Abitur 2022 Chemie Lernzettel

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= 1,85 V bb. 8.2: Vorgänge in einer Elektrolysezelle und in der durch Elektrolyse entstandenen galvanischen Zelle 2 Br (aq)- Pluspol+ Pluspol, Kathode (Reduktion): Br₂ (aq)+ 2 et ⇒2 Br (aq) Bei einer Elektrolyse in wässriger Lösung laufen unter Aufwendung elektrischer Energie die umgekehrten chemischen Vorgänge ab wie in einer galvanischen Zelle. Dabei bleibt im Vergleich zur galvanischen Zelle die Zuordnung von Minus- und Pluspol bestehen, jedoch wird der Minuspol zur Kathode (Reduktionsreaktion) und der Pluspol zur Anode (Oxidationsreaktion) Bei der Elektrolyse einer Zinkbromid-Lösung muss man für eine merkliche elektrolytische Abscheidung eine höhere Gleichspannung anlegen als bei der galvanischen Zelle (1,85 V) erzeugt wird. Dies kann auch bei zahlreich weiteren Elektrolysen beobachtet werden. A) Die Kupfermenge, die an der Anode in Lösung geht, entspricht derjenigen, die sich an der Kathode abscheidet. Die Anode löst sich auf, die Kathode wächst. Je größer die Spannung U, umso größer die Stromstärke I, desto mehr Kupfer geht an der Anode in Lösung und scheidet sich an der Kathode ab, desto größer die Abgeschiedene Stoffmenge pro Zeit: Die Stromstärkespannungskurve ist eine Gerade. Die Ursachen hier für sollen an der Elektrolyse einer Kupfersulfat-Lösung mit jeweils a) Kupfer- und b) Graphit-Elektrode näher untersucht werden. In der Praxis erhöht man dazu von null ausgehend in kleinen Schritten die Spannung U und misst jeweils die Stromstärke I in den Elektrolysezellen. Stellt man die Stromstärke in Abhängigkeit von der angelegten Spannung grafisch dar, erhält man eine Stromstärkespannungskurve. Elektrodenreaktion Pluspol, Anode (Oxidation) 2Br--> Br2 + 2e- Minuspol, Kathode (Reduktion) Zn2+ +2e--> Zn Trennt man die Energiequelle wieder entsteht eine galvanisc Zelle. Dadurch wird die Graphit- Kathode zur Zink-Elektrode und die Graphit-Anode zur Brom-Elektrode. Diese Veränderung der Elektrodeneigenschaften aufgrund der Elektrolyse wird als Polarisation der Elektroden bezeichnet. B) Ersetzt man die Kupfer-Elektrode mit einer eine Graphit-Elektrode am Pluspol, verläuft die Stromstärkespannungskurve zunächst sehr flach und steigt bei einer bestimmten Spannung Uz (Zersetzungspannung), steil an. Dabei ist an der Anode die Abscheidung von Sauerstoff zu beobachten, der aus der Elektrolyse des Wassers der Kupfersulfatlösung herrührt. An der Kathode scheidet sich Kupfer ab. Vanet Die eigentliche Elektrolyse beginnt also bei Uz. Die flache Steigung davor ist damit zu erklären, dass aufgrund der geringen Spannung nur ein kleiner Elektrolysen- Strom entsteht, der zum Abscheiden von nur wenig Sauerstoff an der Graphit-Elektrode und wenig Kupfer an der Kupfer-Elektrode führt. Dies führt zur Entstehung einer galvanischen Zelle. Die Spannung dieser durch die Elektrolyse entstanden galvanischen Zelle wird auch als Zellspannung oder Polarisationsspannung bezeichnet. Sie wirkt der Elektrolysenspannung entgegen, sodass am Anfang kein Strom theoretisch fließen könnte. Der dennoch gemessene Schwache Strom entsteht dadurch, dass in geringen Maße Sauerstoff von der Elektrode in die Lösung diffundiert und durch die Elektrolyse nachgebildet wird. Die Elektrolysen Spannung muss jedoch noch deutlich über die Zellspannung erhöht werden, damit nennenswerte Elektrolysenprodukte erhalten werden. и Die Differenz zwischen der Zellspannung und der an den Elektroden gemessenen Zersetzungspannung wird als Überspannung U* bezeichnet: U*-Uz-Uzellspannung Ük •R= иг konst. Berechnung der Zersetzungsspannung: Uz= (UH (Anode) + V*(Anode)) - (Vµ (Kathode) + U*(Kathode)) > Bei Elektrolysen laufen immer diejenigen Reaktionen ab, welche die kleinste Zersetzungsspannung erfordern. > An der Anode wird die Verbindung mit dem kleinsten Abscheidungspotenzial oxidiert. > An der Kathode wird die Verbindung mit dem größten Abscheidungspotenzial reduziert. > Die Zersetzungsspannung wird folgendermaßen berechnet: Uz= (UH (Anode) + V*(Anode)) - (Vµ (Kathode) + U*(Kathode)) Reaktionen im Alltag: Kupfer-Raffination Chloralkali-Elektrolyse Amalgam-Verfahren Diaphragma-Verfahren Membran-Verfahren Vergleich: Kathode Anode Elektrolyt Kathode Reduktion Minuspol Elektronenüberschuss durch die angelegte Gleichspannung Trennung ionen- Anodenraum/ selektive Kathoderaum Membran Chlor Natronlauge 33% sehr rein rein günstig Wasserstoff Energie- verbrauch* Umwelt- belastung Anteil in der EU (2005) Membran- Diaphragma- Amalgam- Verfahren Verfahren Verfahren Nickel Eisen Quecksilber Titan mit Rutheniumoxid-Überzug NaCl-Lösung NaCl-Lösung NaCl-Lösung Natronlauge Elektrolysezelle keine verunreinigt (0₂) = 30% Anode Oxidation = 50% * einschließlich Konzentrierung der Natronlauge und Rein- darstellung des Chlors Pluspol Elektronenmangel durch die angelegte Gleichspannung Zn²+ + 2 e-> Zn 2 Br> Br₂ + 2 e Elektrische Energie erzwingt die Redoxreak- tion (endotherm). Diaphragma U = E(Anode/Oxidation/Pluspol) - E(Ka- thode/Minuspol/Reduktion) 13% verun- reinigt (NaCl) rein Merksatz: OPA ist faul und muss angetrieben werden (= Elektrolyse) (OPA: Oxidation/Pluspol/Anode) hoch Asbest (Altanlagen) = 17% Die Elektrolyse ist die Umkehrung der lonenwanderung innerhalb des Elektrolyten aufgrund der angelegten Spannung: Anionen wandern zum Pluspol (Anode), Katio- nen zum Minuspol (Kathode) nicht erforderlich sehr rein 50% sehr rein sehr rein hoch Quecksilber Galvanisches Element Anode Oxidation Minuspol Donatorhalbzelle, Kathode Reduktion Pluspol Akzeptorhalbzelle elektrochem. Doppel- schicht ist schwächer ausgeprägt (weniger Metallionen in Lö- sung, Elektrode hat kleineren Elektronen- überschuß) Zn-> Zn²+ + 2 e Br₂ + 2 e-> 2 Br Elektrische Energie wird freigesetzt. Die Reak- tion läuft freiwillig ab (exotherm). elektrochem. Doppel- schicht ist stärker aus- geprägt (mehr Metalli- onen in Lösung, Elekt- rode hat größeren Elektronenüberschuß) U = E(Kathode/Reduktion/Pluspol) - E(Anode/Oxidation/Minuspol) Reaktionen einer galvanischen Zelle. lonenwanderung (führt zum Ladungsausgleich und sorgt für geschlossenen Stromkreis): Metallkationen wandern durch das Dia- phragma von der Donator- in die Akzeptorhalb- zelle und Anionen wandern durch das Dia- phragma von der Akzeptor- in die Donatorhalb- zelle Merksatz: OMA macht die ganze Arbeit freiwillig (= galvanisches Element) (OMA: Oxidation/Minuspol/Anode) Überblick: basieren auf freiwilligem galvanische Zelle entsteht bei Elektrolyse und erzeugt Zellspannung Faraday-Gesetz ist Teil von Minuspol beinhalten Formeln zur Berechnung der umgesetzten Ladungen und Stoffmengen bei entsteht bei Unterbrechung von setzt frei Pluspol ist bei Elektrolysezelle ist bei Elektrolyse größer oder gleich ist bei galvanischer Zelle y. Anode Findet statt an-Oxidation-Reduktion-findet statt an Kathode Donator-Akzeptor-Prinzip Ist Teil von läuft ab nach dem Redoxreaktion. ist gekennzeichnet durch Elektronenübergang - Elektrolyse muss von außen zugeführt werden elektrische Energie ist bei galvanischer Zelle Stromdichte A Temperatur 4 Elektrolytkonzentration a basiert auf erzwungenem benötigt von außen 15 Eine Salzschmelze ist Elektrolysezelle Überspannung hängt ab von im wässrigen System wird durchgeführt bei + Zellspannung ist Spannung, bei der sich Stoffe nennenswert an der Elektrode abscheiden abzuscheidender Stoff Schmelzflusselktrolyse von Natriumvhlorid Schmelzflusselktrolyse von Alumiumoxid Chloralkalieelektolyse Kupferraffination Galvanisieren Eloxalverfahren Zersetzungspannung kommt bei Gasen