Einführung in die Chemie
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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)
