Chemie Zusammenfassung 4 - FSMB

Chemie Zusammenfassung
Vorlesungsteil IV - Das Massenwirkungsgesetz und
seine Anwendungen
Das chemische Gleichgewicht:
Grundsätzlich kann sich bei jeder reversiblen, d. h.
umkehrbaren, chemischen Reaktion ein
Gleichgewicht einstellen, da bei Reaktionen Hin- und
Rückreaktion ablaufen können.
Zwischen Edukten und Produkten muss also immer
ein chemisches Gleichgewicht herrschen.
Dieses Gleichgewicht wird in der Chemie auch
dynamisches GGW genannt.
Gleichgewichtskonstante:
Im Gleichgewichtszustand bleibt Kc
immer gleich, d.h. wenn sich eine
Konzentration ändert so ändern sich die
Anderen mit.
Gleichgewichtskonstante für Drücke:
Aus der Formel für die
Konzentrationskonstante kann man über
die dargestellte Formel auf die
Druckkonstante schließen.
Thermodynamik
Prinzip des kleinsten Zwangs:
Beispiele:
Ostwaldsche Verdünnungsgesetz
Das Ostwaldsche Verdünnungsgesetz beschreibt den Dissoziationsgrad, von schwachen
Elektrolyten also den Anteil der freien Teilchen in einer Lösung mit Hilfe des
Massenwirkungsgesetzes. Gemäß dieser Beziehung nimmt der Dissoziationsgrad α mit
abnehmender Konzentration (steigender Verdünnung) zu.
Dissoziation:
Zerlegung einer chemischen Verbindung in 2 oder mehrere Atome, Moleküle oder Ionen
Dissoziationsgrad α : (Welcher Anteil des ursprünglichen AB ist dissoziiert)
α = [A]/c0 = [B]/c0
wobei c0 die Konzentration des Stoffes AB entspricht, wenn α = 1 ist, also keine Dissoziation
stattfindet (leicht bestimmbar, z.B. über die Einwage von AB)
- [A] = α * c0 (Gl. II)
- [AB] = (1-α) * c0 (Gl. III)
einsetzen von Gl. II und Gl. III in Gl. I ergibt Kc = (α²/(1−α)) * c0
Haber-Bosch-Verfahren:
Das Haber-Bosch-Verfahren dient zur synthetischen
Herstellung von Ammoniak aus den Elementen Stickstoff
und Wasserstoff.
Katalysator: Stoff, der die Reaktionsgeschwindigkeit
einer chemischen Reaktion beeinflusst, ohne dabei selbst
verbraucht zu werden. Dies geschieht durch
Herabsetzung der Aktivierungsenergie.
Hydratisierung:
Unter Hydratisierung versteht man eine chemische Reaktion, bei welcher Wasser an ein
Substrat addiert wird. Der Begriff ist nicht zu verwechseln mit der Hydratation, welche die
Anlagerung von Wasser an Ionen oder im Kristallgitter (Kristallwasser) beschreibt, und der
Hydrierung, welche die Addition von Wasserstoff an ein Substrat bedeutet.
Fällungsreaktion:
Fällungsreaktionen nennt man chemische Reaktionen, bei denen die Edukte im
Lösungsmittel gelöst vorliegen und mindestens ein Produkt in diesem Lösungsmittel un- oder
schwerlöslich ist. Das Produkt mit schlechter Löslichkeit fällt aus, die Ausfällung wird
allgemein Niederschlag genannt. In Reaktionsgleichungen wird das Ausfallen eines Stoffes
mit einem ↓ oder einem (s) für solid hinter der Summenformel des Stoffs gekennzeichnet.
Säure/Basen:
Brönsted:
Definition Säure/Base nach Brönsted:
Säuren sind Stoffe die Protonen abspalten
können, Basen sind Stoffe, die Protonen
aufnehmen können.
Säure-/Basekonstate KS und KB:
Um von der normalen
GGWkonstante auf die
Ks oder Kb Konstante
zu kommen muss man
einfach die Konzentration von Wasser im
Nenner weglassen.
Die Konstanten besagen in welchem Maße ein Stoff mit Wasser unter Protolyse reagiert.
Protolyse: Proton wird zwischen zwei Reaktionspartnern übertragen.