vor und erhöht Elektrodenmaterial Oberflächenbeschaffen heit der Elektroden spielt eine bedeutende Rolle bei Mobile Energiequellen: Primärzellen: sind galvanische Zellen, deren Zellreaktion nicht umkehrbar ist, das heißt sie lassen sich nur entladen, aber nicht mehr aufladen. Sekundärzellen: stellen galvanische Zellen dar, deren Zellreaktion umkehrbar ist. Sie lassen sich mehrfach entladen und mir einer fremden Stromquelle wieder aufladen. Sie werden auch als Akkumulatoren oder Akkus bezeichnet. Brennstoffzellen: sind Primärzellen, bei denen die Reaktanden von außen kontinuierlich hinzugefügt und an Elektroden mit Katalysator wirkung elektrochemische umgesetzt werden. A) Zink-Kohle Batterie Minuspol, Anode: Zn -> Zn2+ + 2e- ·IV [( Pluspol, Kathode: 2Mn02 + 2 H20 + 2e--> Mn00H + 2OH- Minuspol Zn- 2e B) Blei-Akkumulator Zn2+ Entladen: U 2NH 2CI 2NH3 Aufladen: [Zn(NH3)₂] Cl₂ 2H₂0- -20H- 2H₂O 2 MnO₂ Abb. 8.20: Reaktionen in der LECLANCHÉ-Batterie Pluspol 2 MnOOH 2e -Graphit-Stab Weitere Batterien wären die Alkali-Mangan-Batterie oder die Lithium-Batterie -Braunstein-Graphit-Gemisch - Ammoniumchlorid-Paste Zink-Becher Die Elektroden des geladenen Blei-Akku bestehen aus Blei und Bleidioxid, die in den Elektrolyten, eine 20% Schwefelsäure eintauchen. O Minuspol: Pb (3/.+. SO₂² - (aq) Pluspol.: ⇒ bilden einen schwer löslichen Niederschlag von Bleisulfat geladenen Akku: o aktive Material, positive Platten Bleioxid o negative Platten feinkörnigen Blei a) LECLANCHÉ-Element (Zink/Kohle-Batterie) Das LECLANCHÉ-Element (Zink/Kohle- Batterie, Trockenelement, Monozelle) wurde 1867 zum ersten Mal der Öffent- lichkeit vorgestellt und ist auch heutzu- tage neben der Alkali/Mangan-Batterie die Standard-Batterie für den Haushalt (→Abb. 8.19). Minuspol ist der kunststoff- oder stahlummantelte Zinkbecher. Den Pluspol bildet ein Graphitstab, der in ein Gemisch aus Graphitpulver und Braun- stein taucht. Eine 20%ige, durch Stärke eingedickte Ammoniumchlorid-Lösung dient als Elektrolyt. Die Batterie liefert eine Spannung von 1,5 V. "1 PbO₂ (s) + (H² (aq) +50² +2e + PbJQ 1/2 Hom • Abscheidung von Sauerstoff und Wasserstoff wird durch hohe Überspannung verhindert L deshalb kann man den Akku aufladen P6 SQ₁ (s) + 2 Pb (1 2. Miunspol. Pb50, (o/ +2= Pb (s) + Są (aq) (1. IV pluspol P.6 SO₂ (st. 2. H₂O(C) → PbQ₂ (J) the +4H+ (aq) + Son ?"(*) → solange festes Bleisulfat vorhanden ist bleibt, wegen des Löslichkeitgleichgewichts die Konzentration von Blei-Ionen während des Aufladens konstant →nimmt die Konzentration ab kommt es zur Elektrolyse des Wassers ⇒ Der Akku gast. → zwischen mehreren negativen und positiven Platten gibt es Scheiden aus porösen Kunststoff → Platten bestehen Trägergittern und aktives Material ✪ Minuspol 2e Polkappe Graphitstab Braunstein/ Ammoniumchlorid-Paste positiver Pol Abb. 8.19: Schnitt durch ein LECLANCHÉ-Element PbSO4 Stahlgehäuse ionendurchlässige Trennschicht PbPb2+ - Zinkbecher -Bodenkappe negativer Pol U So so PbSO4 2 H₂O + Pb2+ 4 H+ Pluspol 2e Pb0₂ Abb. 8.23: Laden und Entladen eines Blei-Akkumulators C) Brennstoffzelle Minuspol, Anode: 2H2 + 4 OH- -> 4H20 + 4e- Pluspol, Kathode: 02 + 2H20 -> 2H20 Gesamt: 2 H2+ 02 -> 2 H20 Typ LECLANCHE-Element (Zink/Kohle) Alkali/Mangan-Batte- rie (Zink/Braunstein) Lithium-Batterie Blei-Akku (Blei/Bleioxid) Nickel/Cadmium- Akku Nickel/Metallhydrid- Akku Funktions- prinzip primär primär Direkt-Methanol- Brennstoffzelle primär sekundär sekundär sekundär Lithium-Ionen-Akku sekundär Minuspol Pluspol sekundär Zn-Becher MnO₂ Zn-Paste MnO₂ Li Pb Cd Lithium-Ionen- Polymer-Akku Knallgaszelle Wasser- stoff/ Sauerstoff PEM-Brennstoffzelle Brennstoffzelle H₂ LiC6 Metall-H (s) NIO(OH) LiC6 MnO₂2 Brennstoffzelle H₂ PbO₂ NIO(OH) Nebengruppenmetalloxid, z. B. CoO₂ oder MnO₂ Nebengruppenmetalloxid, z. B. CoO₂ oder MnO₂ 0₂ 0₂ H₂(g): Brennstoffzelle CH₂OH 0₂ Elektrolyt Minuspol Anode → e- NH4Cl-Lösung H₂SO4 KOH-Lösung LICIO, im polaren organi- schen Lösungsmittel KOH-Lösung palladinierte Separator Nickel- Netzelektrode e- KOH-Lösung bran HOTE KOH-Lösung LICIO, im polarem organischem Lösungsmittel gelartige Polymermembran mit Lithiumsalzlösung bran Protonenaustauschmem- Protonenaustauschmem- M Elektromotore Zellreaktion Pluspol Kathode Kalilauge 2 MnO₂ (s) + 2 H₂O (1) + Zn → 2 MnOOH (s) + Zn²+ (aq) + 2 OH(aq) Li (s) + MnO₂ (s)→→ LiMnO₂ (s) Pb(s) + PbO₂ (s) + 2 H₂SO4 (aq) 2 PbSO4 (s) + 2H₂O (1) Cd +2 NIO(OH) (s) + 2 H₂O (1) Cd(OH)₂ (s) +2 Ni(OH)₂ (s) Metall-H (s) + NIO(OH) (s) Metall + Ni(OH)2 (s) LiC6 (s) + COO₂ (s) Li₂C₁2 (s) + MnO₂ (s) LiC6 (s) + CoO₂ (s) Li₂C12 (s) + MnO₂ (s) 2 2 H₂(g) + O₂ (g) (Wasserstoff/Sauerstoff 2 MnO₂ (s) + 2 H₂O (1) + Zn →2 MnOOH (s) + Zn²+ (aq) + 2 OH¯ (aq) C6 (s) + LiCoO₂ (s) oder C12 (s) + Li₂MnO₂ (s) C6+ LiCoO₂ (s) oder C₁2 (s) + Li₂MnO₂ (s) H₂O(g) =0₂(g) 2 H₂ (g) + O₂ (g) 2 H₂O(g) 2 CH3OH (1) +3 0₂ (g) → 2 CO₂ (g) + 4H₂O(g) spannun 1,5 V 1,5 V 2,9 V 2 V 1,3 V 1,2 V 3,7 V 3,7 V 1,23 V 1,23 V 1,19 V Anoden- reaktion Kathoden- reaktion Anwendungs- gebiete Vorteile Nachteile Alkali/ Mangan Batterie zu → Zu 2++26- Мног + H2O те Mn OOH + OU ↑ Zink /Luft- Blei-Akku Batterie zu - Zu²+ +Ze Pb + 80₂²² > Pb50₂ +25² рыбот 0₂ +24+₂0 +46 Pbo + 4H+ + 804² +2ě 2- 2 2 → 404- ->5504 +2₂0 110v, überall im Baustellen beleuching, Starter batterie сойтсвечайне і Altag in Autos Knopfzellen Besonderheiten setzbar lange haltbar, 1 lange Zeit hoke strong, leicht, lange niedrige Preis ist ein Schwermetall (Ent- Eurzfristig sorgung) Brennstoffzelle bis -60° ein- Luft als 2₂ +404 -> 4H₂0 +46- kurzfrist love loke Stromstärke, umweltfreundlich, spome, kleint aufladbar loker Wirkungsgrad geringe Kooten, 1 lagerfähing enthält hobe lebensdauer keine Schadstoffe nur 0₂ +24₂0 the -> 404- 2 Antrieb von Autos Akku kann gasen" Edukte müssen Blei ist ein Schwer- kontinuidhich Angeqülest metall und giftig, werden, Handhabung пит kurzzeitig starke Ströme 30 %ige Schwefel- semure als Reactionspartner Elekinstyt sin alle 1. Kinetik Definition: Die Reaktionsgeschwindigkeit v ist der Quotient aus dem Betrag der Konzentrationsänderung eines Reaktionspartners und der dazu benötigten Zeit: Abhängigkeit vom Zerteilungsgrad: Die Geschwindigkeit einer Reaktion kann auch bestimmt werden, indem man die Änderung des Volumens eines Stoffes während der Reaktion betrachtet. Konzentrationsabhängigkeit: - Je größer die Zahl erfolgreicher Zusammenstöße pro Zeiteinheit ist, desto größer ist die Reaktionsgeschwindigkeit. - mit größerer Oberfläche nimmt die Zahl wirksamer Kollisionen zu und die Reaktionsgeschwindigkeit steigt 1,0- 08- 0₁6. 014 012. Chemie V Mool. .2.1. minim 0 2 4 8 10 Reaktionsgeschwindigkeit in Abhängigkeit von der Konzentration. V ~ C V= Ac/At il мное. е-т Daher gilt: Bzw. bei Druck: v=k*c* v=k*p Die Proportionalitätskonstante k ist dabei die Geschwindigkeitskonstante. Charakteristisch wenn die Temperatur konstant ist. v=k*c(A)*c(B) Reagieren zwei Teilchenarten A und B miteinander, so nimmt die Zahl erfolgreicher Zusammenstöße zwischen Teilchenart A und B mit der Konzentration A und B zu. Die Reaktionsgeschwindigkeit ist proportional zum Produkt der Konzentrationen A und B (Stoßtheorie) Geschwindigkeitsgleichung: Stoßtheorie: Man betrachtet man die Stoßwahrscheinlichkeit zwischen Teilchen A und Teilchen B. Temperaturabhängigkeit: 600 400 O O ¡ O O 4 Stoßmöglichkeiten Trägt man die Reaktionsgeschwindigkeit in Abhängigkeit von der Temperatur auf, so gilt für viele Reaktionen die Reaktionsgeschwindigkeit/Temperatur-Regel (RGT-Regel): Die Reaktionsgeschwindigkeit steigt auf das Doppelte bis Vierfache, wenn man die Temperatur um 10°C erhöht. 