein Elektrolyt
- beide Elektroden im selben Behälter
- Elektrolysezelle ist i.a. weit ab vom Standardzustand
Strom wird benützt um eine Reaktion in eine Richtung zu treiben,
die der spontanen Reaktion entgegengesetzt ist!
Schema einer Elektrolysezelle
Stromquelle
+
Kathode
Anode
Beispiel:
Kationen
Oxidation
Reduktion
K:
A:
Cu2+ + 2eCu
Cu
Cu2+ +2e-
Bsp: Elektrolyse von Wasser
2H2O(l)
2H2(g) + O2(g)
Umkehrung der Zellreaktion
Pt | H2(g) || OH-(aq) | O2(g) | Pt
E = 1.23V (pH=7)
Anlegen von U > 1.23V
Wieviel Substanz kann mit einer gegebenen Elektrizitätsmenge
elektrolysiert werden?
Faraday‘sche Gesetze
Bsp:
Cu2+ + 2e-
Cu
d.h. 2 mol e- pro mol Cu
Die Stoffmenge des in einer Elektrolysezelle von einem
elektrischen Strom gebildeten Produktes ist der Stoffmenge
der zugeführten Elektronen proportional
1 mol Elektronen
96500 C mol-1 = F (Faraday Konstante)
Bsp: Silbermenge, die durch die Ladung 1 As abgeschieden wird
(elektrochemisches Aequivalent des Silbers)
mAg = MAg / (z*F) = 1.118 mg A-1 s-1
z: Ladungszahl
Anwendung: Silbercoulombmeter!
Anwendungen der Elektrolyse
Bsp: Downs Prozess zur Herstellung von metallischem Na
Reaktionen und Enthalpie
Reaktionen und Enthalpie
Energie und Wärme
Die Energie eines Systems ist ein Mass für seine Fähigkeit Arbeit
zu verrichten oder Wärme zu liefern.
Arbeit: Energie, die aufgebracht werden muss, um ein Objekt gegen eine äussere Kraft
zu bewegen
Wärme: Energie, die aufgrund eines Temperaturunterschieds zwischen einem System
und seiner Umgebung transferiert wird.
System
Umgebung
In welcher Form Energie mit der Umgebung ausgetauscht wird,
hängt davon ab wie eine Reaktion durchgeführt wird :
2H2(g) +O2(g)
2H2O(g) + Energie als Wärme
In einer Brennstoffzelle:
2H2(g) +O2(g)
2H2O(g) + Energie als Arbeit
Exotherme Reaktionen setzen Wärme frei
(2Al(s) + Fe2O3(s)
Al2O3(s)+ 2Fe(l))
Endotherme Reaktionen nehmen Wärme auf
(Ba(OH)2*8H2O(s) +NH4SCN(s)
Ba(SCN)2(s) +2NH3(g) +10H2O(s))
Luminol
DH = ?
Einheit
1J
=
(1Joule)
Wärme, die benötigt wird, um die Temperatur
von 0.2390g Wasser um 1K zu erhöhen!
Aeltere Einheit, die noch viel in Gebrauch ist: 1cal = 4.184 J
Enthalpie
= Wärme die bei konstanten Druck aufgenommen oder abgegeben
wird!
Die Enthalpie eines Systems nimmt ab (zu), wenn Wärme freigesetzt (aufgenommen) wird.
(Vgl. Wasserpegel in einem Reservoir!)
Enthalpie ist eine extensive Grösse
50°C
100°C
100 kJ
50°C
100°C
400 kJ
DH = Hende - Hanfang
Exothermer Vorgang: DH < 0!
Endothermer Vorgang: DH > 0!
Enthalpie als Zustandsgrösse
Def.: Eine Zustandsgrösse ist unabhängig von der Art wie eine
Probe hergestellt wurde.
Bsp: Die Enthalpie von 100 g Wasser bei 25°C und 1 atm ist unabhängig
davon, ob die Probe frisch synthetisiert oder durch Destillation erhalten
wurde.
Enthalpie einer physikalischen Zustandsänderung
gasförmig
DHvap
DHsub
flüssig
DHm
fest
Enthalpie einer chemischen
Umwandlung
CH4(g) + 2O2(g)
CO2(g) + 2H2O(l)
DH = -890 kJ
Reaktionsenthalpie
Die Standardreaktionsenthalpie ist die Reaktionsenthalpie einer
Umwandlung von Edukten in ihrem Standardzustand in Produkte
in ihrem Standardzustand!
Standardzustand einer Substanz: reine Form bei einem Druck von 1 atm und
der gegebenen Temperatur!
Umgekehrter Vorgang: Entgegengesetztes Vorzeichen der Enthalpieänderung
Der Satz von Hess
Die Reaktionsenthalpie einer gegebenen Reaktion kann als
Summe der Enthalpien einer beliebigen Sequenz von Reaktionen
(T,p = const.), in welche die Gesamtreaktion unterteilt werden
kann, dargestellt werden.
a. 2C(s) + 2O2(g)
2CO2(g)
b. 2C(s) + O2(g)
c. 2CO(g) + O2(g)
2CO(g)
2CO2(g)
a = b + c !!
2C + O2 + O2
b
-221 kJ
2CO + O2
a
c
-566 kJ
2CO2
-787 kJ
Bildungsenthalpie
Die Standardbildungsenthalpie DHf° einer Verbindung ist die
Standardreaktionsenthalpie (pro mol der Verbindung) ihrer
Synthese aus den Elementen in ihrer stabilsten Form bei 1 atm
und der gegebenen Temperatur
Enthalpie
+227
+33 C2H2
NO2
CO2
H2O
-75
-286
-394
CH4
Elemente
Bezug zur Standardreaktionsenthalpie
Edukte
Produkte
Edukte
DH°
Produkte
DHf°
DHf°
Elemente
DH 0 = Â nDH 0f (Pr odukte) - Â nDH 0f (Edukte)