Je kleiner der pKs/pKb-Wert ist, desto stärker ist die Säure/Base.
Je stärker die Säure/Base, desto mehr ist die Reaktion auf die rechte/linke
Seite verschoben.
Mehrbasige Säuren und Basen:
Bei mehrbasigen Säuren
und Basen können die
Säure-/Basenkonstanten
multipliziert bzw. die
pKs/pKb Werte addiert
werden um die Gesamtkonstante bzw den gesamt
pKs/pKb Wert zu erlangen.
Autoprotolyse des Wassers:
Reines Wasser unterliegt einer
sogenannten Autoprotolyse.
Hierbei entstehen
Oxoniumionen H3O+ und
Hydroxidionen (OH−). H2O
kann sowohl als
Protonendonator (als Säure)
oder als Protonenakzeptor (als
Base) reagieren. Man spricht
daher auch hier von einem
Ampholyten.
Die Summe von
pKs und pKb Wert
im wässrigen
Medium ergibt
immer 14.
Beispiele für Säuren:
pH-Wert Berechnung:
Der pH-Wert ist ein Maß für die Stärke der sauren bzw. basischen Wirkung einer wässrigen Lösung.
Puffersysteme:
Definition:
Puffersysteme sind Lösungen, die eine schwache Säure (Base) und ihre
korrespondierende Base (Säure) enthalten.
Aufgabe:
Puffersysteme halten den pH Wert von Lösungen auch bei Zugabe von Säuren
und Basen annähernd konstant.
Lux/Flood-Säuren und –Basen:
Lewis - Säuren/Basen:
Bei einer SäureBase-Reaktion nach
diesem Konzept
werden daher immer
kovalente
Bindungen gebildet.
HSAB-Konzept (Principle of Hard and Soft
Acids and Bases):
Nach dem HSAB-Konzept kann man Säuren/Basen
in harte und weiche Säuren/Basen einteilen.
Innerhalb dieses Konzepts wird zwischen harten und
weichen Säuren/Basen unterschieden.
•
•
„Hart“ beschreibt dabei Teilchen (Atome, Ionen und Moleküle), die eine hohe
Ladungsdichte aufweisen, also eine hohe Ladung und einen kleinen Radius (großes
„Ladungs/Radien-Verhältnis“).
„Weich“ bezeichnet dagegen Teilchen mit geringer Ladungsdichte, also solche mit
geringer Ladung und großem Radius (kleines „Ladungs/Radien-Verhältnis“).
Hart
Weich
Kleine Ionenradien
Große Ionenradien
Hohe Ladungen
Geringe Ladungen
Geringe Polarisierbarkeit Große Polarisierbarkeit
REDOX-Chemie:
Eine Redoxreaktion ist eine
chemische Reaktion, bei der ein
Reaktionspartner Elektronen auf den
anderen überträgt. Bei einer solchen
Elektronenübertragungs-Reaktion
finden also eine Elektronenabgabe
(Oxidation) durch einen Stoff sowie
eine Elektronenaufnahme statt
(Reduktion). Redoxreaktionen sind
von grundlegender Bedeutung in der
Chemie: Jeder Stoffwechsel- und
Verbrennungsvorgang, viele
technische Produktionsprozesse und viele Nachweisreaktionen basieren auf solchen
ElektronenübertragungsReaktionen.
Okidation
Reduktion
Aufnahme von
Sauerstoff
Abgabe von
Sauerstoff
Abgabe von
Elektronen
Aufnahme von
Elektronen
Oxidationsstufen:
Entsprechend der ‚Edelgasregel‘ ist die für
ein Element maximal erreichbare (höchste
positive) Oxidationszahl identisch mit der
Gruppennummer des Elements im PSE.
Die minimale (höchste negative)
Oxidationszahl ergibt sich ebenfalls aus
der ‚Edelgasregel‘.
Oxidationszahl
wird erhöht
Oxidationszahl
wird erniedrigt
Aufstellen von Redox- und Stoffgleichungen:
1. Aufstellen der Oxidations- und Reduktionsteilgleichungen
2. Redoxgesamtgleichung über Elektronenbilanz
(unter Berücksichtigung der Reaktionsbedingungen)
3. Stoff-Gleichung mit Stoffbilanz
Spezialfälle:
Komproportionierung:
Disproportionierung:
Bei der Komproportionierung wird durch gleichzeitige Reduktion und Oxidation aus einer höheren und einer niedrigeren
Oxidationsstufe zweier Atome des gleichen Elementes eine
mittlere Oxidationsstufe gebildet.