200 Nach Boltzmann haben gleichartige Teilchen auch bei gleichbleibender Temperatur unterschiedliche Energie. Für einen erfolgreichen Zusammenstoß müssen Teilchen aber eine bestimmte Mindestenergie Emin besitzen. Daher steigt die Reaktionsgeschwindigkeit exponentiell an, wenn die Temperatur erhöht wird, da mehr Teilchen diese Mindestenergie besitzen. 2x Druckabhängigkeit: vid:l-1 min 1 10 Temperatur. O·O 20 Reaktionsgeschwindigkeit in Abhängigkeit von der 8 Stoßmöglichkeiten 3.0 16 Stoßmöglichkeiten Anzahl Moleküle EA Energie Energieverteilung nach Boltzmann für verschiedene Temperaturen. Sobald Druck erhöht wird, verkleinert sich der Raum. Damit verbunden steigt die Konzentration der Teilchen in diesem Raum. Durch eine höhere Konzentration, kommt es zu mehr wirksamen Kollisionen und die Reaktionsgeschwindigkeit steigt. Katalysatoren: Definition: Katalysatoren sind Stoffe, die eine Reaktion beschleunigen, am Ende aber wieder in der ursprünglichen Form unverbraucht vorliegen. Im Reaktionsverlauf sind Katalysatoren an der Bildung von Zwischenstufen beteiligt. Dadurch ergibt sich ein Reaktionsweg mit geringer Aktivierungsenergie und daher mit einer größeren Reaktionsgeschwindigkeit. Die Aktivierungsenergie entspricht gerade der Mindestenergie Emin der zusammenstoßenden Teilchen. Bei einer heterogenen Katalyse liegen Katalysator und Edukte in verschiedenen Aggregatzuständen vor. Beispiele: Beispiel: A) 2H₂ + O₂ 2 H₂O In Gegenwart von Platin entzündet sich Wasserstoff an der Luft schon bei Raumtemperatur: Die Wasserstoff- Moleküle dissoziieren an der Platin- oberfläche. Der so gebildete atomare Sauerstoff reagiert dann mit an der Metalloberfläche gebundene Sauerstoff-Moleküle. ΔΗ Platin Bei einer homogenen Katalyse liegen Katalysator und Edikts in gleicher Phase vor. A,H Energiediagramm einer Reaktion mit und ohne Katalysator: Ait Katalyse: ·lodid - loney, AS 1. Zersetzung von Wasserstoffperoxid: Heterogene Katalyse 2. Reihenfolge: c: Diffusion des Edukts zur Oberfläche Katalysator b: Adsorption Edukt an Grenzfläche e: chem. Rkt. An der Grenzfläche a: Desorption der Produkte von Grenzfläche d: Diffusion der Produkte in umgebende Lösung EA ohne Katalysator E mit Katalysator 2H₂02 Der Zerfall von Wasserstoffperoxid in wässriger Lösung wird von vielen Katalysatoren beschleunigt. Dabei wird z.B bei lodid-lonen als Katalysator die Zwischenverbindung 10- gebildet. Bestimmung der Durchschnittsgeschwindigkeit: Katalysatorgifte verringern die Katalysator wirkung oder heben sie auf Dauer auf. So zerstört Blei die Abgaskatalysatoren in Fahrzeugen. Reaktionsverlauf für eine exotherme Reaktion mit und ohne Katalysator C Reaktionsverlauf 8- B) - ----MP 5 a. 2 1₂0 + 0₂ MnOr 2 2 H ₂ O ₂ d Durschnittsgeschwindigkeit Sekantensteigung 26₂0+0₂ Aktivierungsenergie ist erforderlich, um ein Teilchen von einem Energieniveau (Ausgangszustand) auf ein anderes Energieniveau zu bringen. V-Ac/At Av/At Dieses höhere Energieniveau ist der Übergangszustand. Dies ist der Zustand maximaler Energie, ist diese Energiebarriere über wunden, reagiert das Molekül spontan weiter zum Produkt. Übersicht: Art des Stoffes Feststoff Liegt vor in unterschiedlichem Zerteilungsgrad Homogene Gemische Reaktionsgeschwindigkeit Hängt ab von Enthalten Stoffe der Konzentration c A Einfluss wird beschrieben durch v=k*c Geht in die Gleichung ein Konstante k Temperatur Spielt eine Rolle bei der RGT-Regel Homogene Katalyse Katalysator Wirkt bei der Erniedrigt die Heterogene Katalyse Aktivierungsenergie 7. Organische Chemie: Die Organische Chemie beschäftigt sich mit dem Aufbau, der Herstellung und den Eigenschaften von chemischen Verbindungen, deren Teilchen Kohlenstoffatome enthalten. Ausnahmen: Kohlenstoffoxide (z.B. CO2), Kohlensäure (H2CO3), Carbonate (XyC03) Alkane: Gesättigte Kohlenwasserstoffe mit der allgemeinen Molekülformel CnH2n+2. In den Molekülen liegen nur Einfachbindungen vor. Homologe Reihe der Alkane Die Moleküle der Alkane werden in einer homologen Reihe geordnet. Schmelz- und Siedetemperaturen der Alkane Alkanmoleküle sind unpolare Moleküle Zwischen ihnen wirken nur van-der-Waals-Kräfte.. Diese nehmen mit der Kettenlänge zu und sind zwischen linearen Isomeren größer als zwischen verzweigten. Je stärker die zwischenmolekularen Kräfte sind, desto größer sind Schmelz- und Sie de temperaturen der Stoffe. Löslichkeit/ Mischbarkeit Unpolare Moleküle können schlecht zwischen polaren Teilchen (oder lonen) eingelagert werden, da zwischen diesen stärkere Kräfte (Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, lonenbindungen) wirken. Alkane sind gut löslich in Stoffen aus unpolaren Teilchen (lipophil), schlecht löslich in Stoffen aus polaren Teilchen wie Wasser (hydrophob). Chemische Eigenschaften der Alkane • Alkane sind brennbar, bei der vollständigen Verbrennung entstehen Wasser und Kohlenstoffdioxid. • Bevorzugter Reaktionstyp: Radikalische Substitution (Austauschreaktion) mit Halogen-Atomen: - Homolytische Spaltung des Halogenmoleküls durch Licht und Bildung von zwei Halogenradikalen - Ein Halogenradikal reagiert mit einem Wasserstoffatom des Alkanmoleküls zu Wasserstoffhalogenid - Das zweite Halogenradikal reagiert mit dem Alkylradikal zu einem Halogenalkan-Molekül. Alkene/Alkine: Alkene Ungesättigte Kohlenwasserstoffe mit mindestens einer Doppelbindung. Die allgemeine Molekül formel von Alkenen mit einer Doppelbindung lautet: CnH2n Alkine Ungesättigte Kohlenwasserstoffe mit mindestens einer Dreifachbindung. Die allgemeine Molekülformel von Alkinen mit einer Dreifachbindung lautet: CnH2n-2 Chemische Eigenschaften: • Alkene und Alkine sind reaktionsfähiger als Alkane. • Alle Alkene und Alkine sind brennbar. • Alkene und Alkine reagieren nach dem Mechanismus der Elektrophilen Addition mit Halogenen (Halogenwasserstoff, Wasser, Wasserstoff). Stoffe aus ungesättigten Molekülen lassen sich durch Reaktion mit Kaliumpermanganat-Lösung nachweisen. • Viele Alken-Moleküle können in einer Polymerisationsreaktion zu Makromolekülen reagieren. Alkohole/ Alkanole: Die funktionelle Gruppe der Alkohole ist die Hydroxyl-Gruppe (OH-Gruppe). Die allgemeinen Molekülformel für Alkohole mit einer Hydroxyl-Gruppe lautet: CnH2n+1 OH Homologe Reihe und Nomenklatur der Alkohole Die ersten Glieder der homologen Reihe der Alkohole sind: Methanol, Ethanol, Propanol, ... Dem Namen des entsprechenden Alkans wird die Endung .-o!" angehängt. Konstitutionsisomerie der Alkohole Die Hydroxyl-Gruppe kann in der homologen Reihe ab Propanol an unterschiedliche Kohlenstoffatome gebunden sein. Die Stellung der Hydroxyl-Gruppe wird durch eine arabische Ziffer vor der Endung .-ol" angegeben. Beispiel: Propan-1-ol Alkohol-Moleküle besitzen einen unpolaren Kohlenwasserstoff-Rest und eine polare Hydroxyl-Gruppe, sie sind somit amphiphil: som upp. Beispiel: Propan-1-ol H H H | I H-C-C-C O-H T | | H H H Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen zu anderen Molekülen Ausbildung von v.d. W.-Kräfte zu anderen Molekülen Siede- und Schmelztemperaturen der Alkohole liegen entsprechend höher als die vergleichbarer Alkane, da mehr Energie erforderlich ist um die zusätzlichen Wasserstoffbrückenbindungen zwischen den Molekülen zu überwinden. Je größer der unpolare Kohlenwasserstoff-Rest ist (Ethanol → Propan-1-ol → Butan-1-ol), desto weniger polar ist das entsprechende Alkohol-Molekül. Je unpolarer die Alkohol-Moleküle, desto schlechter lässt sich der entsprechende Alkohol mit Wasser mischen und umso besser mischbar ist dieser mit Stoffen aus unpolaren Teilchen. Chemische Eigenschaften der Alkohole ● Alle Alkohole sind brennbar, bei der vollständigen Verbrennung entstehen Wasser und Kohlenstoffdioxid. • Alkohol-Moleküle lassen sich durch entsprechende Oxidationsmittel (Kupfer(II)oxid, Permanganat-lonen, Dichromat-lonen) oxidieren. Primäre Alkohole -> Aldehyde Sekundäre Alkohole -> Ketonen Tertäre Alkohol-Moleküle lassen sich nicht oxidieren. Bei Einwirkung stärkerer Oxidationsmittel wird die Molekülstruktur aufgebrochen. Aldehyde/Ketone: Die funktionelle Gruppe ist die Carbonylgruppe: Das Carbonyl-Kohlenstoffatom ist an ein Sauerstoffatom mit einer Doppelbindung gebunden. Homologe Reihe und Nomenklatur der Aldehyde (Alkanale) und Ketone (Alkanone) Die ersten Glieder der homologen Reihe der Aldehyde sind: Methanal, Ethanal, Propanal, ... Dem Namen des entsprechenden Alkans wird die Endung .-al" angehängt. Typische Nachweisreaktionen für Aldehyde beruhen auf der reduzierenden Wirkung der Moleküle: • Fehlingprobe: Reduktion von Kupfer(II)-Ionen zu Kupfer-Atomen • Silberspiegelprobe: Reduktion von Silber (1)-Ionen zu Silber-Atomen • Nucleophile Addition: Addition eines nucleophilen Teilchens (z.B. Wasser-, Ammoniak-, Alkoholmoleküle) an das positivierte Carbonyl-Kohlenstoffatom und anschließende intramolekulare Protonenwanderung. Die ersten Glieder der homologen Reihe der Alkanone sind: Propanon, Butanon, Pentanon, ... Dem Namen des entsprechenden Alkans wird die Endung .-on" angehängt. Die Stellung der Carbonylgruppe wird durch eine arabische Ziffer vor der Endung .-on" angegeben (z.B. Pentan-2-on). Physikalische Eigenschaften der Aldehyde / Ketone Aldehyd-Moleküle besitzen einen unpolaren Kohlenwasserstoff-Rest, Keton-Moleküle zwei KW-Reste. Die Alkyl-Reste bilden v.d.W.-Kräfte zu anderen undpolaren Molekülen. Die polare Carbonyl-Gruppe bildet Dipol- Dipol-Wechselwirkungen zu anderen polaren Molekülen (Wasserstoffbrücken-Bindungen nur zu Wassermolekülen). Siede- und Schmelztemperaturen der Alkanale und Alkanone liegen entsprechend höher als die vergleichbarer Alkane. Sie liegen niedriger als die entsprechender Alkohole. Chemische Eigenschaften der Aldehyde / Ketone Alle Aldehyde / Ketone sind brennbar, bei der vollständigen Verbrennung entstehen Kohlenstoffdioxid und Wasser. Aldehyd-Moleküle wirken reduzierend, sie lassen sich durch entsprechende Oxidationsmittel zu Carbonsäure- Molekülen oxidieren. Carbonsäuren: a C Alderyde Je größer der unpolare Kohlenwasserstoff-Rest ist, desto weniger polar ist das entsprechende Aldehyd- bzw. Keton- Molekül. Je unpolarer die Carbonyl-Moleküle, desto schlechter lassen sich die entsprechenden Stoffe mit Wasser mischen und umso besser mischbar sind diese mit Stoffen aus unpolaren Teilchen. .R Funktionelle Gruppe: Carboxylgruppe / Carbonsäuregruppe Carboxylkohlenstoff-Atom ist an ein Sauerstoff-Atom mit einer Doppelbindung und eine Hydroxyl-Gruppe gebunden. Homologe Reihe und Nomenklatur der Carbonsäuren: Erste Glieder der homologen Reihe der Alkansäuren (Rest R: Alkylrest): Methansäure, Ethansäure, Propansäure, .... Dem Namen des entsprechenden Alkans wird die Endung -säure" angehängt. H. Chemische Eigenschaften der Carbonsäuren Carbonsäuren verbrennen bei der vollständigen Verbrennung zu Kohlenstoffdioxid und Wasser. Physikalische Eigenschaften von Carbonsäuren Alkansäure-Moleküle besitzen einen unpolaren Kohlenwasserstoff-Rest, der v.d.W.-Kräfte zu anderen unpolaren Molekülen ausbilden kann und eine polare Carboxyl-Gruppe, die Dipol-Dipol-Wechselwirkungen und Wasserstoffbrücken-Bindungen zu anderen polaren Molekülen ausbilden kann. .co |f R-C-OH a R-C-R Ketare lol 11 R-C-OH Siede- und Schmelztemperaturen der Alkansäuren liegen entsprechend höher als die vergleichbarer Alkane. Je größer der unpolare Kohlenwasserstoffrest ist, desto weniger polar ist das entsprechende Alkansäuremolekül. Je unpolarer die Carboxyl-Moleküle, desto schlechter lassen sich die entsprechenden Stoffe mit Wasser mischen. + H₂O 4. Zwischen den Carboxyl-Gruppen von Carbonsäure-Moleküle bilden sich H-Brückenbindungen aus, sodass Doppelmoleküle" entstehen, die nach außen unpolar sind. →Alle Alkansäuren lösen sich gut in Lösungsmitteln aus unpolaren Teilchen. Carbonsäure-Moleküle sind Säure-Teilchen: Die Carboxylgruppe von Carbonsäure-Molekülen kann ein Proton abspalten. Mit Wasser-Molekülen bilden sich Oxonium- und Carboxylat-lonen (Carbonsäure-Anionen). co R-C- + Hjor Säurestärke: Je stärker polarisiert die O-H-Bindung der Carboxyl-Gruppe ist, desto leichter kann das Proton abgespalten werden und desto stärker ist die Säure. Protolysegleichgewicht: Bei wässrigen Lösungen schwacher Säuren liegen nicht deprotonierte Säure-Moleküle und Säure-Anionen in einem bestimmten Verhältnis nebeneinander vor. Ester: Alkoholmoleküle reagieren mit Carbonsäure-Molekülen in Gegenwart einer starken Säure als Katalysator zu Ester- Molekülen und Wasser-Molekülen Es stellt sich ein chemisches Gleichgewicht ein, d.h. Edukte und Produkte liegen nebeneinander vor. Die Esterbildung (Veresterung) ist eine Kondensationsreaktion, die Esterspaltung (Verseifung) eine Hydrolyse. H PJ "C (t. Ethersäure O: (H .H. Methand Stoffklasse Alkane Alkene Alkanole (Alkohole) Alkanale (Aldehyde) Aromatische Koh- lenwasserstoffe Ester Alkansäuren (Carbonsäuren) Ether Halogenalkane Alkanone (Ketone) Aminosäure Н -F C- 1 It Mechanismus der Esterbildung: Addition des Nucleophils (Alkoholmolekül) an das positivierte Carbonyl- Kohlenstoffatom, intramolekulare Protonenwanderung, Abspaltung des Wassermoleküls. Halbstrukturfor- mel mit funktio- neller Gruppe 1 C=C R₁-O-H 5.2 AB Stoffklassen.docx oder CH3-(CH₂)3-OH R-C -C Amino- Gruppe 0 R OR R-O-R" Stoffklassen, Formeln, Isomerie Name der funktionellen Endung des Ver- Beispiele Gruppe bindungsnamens O-H R-X X: Halogen i CH3-CH₂-CH2-CH₂-OH H H Verestema `Hydrolyse. (Einfachbindung) Doppelbindung Hydroxylgruppe Aldehydgruppe (= endstän- dige Carbonylgruppe) Carboxygruppe Estergruppe Ethergruppe H I N-C I R C Halogen Ketogruppe (mittelständige Car- bonylgruppe) Summenformel: Sie zeigt die quantitative Zusammen- setzung der Verbindung an, gibt jedoch nicht die Struktur der Moleküle wieder: C4H8 Buten Um auch in Summenformeln Hinweise auf die Struktur zu geben, können funktionelle Gruppen herausgestellt wer- den: C4H₂OH Butanol Strukturformel: Sie gibt alle Elektronenpaarbindungen zwischen den einzelnen Atomen an; ferner können bei der Strukturformel auch die freien Elektronenpaare gekenn- zeichnet werden. HHHH TITT 1 OH Butan-1-ol Vereinfachte Strukturformel (Halbstrukturformel): Sie stellt wichtige Elektronenpaarbindungen und funktionelle Gruppen dar. H-Ċ-Ċ-Ċ-Ċ-O-H TITT HHHH Butan-1-ol Skelettformel (Gerüstformel): Sie zeigt stark verein- facht die räumliche Anordnung der Kohlenstoffatome und funktionellen Gruppen; dabei werden Wasserstoffatome, C-H-Bindungen und freie Elektronenpaare nicht, für je- des Kohlenstoffatom wird eine Ecke gezeichnet. Butan-1-ol Carboxy- Gruppe H-C CH3 CH₂ I OH (Stamm)- an (Stamm)- en -ol -al (-aldehyd) ff -on Ethansacremethylester -säure (-carbonsäure) R-säure R"-ylester -säure If R'-yl R"-ylether Halogen- - amin 1 €-0-€ col с CH3 CI CI trans-Chlorethen UE: Organik Methan, Ethan Ethen, Propen Methanol, Phenol Ethanal Benzol Ethansäure Ethansäuremethylester Ethylmethylether Isomerie: Unter Isomerie versteht man ganz allgemein die Erscheinung, dass Moleküle bei gleicher Summenfor- mel unterschiedliche Strukturformeln besitzen. Isomere sind daher verschiedene Stoffe mit unterschiedlichen chemischen und physikalischen Eigenschaften. Konstitutionsisomere: Moleküle, die bei gleicher Sum- menformel unterschiedliche Atomverknüpfungen haben. Chlormethan CH3 I CH₂ CH₂ I CH3 Ethanol Dimethylether Butan 2-Methylpropan Propanon If Glycin, Leucin, Alanin cis-trans-Isomere zeigen eine unterschiedliche Lage von Atomen oder Atomgruppen an Doppelbindungen und Ringen. H H H C=C CI CH3 I CH-CH3 I CH₂ # cis-Chlorethen + H₂O Erdöl und Erdgas: Erdöl und Erdgas besteht aus ganz vielen verschiedenen Kohlenstoffen. Diese werden in verschiedenen Verfahren getrennt: -fraktionierte Destillation -Cracken -Reforming Aromatische Kohlenwasserstoffe: Benzol Weitere Stoffei nschaften: Mesomerie Effekt: positiven mesomeren Effekt: Substituenten deren freies Elektronenpaar an der Delokalisation des Elektronensystems des Rings beteiligt sind, erhöhen die Elektronendichte im Ring und beschleunigen dadurch den elektrophilen Angriff des Zweitsubstiuenten. 