Bei der chemischen Reaktion der Disproportionierung, tritt ein
Element gleichzeitig als Oxidationsmittel und als Reduktionsmittel auf, so dass es vorher in einer mittleren Oxidationsstufe,
nachher teils in einer positiveren und teils in einer negativeren
Oxidationsstufe vorliegt.
Richtung und Elektromotorische Kraft anhand der Galvanischen Zelle:
Eine galvanische Zelle,
ist eine Vorrichtung zur
spontanen Umwandlung
von chemischer in
elektrische Energie. Sie
wird in Batterien und
Akkumulatoren verwendet. Die Funktion der
galvanischen Zelle beruht
auf einer Redoxreaktion.
Reduktion und Oxidation
laufen räumlich getrennt
in je einer Halbzelle ab.
Daniell Element:
Das Daniell-Element ist eine galvanische Zelle, die aus einer Zink- und einer KupferHalbzelle besteht.
Zink hat ein geringeres Standardpotential als Kupfer, d.h. Zink ist unedler als Kupfer und die
Lösungstension von Zink ist größer. Deshalb gehen am Zinkstab verhältnismäßig viele
Zinkionen in Lösung, während sich am Kupferstab nur relativ wenige Kupferionen ablösen
und ihre Elektronen im Metall zurücklassen. In der Zinkelektrode (hier: Anode) werden also
(wie im Schaubild sichtbar) mehr Elektronen zurückgelassen, weswegen sie negativer geladen
ist als der Kupferstab, was den Aufbau einer Spannung bedeutet.
∆E = Eox + Ered
∆E = EMK = 1.10 V
Die überschüssigen Elektronen im oxidierenden Zink wandern über einen Leiter vom Zink
zum Kupfer. Dabei lässt sich (bei Standardbedingungen) eine Spannung von 1,10 Volt
messen. Diese ist die Elektromotorische Kraft, die sich aus dem Redoxpotenzial von Kupfer
(E0(Cu) = + 0,34 V) und dem von Zink (E0(Zn) = -0,76 V) zusammensetzt.
Elektromotorische Kraft: Unter elektromotorischer Kraft (Symbol ∆E) versteht man die
Potentialdifferenz, die zwischen den beiden Elektroden einer
elektrochemischen Zelle besteht, sie wird in Volt ausgedrückt.
Redoxpotenzial:
Maß für Bereitschaft Elektronen aufzunehmen (als
Oxidationsmittel zu wirken)
Elektrochemische Spannungsreihe:
Die Elektrochemische
Spannungsreihe ist eine
Auflistung von RedoxPaaren nach ihrem
Standardelektrodenpotential.
Die einzelnen Redoxpaare werden entweder
nach aufsteigendem oder
absteigendem Standardelektrodenpotential
geordnet. Jede RedoxReaktion kann man so
durch zwei Paare
beschreiben und aus der
elektrochemischen
Spannungsreihe die
Richtung von
Reaktionen voraussagen.
Thermodynamik von Redoxreaktionen:
Die Nernst’sche-Gleichung
beschreibt die
Konzentrations-abhängigkeit
des Elektrodenpotentials
eines Redox-Paares.
Mit
E=Elektrodenpotential
Eo=Standardelektr.potential
z=Anzahl versch. Elektronen
K=Konzentration
Elektrochemische Spannungsquellen:
Primärelement(Batterie):
Brennstoffzelle:
Eine Brennstoffzelle ist eine galvanisch
Zelle, die die chemische Reaktionsenergie
eines kontinuierlich zugeführten
Brennstoffes und eines Oxidationsmittels in
elektrische Energie wandelt.
Sekundärelement(Akku):
Korrosion:
Schutz vor Korrosion durch:
- Nichtmetallische Schichten:
Phosphatieren, Oxidieren (Passiv)
Lacke,Auskleidungen (organ.)
Zementeinbettung,
Keramiküberzug (anorg.)
- Metallische Überzüge:
Elektrolytische Abscheidung
Schmelztauchen
Schutzschichten (edel/unedel):
edel (durch Zink)
unedel (durch Zinn)