14. F Säure/protondondor. -C-074 -7 José (profoneczeptor C.-O. - H -tet THE Ht · Alkandlat -167 -=1 4H² Übersicht: -C-80 ff Alkylo from in-lom H H Vom Erdöl/Erdgas zum Kraftstoff Kraftstoffe - Brennstoffe Fraktionierte Destillation unter Normaldruck Verbrennung 170 bis 350 °C Diesel (C₂-C₂0) Röhrenofen с 30 bis 150 °C Benzin (C₁-C₁2) Un Rohol Die sechs C-Afome des Benzols sind sp2-hybridisiert und somit trigonsl-planar angeordnet. Die nicht hybridisierten p-Orbitale stehen senkrecht auf der Ebene der o-Bindungen. Sie überlappen Ober und unterhalb der Ebene zu einem ring förmigen TT-Elektronensystem. Somit sind die Elektronen über den ganzen Ring delokalisiert und das Benzol-Molekül ist mesomeriestabilisiert. aufsteigende Dämpfe 250 bis 350 °C Heizöl Schweröl (>C₂0) >350 °C Rückstand <30 °C Gase Methan, Ethan, Propan C Röhrenofen Verarbeitung Als Mesomerie oder auch Resonanz wird in der Chemie das Phänomen bezeichnet, dass die Bindungs-verhältnisse in einem Molekül oder mehratomigen lon nicht durch eine einzige Struktur formel, sondern nur durch mehrere Grenzformeln dargestellt werden kann. Keine dieser Grenzformeln beschreibt die Bindungsverhältnisse und damit die Verteilung der Elektronen in ausreichender Weise. Die tatsächliche Elektronenverteilung liegt zwischen den von den Grenzformeln angegebenen Elektronenverteilungen. Werden Aldehyde oder Ketone deprotoniert, so entstehen Enolat-lonen: Als Mesomerie oder auch Resonanz wird in der Chemie das Phänomen bezeichnet, dass die Bindungs- verhältnisse in einem Molekül oder mehratomigen lon nicht durch eine einzige Struktur formel, sondern nur durch mehrere Grenzformeln dargestellt werden kann. Keine dieser Grenzformeln beschreibt die Bindungsverhältnisse und damit die Verteilung der Elektronen in ausreichender Weise. Die tatsächliche Elektronenverteilung liegt zwischen den von den Grenzformeln angegebenen Elektronenverteilungen. Werden Aldehyde oder Ketone deprotoniert, so entstehen Enolat-lonen: н col 101 pol o H Das Enolat-lon kann durch zwei Grenzformeln wiedergegeben werden. Der dazwischen stehende Dop- pelpfeil (Mesomeriepfeil) darf nicht mit dem Gleichgewichtspfeil ver wechselt werden, da kein Gleich- gewicht zwischen den verschiedenen Molekülarten, sondern ein echter Zwischenzustand vorliegt. Die durch Deprotonierung entstehenden Enolat-lonen sind durch Resonanz oder Mesomerie stabilisiert, wes- halb Aldehyde und Ketone relativ acide sind. Auch die durch Deprotonierung von Carbonsäuren entste- henden Carboxylat-lonen sind mesomeriestabilisiert. Die Mesomerie bringt zum Ausdruck, dass die La- dung nicht genau lokalisiert werden kann; sie ist delokalisiert. Für alle me someren Grenzformeln muss die räumliche Anordnung der Atomkerne die gleiche sein. Grenzformeln unterscheiden sich nur in der Verteilung von Elektronen. H Ausgangsstoffe für Synthesen Crackprodukte: Methan, Ethan, Ethen, Cyclohexan Destillationskolonne Reaktor Röhrenofen Katalysator >500 °C Bitumen Fraktionierte (>C) Destillation unter vermindertem Druck Vakuumdestillation Crackanlage 400 bis 500 °C Maschinenöl (> C₂0) negativer mesomerer Effekt: Substituenten mit negativen Mesomerieeffekt erschweren den Angriff des Zweitsubstituenten durch Herabsetzung der Elektronendichte des Rings Regenerator Luft Viskosität In Motoren oder Getrieben verhindern Öl oder Fett, dass sich die bewegenden Teile direkt berühren. Die Reibung ungeschmierter Metallteile führt zu ihrer Erwärmung und raschen Abnutzung. Die Schmierfähig- keit eines Öls hängt von seiner Viskosität ab. Sie muss immer groß genug sein, dass ein ausreichender Schmierfilm an den Oberflächen bewegter Teile bestehen bleibt. Die Viskosität charakterisiert das Fließ- verhalten einer Flüssigkeit. Sie ist ein Maß für die Zähflüssigkeit und kann z.B. mithilfe eines Kugelfall- viskosimeters experimentell ermittelt werden. In einem senkrecht gestellten Viskosimeter hat die Metall- kugel mit dem Alkan mit der größten Viskosität die geringste Sinkgeschwindigkeit. Polarität der O-H-Bindung und Stabilität des resultierenden Anions: Alkanole sind Säuren; sie werden durch Basen deprotoniert und bilden Alkanolat-lonen. Alkanole reagie- ren auch basisch, indem das freie Elektronenpaar des Sauerstoffatoms ein Proton bindet. Dadurch ent- steht ein Alkyloxonium-lon. Die Säurestärke von Molekülen hängt im Wesentlichen von der Polarität der O-H-Bindung und der Sta- bilität des resultierenden Anions ab. Induktiver Effekt (1-Effekt) Die Wirkung des induktiven Effekts basiert auf der unterschiedlichen Elektronegativität der Atome in einer polaren Atombindung. Die dadurch entstehenden Partialladungen führen auch an benachbarten bzw. entfernter liegenden Atomen zu einer Veränderung der Elektronendichte. Atome oder funktionelle Grup- pen mit größerer Elektronegativität als die des Kohlenstoffs entziehen diesem Elektronen und verringern damit dessen Elektronendichte, man sagt sie lösen einen - I-Effekt (elektronenziehend) aus. Demgegen- über bewirken Atome oder Atomgruppen mit geringerer Elektronegativität eine Erhöhung der Elektronen-dichte am benachbarten C-Atom. In diesem Fall spricht man vom +1-Effekt (elektronenschiebend). Die Wirkung des 1-Effekts deutet man außer durch 8+ und 8- auch durch folgende Bindungspfeile an, z.B.: нас хон -F Ellekt HјС ← Ci + fillest Zu den Atomen oder Atomgruppen, die als Elektronendonatoren wirken und einen + 1-Effekt auslösen, zählen vor allem die Metallatome in metallorganischen Verbindungen und Alkylgruppen. Der induktive Effekt hat einen Einfluss auf die Polarität der O-H-Bindung. Befinden sich in der Nähe der C-O-H-Bindung Atome oder Atomgruppen mit einem - I-Effekt, so wird das Kohlenstoffatom der Bindung positiv polarisiert. Dies führt zu einer Ladungsverschiebung des bindenden Elektronenpaares der O-H- Gruppe zum Sauerstoff-Atom; die O-H-Bindung ist stärker polarisiert, die Säurestärke nimmt zu. Chemie Oberstufe / Hll Struktur-Eigenschaftsbeziehungen Schmelzpunkt, Siedepunkt, Viskosität und zwischenmolekulare Kräfte Die Viskosität ist ein Maß für die Zähflüssigkeit eines Stoffes und kann mithilfe eines Kugelfallvis- kosimeters bestimmt werden. Beim Fließen gleiten Moleküle der Flüssigkeit aneinander vorbei, was umso schwerer geht, je größer die zwischenmolekularen Kräfte sind. Wenn ein Feststoff schmilzt und schließlich verdampft, müssen die zwischenmolekularen Kräfte überwunden werden. Die kovalenten Bindungen innerhalb der Moleküle bleiben intakt (es sei denn, der Stoff zersetzt sich vor dem Schmelzen oder Sieden). Je stärker die zwischenmolekularen Kräfte sind, desto höher sind die Schmelzpunkte, Sie- depunkte und auch die Viskosität. Abhängigkeit der zwischenmolekularen Kräfte von der Art der innermolekularen Bindungen UE: Organik Die Art der Bindung innerhalb eines Stoffes hängt von der Elektronegativitätsdifferenz zwischen den beteiligten Bindungspartnern ab. EN-Differenz zwischen den Bindungspartnern: 0 - 0,4: unpolare Atombindung: bindendes Elektronenpaar wird von beiden Bindungspartnern gleich stark angezogen -> es wirken nur Van-der-Waals-Kräfte, die mit zunehmender Ketten- länge + Oberfläche zunehmen (Anzahl der Elektronen und der Berührungs- und Polarisie- rungsmöglichkeiten nimmt zu) 0,4- ca. 1,5: polare Atombindung: Elektronen des bindenden Elektronenpaares werden vom elektronegativeren Bindungspartner stärker angezogen. Es entstehen positive und negative Teilladungen. Dipol-Dipol-Kräfte lon-Dipol-Kräfte Wasserstoffbrücken > 1,5: lonenbindung: Elektronen werden vom elektropositiveren Partner vollständig auf den elektronegativeren Partner übertragen. Es entstehen positiv und negativ geladene lonen. Art der Kraft Van-der-Waals-Kräfte Dipol-induzierter Dipol-Kräfte wirkt zwischen... allen Molekülen Dipolen und polarisierbaren Molekül Dipolen Ion und einem Dipol Moleküle mit H-F-, H-O- und H-N-Bindungen 5.5 Zusammenfassung S-E-Beziehungen.docx Beispiel H2, CH4, Cl2, HCI Zwischen HCI und Cl₂ oder HCI und CH4 HCI, H₂O Metallion in Wasser gelöst H₂O, NH3, HF, Alkohole, Carbon- säuren - Alkane: relativ niedrige Schmelz- und Siedepunkte, die mit zunehmender Molekülgröße wegen der stärker werdenden van-der-Waals-Kräfte steigen; - Alkanole: C-O-H-Bindung ist polar, Sauerstoff-Atom trägt eine negative Teilladung, das benach- barte Kohlenstoff-Atom und das Wasserstoff-Atom der OH-Gruppe haben positive Teilladung -> Wasserstoffbrücken - Alkansäuren: relativ hohe Siedetemp. durch Polarität der Carboxygruppe -> Dipol-/Dipol-Kräfte + H-Brücken; durch Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen zwischen zwei Carbonsäuremole- külen bilden sich relativ stabile Doppelmoleküle (Dimere); wasserlöslich aufgrund der Ausbildung von H-Brücken zu Lösemittel Wasser; Wasserlöslichkeit nimmt mit zunehmender Kettenlänge des unpolaren Rests ab - Alkanale und Alkanone: C=O-Bindung stark polar -> Dipol-Dipol-Bindungen; Alkanale u. Alka- none sieden deshalb etwa 50 K höher als unpolare Alkane gleicher Molekülgröße; aber keine H- Brücken, deshalb Siedepunkt niedriger als bei entsprechenden Alkanolen; Löslichkeit: zwischen Carbonyl-Gruppe und Wasser-Molekülen können sich H-Brücken ausbilden -> kurzkettige Alde- hyde und Ketone deshalb gut wasserlöslich Ether: zwischen Ether-Molekülen können sich keine Wasserstoffbrücken ausbilden -> Siede- punkte sehr viel niedriger als bei Alkanolen vergleichbarer Molekülgröße; zwischen Ether-Molekü- len liegen fast nur v-d-W-Kräfte vor -> ähnliche Siedepunkte wie Alkane; Löslichkeit: kaum wasser- löslich; leichte Löslichkeit erklärbar, da zwischen den O-Atomen der Ether-Moleküle und den H- Atomen der Wassermoleküle H-Brücken ausgebildet werden können Ester: Siedepunkte liegen unter denen der Alkansäuren, denn zwischen Ester-Molekülen lassen sich keine Wasserstoffbrückenbindungen mehr ausbilden; Löslichkeit wird beeinflusst durch unpo- lare Alkylreste und polare Estergruppe Löslichkeit: abhängig von den zwischenmolekularen Kräften Merke: Ähnliches löst sich in Ähnlichem. - zwischen unpolaren Alkanen herrschen v-d.-Waals-Kräfte, zwischen polaren Wassermolekülen bestehen zusätzlich H-Brücken → gibt man z.B. Heptan zu Wasser, so können die starken H-Brü- cken zwischen Wassermolekülen nicht durch die viel schwächeren Anziehungskräfte zwischen Heptan- und Wassermolekülen ersetzt werden Gibt man Decan zu Heptan, so können die Anziehungskräfte, die die Heptan- und Decanmole- küle jeweils untereinander zusammenhalten, durch die Anziehungskräfte zwischen den Heptan- und Decanmolekülen ersetzt werden hydrophil (wasserliebend), lipophil (fettliebend): Alkane, Fette, Öle Säurestärke Die Säurestärke von Molekülen hängt im Wesentlichen von der Polarität der O-H-Bindung und der Stabilität des resultierenden Anions ab. Vorgehensweise zum Abschätzen von Schmelzpunkt, Siedepunkt, Viskosität, Lös- lichkeit: 1. Welche innermolekularen Bindungen liegen vor (polar, unpolar, ionisch -> sieht man anhand der EN-Differenz)? 2. Welche zwischenmolekularen Kräfte resultieren daraus? Vorgehensweise zum Abschätzen der Acidität von Verbindungen: Polarität der OH-Bindung 1. Welche funktionellen Gruppen sind im Molekül vorhanden? 2. Haben die funktionellen Gruppen einen induktiven Effekt? (+ 1- Effekt: Alkylgruppen, Metallio- nen; - l-Effekt: Sauerstoff, Halogene,...) 3. Eine Gruppe mit +-1-Effekt erhöht die Elektronendichte am Kohlenstoffatom, durch eine Gruppe mit - 1 - Effekt wird das Kohlenstoffatom positiv polarisiert. Dies führt zu einer Ladungsver- schiebung des bindenden Elektronenpaares zwischen z.B. dem Sauerstoff- und dem Wasser- stoffatom der Hydroxylgruppe (OH-Gruppe). Bei Carbonsäuren ist Carbonylgruppe (C=O) der Hydroxygruppe (O-H) benachbart: O-Atom der Carbonylgruppe ist elektronegativer als C-Atom, zieht daher bindende Elektronen stärker an; Elektronenzug überträgt sich auf O-H-Bindung, H-Atom wird leichter als H* abgespalten 4. Eine erhöhte Elektronendichte am C-Atom führt dazu, dass die Bindung zwischen dem Sauer- stoff- und dem Wasserstoffatom weniger stark polarisiert ist -> die Säurestärke nimmt ab. Durch ein positiv polarisiertes C-Atom ist die Bindung zwischen dem Sauerstoff- und dem Was- serstoffatom stärker polarisiert -> das bindende Elektronenpaar befindet sich zu einem noch größeren Anteil beim Sauerstoff-Atom, sodass die Bindung einfacher heterolytisch gespalten werden kann und sich das Proton leichter abspaltet. Stabilität des resultierenden Anions Ein Anion wird umso leichter gebildet, je stabiler es ist. Ein Teilchen ist umso stabiler, je mehr Grenzformeln wir angeben können (Mesomeriestabilisierung) 5.5 Zusammenfassung S-E-Beziehungen.docx 3. Säure-Base-Reaktionen Basiskonzept: Donator-Akzeptor-Konzept 10-⁹ m 10-10 m H₂O H₂O Abb. 6.2: Protonenübergang beim Zusammenstoß von Wassermolekülen. Die Wassermoleküle sind im Kalottenmodell dargestellt. Definition nach Brönsted: Teilchenebene Neutralisation: Nach Brönsted bezeichnet man ein Teilchen, das ein H+-Ion (Proton) abgibt, als Säure. Eine Brönsted-Base nimmt ein H+-Ion (Proton) auf. Säure: Protonendonator Base: Protonenakzeptor Donator-Akzeptor-Konzept Protonenübergang bei Wassermolekülen Nach dem Donator-Akzeptor-Konzept lassen sich Säure/Base-Reaktionen als Protonenübergänge beschreiben. Ein Teilchen, das sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann, heißt Ampholyt (amphoteres Teilchen H20, HCO-,HSO4-). Beispiele: 1₂0+ Ice Ñ Its of +ce- H₂o+ NH3 = OH + NH4+ Zwei Teilchen, die sich nur durch ein H+-Ion unterscheiden, werden korrespondierendes Säure/Base-Paar gennant. (HCL/CL-,H20/OH-,H30+/H20) Den Protonenübergang zwischen einer Brönsted-Säure HA und einer Brönsted-Base B bezeichnet man als Protolyse. Protolysen sind Gleichgewichtsreaktionen: HA+ B Hj Of .t. OH = OH = Protolyse ohne Wasser als Lösemittel: pH-Wert: Herleitung: Autoprotolyse des Wassers: Zusammenstoß . Ис f Nitz + HCl = HCl = NH₂t ce- 2 A + und I+B+ Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus des Zahlenwertes der Hydronium-Ionen-Konzentration (c(H30+)): pH=-Ig(c(H30+)) c(H30+)= 10PH mol*11 lonenprodukt des Wassers bei 25°C: +OH 21₂0 O 1₂0(e) + [ay] H₂olel = H₂ot [(aq) + OH- (aq) c(H₂O*) • CLOH) da 2² (H₂0) Protonübergang findet nur bei direktem Zusammentreffen, einem Zusammenstoß der beteiligten Teilchen statt, da freie Protonen in z.B Flüssigkeiten nicht vorhanden sind. Kw= c(H30+)*c(OH-)=10-¹4 *mol ²1-2 Das Produkt von c(H30+) und c(OH-) ist also immer konstant. Da in reinem Wasser H30+-lonen nur durch die Autoprotolyse des Wassers entstehen, beträgt c(H30+) in reinem Wasser pH=7. -Säure Base Paar 1 HiA + ċ (H₂O) = const, gilt: Säure B sauer 1A 7 HB Säure-BoLse-Paar 2 Bei einer Protolyse wird jeweils nur ein H+-Ion übertragen Lauge 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Wasser neutral alkalisch pOH-Wert: Analog zu pH-Wert wird der pOH-Wert definiert: pOH=-Igc(OH-) Es gilt: pH+pOH = pkw= 14 wobei pkw=-Ig(Kw) Die Stärke von Säuren und Basen: Üś= kc S сіля. und Herleitung des KB-Wertes: Der pH-Wert ist als Maß für die Säure- bzw. Basestärke nicht geeignet, da er konzentrations abhängig ist. Ein Maß für die Stärke einer Säure (Base) ist die Säurekonstante Ks (Basenkonstante KB). Starke Säuren und Basen sind in Wasser fast vollständig protolysiert. Schwache Säuren und Basen protolysieren in Wasser unvollständig; es stellt sich ein Protolysegleichgewicht ein. Herleitung des K.-Wertes: | Alaq) + (+₂0 (0) = Hjot (aq) + A Cagl HIA: Säävä c(16₂0+) c(4) C(HA) с plis lg use. від ·mol·l·1 Je größer also K. und je kleiner p K. ist, desto mehr ist die Lage des Protolysengleichgewichts nach rechts verschoben und desto stärker ist die Säure c(OH-)= 10-POH · C Beispiel: ·((1₂0) = Blag) + (+₂0 (0) E D: Base kB = kxc сіля plin= = ((Hzo) mol*1 - Voraussage von Protolysegleichgewichten HB+ (aq) + OH Caal C(HB* 1·C(OH) сс. в.) из від модел Je größer K und je kleiner pk, desto mehr ist die Lage des Protolysengleichgewichts nach rechts verschoben und desto stärker ist die Base. Für ein korrespondierendes Säure/Base-Paar gilt: pK (HA) + PKB(A-) = 14 pks (NH₂ t) + pky (NLD)= 14 9.37 4.63 14. pH-Werte gelten nur für verdünnte wässrige Lösungen, da bei höher konzentrierten Lösungen c(H20) nicht mehr konstant ist und daher das lonenprodukt des Wassers nicht mehr gilt. = CH₂COOH + WH₂=CH₂ COO + NHq t coot pUs= 4,65 pls = 9₁57 пройт НС оо - ОО pkg=1167 Нt2 pout сео ples = від 16 Die Lage des Gleichgewichts HA+B ⇒ A-+ HB+ lässt sich ermitteln, indem man pK: (HA) mit pK: (HB+) vergleicht: Ist HA die stärkere Säure und besitzt daher einen kleineren pk-Wert als HB+, so ist die Lage des Gleich- gewichts nach rechts verschoben. Ist pK.(HB+) < pK.(HA), so ist die Lage des Gleichgewichts nach links verschoben. Je größer die Differenz zwischen pK (HA) und pK.(HB+) ist, desto mehr ist die Gleichgewichtslage zugunsten einer Richtung verschoben.. Beispiele: Stärke der Säure bzw. Base sehr stark mittelstark schwach sehr schwach Tab. 6.2: Einteilung der Säuren und Basen nach der Stärke рос + Н С ООН ples = 3165 HPO₂² + H CRO до Сејє:7,25 pks bzw. PKB s0 0 bis 4 4 bis 10 z 10 pH-Berechnungen pH-Werte lassen sich nur für starke Säuren/Basen (pKs,pKb ≤ 0) und für schwache Säuren/Basen (4≤ pks, pKb ≤ 10) berechnen, da sonst keine Vereinfachungen bei der pH-Berechnung gelten. Starke Säure/Base in wässriger Lösung: A) starke Säure насад) + Н2 осе Vereinfachung: pH=-Ig(co(HA)) Wichtige starke Säuren HCLO4,HI,HCI,HNO3. 1. HA ist fast vollständig protolysiert: ·c(H30+) = co(HA), wobei co(HA) die Anfangskonzentration von HA ist. 2. Die H30+-Ionen aus der Autoprotolyse des Wassers werden vernachlässigt. Schwache Säure/Base in wässriger Lösung: B) starke Base Blag) + (₂0(e) → Vereinfachung: 1. B ist fast vollständig protolysiert: c(OH-) = co(B), wobei co(B) die Anfangskonzentration von B ist. 2. Die Off--lonen aus der Autoprotolyse des Wassers werden vernachlässigt. pOH = -lg(co(B)) oder aufgrund von pH+p0H-14: pH= 14 + Ig&eo&B)) Stärkste stabile Base: OH- z.B NAOH (aq), KOH (aq) - A) Schwache Säure Hit (aq) + H₂O(e) ? H₂O + (aq) + A- (aq) HA H₂O+ (aq) + A (aq) Vereinfachung: 1. HA ist kaum protolysiert: c(HA)= co(HA), wobei co(HA) die Anfangskonzentration von HA ist. 2. Die H30+-lonen aus der Autoprotolyse des Wassers werden vernachlässigt. Es gilt daher: c(H30+) = c(A-) K₁= und c²(H30+) Co(HA) pH = 0,5* (pK: – Ig (co(HA)) Wichtige schwache Säuren: CH3COOH (Essigsäure). H2S, NH4+, die meisten organischen Säuren. HD+ (aq) + Olt (ag) (૨૧) B) schwache Base D(aq) + H₂0le) ~ HB+ (aq) + OH (aq) Vereinfachung: c²(OH-) Co(B) pH = 0,5 (pkb – Ig (co(B)) K₁ = 1. B ist kaum protolysiert: c(B)= co(B), wobei co(B) die Anfangskonzentration von B ist. 2. Die OH--Ionen aus der Autoprotolyse des Wassers werden vernachlässigt. Es gilt daher: c(OH-) = c(HB+) und oder pH = 14-0,5 * (pKb - Ig (co(B)) Wichtige schwache Basen: NH3, CH3C00- (Acetat), HS-. Experimentelle Bestimmung des pH-Wertes: Indikatoren Bei Indikatoren handelt es sich um farbige organische (schwache) Säuren oder Basen, deren korrespondierende Basen bzw. Säuren eine andere Farbe besitzen. In wässriger Lösung stellt sich ein Protolysengleichgewicht ein: Hin(ag)+ H₂0(e) = H₂0 (aq) HIn: Farbe 1; In-: Farbe 2 Die Mischfarbe zwischen Farbe 1 und 2 entsteht, wenn c(HIn) = c(In-). Am Umschlagpunkt gilt also: pH= pks Das Auge erkennt einen Farbwechsel aber erst, wenn eine der beiden Farben mit ca. zehnfachen Überschuss vorliegt. Für den Umschlagsbereich des Indikators gilt daher: pH=pK. +-1 Puffer Für eine schwache Säure gilt folgendes Protolysengleichgewicht: HIA Cagl Ks = f H₂O(l) = H₂O + (aq) + 6 Cagl C(4₂07) -C(LAY C(HA) Da für eine schwache Säure und eine schwache Base gilt: + (n (99) → Puffergeichung: pH= pks +Ig co(A-) co(HA) (Henderson-Hasselbalch) ·C(HA) ks. C(H₂₂ 0+1 = K₂ C(6) Unter einer Pufferlösung versteht man eine wässrige Lösung, deren pH-Wert sich bei Zusatz nicht allzu großen Mengen an Säuren oder Basen oder bei Verdünnung nur unwesentlich ändert. Puffer enthalten Teilchen, die H30+- und OH-Ionen binden können. Die Puffersysteme bestehen aus einer schwachen Säure und ihrer korrespondierenden schwachen Base. Beispiele für Pufferlösungen: Essigsäure/Acetat-Puffer Ammoniumchlorid/Ammoniak-Puffer Enthält eine Pufferlösung gleiche Stoffmengen an Säure und korrespondierender Base, so gilt: co(A-)= co(HA) Daraus folgt: pH=pKs Für eine Pufferlösung, die gleiche Stoffmengen an Essigsäure und Acetat enthält gilt also: pH= pks(CH3COOH) =4,65 Indikator Methylorange Methylrot Lackmus Bromthymolblau Phenolphthalein Tab. 6.3: Übersicht über wichtige Indikatoren Der Umschlagpunkt liegt nicht unbedingt beim Neutralpunkt. Beispiel: Pufferwirkung am Beispiel des Essigsäure/Acetat-Puffers Abfangen von H30+-lonen durch den Puffer bei Zugabe von Säure: CH₂COO + H₂O = City COOH +14₂0 Of Abfangen von OH-Ionen durch den Puffer bei Zugabe von Base: clt₂ COOH + OH = CH₂ COO+H₂O pks 4,0 5,8 6,8 7,1 8.4 Farbe von Hin rot Die Menge an Säure oder Base, die ohne wesentliche Änderung des pH-Wertes zugesetzt werden kann, hängt von der Menge der gelösten Puffersubstanzen ab. (Pufferkapazität) rot rot gelb farblos Farbe von In orange gelb blau blau magenta Säure/Base-Titration Die Titration stellt ein maßanalytisches Verfahren zur quantitativen Bestimmung der in einer Probelösung enthalten Stoffmenge eine bekannten Stoffes dar. Die Säure/Base-Titration beruht auf einer Neutralisationsreaktion. Ist die Probelösung vollständig umgesetzt, so ist der Äquivalenzpunkt erreicht. Verfahren: 1. In der Bürette befindet sich die Maßlösung 2. Ein bestimmtes Volumen der Probelösung wird mit einer Vollpipette in den Titrierkolben gegeben 3. Der Probelösung werden einige Tropfen Indikator zugesetzt 4. Die Maßlösung wird der Probelösung bis zum Farbumschlag des Indikators zugetropft (Aquivalenzpunkt) 5. Das Volumen der zugetropffen Maßlösung wird an der Bürette abgelesen Titrationskur ven: Titrationskurven erhält man, indem man die mit einem pH-Meter gemessenen pH-Werte in Abhängigkeit von der zugegebenen Maßlösung grafisch aufträgt. Die Titrationskurven weisen je nach der titrierten Probelösung einen charakteristischen Kurvenverlauf auf. Die Titrationskur ve einer starken Säure/Base besitzt nur ein Wendepunkt. Die Titrationskur ve einer schwachen Säure/Base besitzt zwei Wendepunkte. 14 12 10- 8 6 4 2 4pH 0 schwac a) HCI b) CH₂COOH Da Us a) र 20 Abb. 6.3: Titrationskurven Säure b) Осі lin 40 starke Säure = 60 Neutralpunkt 80 V (NaOH) ml folgt K= c(OH-) oder PKB=POH, da pH+pOH-14 → pH= 14-pK² 14- c(H₂O) C(CH₂COO) ·C(CH₂COOH) 12 - 10- 8 6 4 2 folgt Ks = c(H30+) oder pk:=pH. Im Falle der Titration von Ammoniak (schwache Base) gilt am HÄp: c(NH3)=c(NH4+) 0 pH a) starke Base 20 c (OH) c(CH) (007) C(CH₂COOH) b) Maßlösung: starke Base (NAOH) Probelösung A) Salzsäure (starke Säure) B) Essigsäure (schwache Base) Im Falle von Salzsäure als Probelösung liegt am Äquivalenzpunkt NaCl vor. Da NaCl-Lösung neutral reagiert, stimmt der Äquivalenzpunkt mit dem Neutralpunkt überein. Im Falle von Essigsäure als Probelösung liegt am Äquivalenzpunkt CH3COONa vor. Da Na-Acetat alkalisch reagiert, ist der Äquivalenzpunkt ins Basische verschoben. Im Bereich des Äquivalenzpunktes ändert sich der pH-Wert sehr stark (pH-Sprung). Der Äquivalenzpunkt liegt dabei in der Mitte des pH-Sprungs. Ein Indikator ist dann für die Endpunktanzeige der Titration geeignet, wenn sein Umschlagsintervall innerhalb des pH-Sprunges liegt. Der pH-Sprung ist umso größer, je stärker die Probelösung und je kleiner damit ihr pk-Wert ist. Handelt es sich bei der Probelösung um eine starke Säure/Base, so liegt der ÄP bei pH-7. Handelt es sich um eine schwache Säure, so liegt der ÄP im basischen, bei einer schwachen Base liegt er im sauren Bereich. 40 Die Titrationskurven schwacher Säuren/Basen weisen neben dem Äquivalenzpunkt einen zweiten Wendepunkt (Halb-Äuivalenzpunkt) auf. Er wird erreicht, wenn gerade die Hälfte der bis zum Erreichen des Äquivalenzpunktes benötigten Maßlösung zugegeben wurde. Im Falle der Titration von Essigsäure (schwache Säure) gilt am HÅp: c(CH3COOH)=c(CH3COO-) a) NaOH b) NH, schwache Base Durch Halbtitration einer schwachen Säure/Base lässt sich also der pK-Wert bestimmen. 60 Neutralpunkt 80 V(HCI) ml Beispiel Neutralpunkt und Äquivalenzpunkt stimmen nur dann überein, wenn es sich bei der Probelösung um eine starke Säure oder Base handelt. Ist die Probelösung eine schwache Säure (z.B CH3COOH) → Äquivalenzpunkt ist ins basische verschoben Ist die Probelösung eine schwache Base (zB. NH3) → Äquivalenzpunkt ist ins saure verschoben Kurvenverlauf Äquivalenzpunkt pH=7 Halb-Äquivalenz- punkt Probelösung starke Säure bzw. Base HCl, NaOH, KOH ein Wendepunkt (Äquivalenzpunkt) geeigneter Indikator Lackmus, Phenolphthalein, Methylorange, Bromthymolblau, Methylrot Tab. 6.4: Vergleich der Titrationskurven schwache Säure CH3COOH zwei Wendepunkte (Äquivalenzpunkt, Halb-Äquivalenzpunkt) ins Basische verschoben pH = pks Phenolphthalein schwache Base NH3 zwei Wendepunkte (Äquivalenzpunkt, Halb-Äquivalenzpunkt) ins Saure verschoben pOH =pKB; pH = 14 - PKB Methylorange, Methylrot Überblick: pks PK: < 0 starke Säure charakterisiert Stärke von 4<pk: < 10 Säure HA schwache Säure 4 Teilchen, das ein Proton abgibt, ist Baumerkmal ist abspaltbares H+ enthält Donator-Akzeptor-Prinzip laufen ab nach dem Protolysen sind charakterisiert durch Protonenübergänge bilden zusammen korrespondierendes Säure/Base-Paar mit schwacher Säure und korresponierender schwachen Base sind Puffer möglich für pH-Berechnung Redoxreaktionen Teilchen, das ein Proton aufnimmt, ist enthält korrespond. Base A- Baumerkmal ist V negative Ladung oder freies Elektronenpaar charakterisiert Stärke von PKB 4 <pks < 10 schwache Base pk.<0 starke Base 8. Reaktionsmechanismen: Br Reaktionscleichung: Galt 16 (1) + O²₂ (l) → Cz Hng Dr(e) + (br (8) 2 Mechanismus? Radikalische Substitution SR Br - Br } sicht 2 Br. Eu bron videtil wird durch Zufuhr von lichteney.le Ein handytisch in zwei Brovivadikale gespalten. 4 H-C: 1. Stact reaktion 2. Ketten reaktion; 4 S-H. It Zwei Raittielo Ein from radikal greift das Methaumdekul an spallet eine C-H- Bindung des Methan molekule handy fisch und eine H- Or Binday gebildet. Ein Methyl-Radikal entsteht, Dr. Brin Bri Brit 4 H 4 Br. t..Br. reagieren B-C-4 H It Das Meth Pradicol ein Brommdekial nomoly fisch. Ein Dram- Radshiel und Maio - from methan entsteht Die Reaktionsschritte wiederholen sich da abwechselnd ein Brom- Rodified and ein Allig l'raditial gebildet werden. spallet 3. Abbruchreaktion. Ņ ...c- 1 It H-c-Br It .H Methyl-Radahal ・It + Bri Вс-. Вс. miteinander. H-c-Br. F-C H = Br F-C-F Brom wassestalt. H Elektrophila Addition. As @ 2 Düfüí +2+ ان استان | Br Br 121 اٹھ امن Br اچھے بات Br Bramonium: Lon Brl Brl с 1 โท Bril + -6---5-1 Ein Arqmmdefal reagicut mit der Doppellanding. Allers. Ein bindende Elektrovapaan der Doppelbindung nähert sich dem Brom Moche von einer. Seite, wober das bindende Elektronenpaar des Brom. Molchuls verschoben wird you from. Modelich De Elektroney poor binday I'm boom Molekil werd heterol, tom gespalla and gleazectg. pocit das positiband way Boarlon loss, din freiglia riger og gebildet so Ein freies Flektronen paar das Brand-lons greift den dregliedyk r an. Es hommt, 2.4. Ring öffnung Der Angriff lam an jedem becden koulenstoff atomen de linger erfolgen, da desser aufgrund Symmetrischer Straktur gleich vector sendo Das Bramidy (on greift nun das в гомойчам -lai Seite ner von der anderen an (Rückseifen angrift) negatives placenes Bramid to entsteht und och positiv jeladenes. Froucen los Dibromalkan ist entstanden. Addition H Realtion's mechanismais `C = c. voi •Selandares Carbo kalian - bbc primores. Carbokation .( Stabilität der Carbenium-Ionen: ( Ccts tertiär Chlorwasserstalf an Bilen वी Die Regel von Markovnikov: Der elektrophile Teil des addierendes Substrat greift das geringere Substituierte Kohlenstoffatom an. (Bzw. Aber hat dm wird gegeben -> C-Atom mit dem meisten H-Atomen bekommt noch ein H-Atom dazu) -> bei der elektrophilen Addition entsteht immer zum größten Anteil das Markovnikov-Produkt. (Staviler wenn durch St H (t ·c.l.) CH3 "C='c ctis Sekundar Begründung: Das sekundäre Carbenium-lon ist stabiler und wird deutlich schneller gebildet. Es entsteht also das Produkt zu einen größeren Anteil, bei dem die Reaktion über das stabilere Carbenium-Ion verläuft. Ladungs dichle verdingeut wird се НјС ( H ' — H. ندان نة ist I primär 1- Ellelite der Subststuenten die cel Funktionelle Gruppe Nachweis Typische Eigenschaften der Stoffklasse (Polarität, Schmelz- und Siedepunkte, Reaktivität) Mechanismus Reaktionszentrum Angreifendes Teilchen Spaltung Halogenmolekül Produkte (Nachweis) Ablauf Reaktion (Reaktionsmecha- nismus) Reaktionsgeschw. Aktivierung (Start) Optimale Reakti- onsbedingungen Selektivität, Reaktivität Alkane (CnH2n+2) Ohne funktionelle Gruppe kein Nachweis Niedrige Schmelz- und Siedepunkte (bei RT gasf.: C1-C4, flüssig: C5-C16) → nur van-der-Waals-Kräfte wirken zwischen den Molekülen, unpolar (A EN C-H klein), reaktionsträge, da die C-C- und die C-H-Bindungen relativ stabil sind Wasserstoffhalogenid (Nachweise: Proton = Säure; Halogenid = Silbernitrat-Lsg.) + Monohalogenalkan (Nachweis: Beilsteinprobe) 1. Kettenstart (homolytische Spaltung Halogenmolekül) 2. Kettenfortpflanzung (a) Halogenradikal + Alkan → Alkylradikal + H- Hal, b) Alkylradikal + Halogen → Halogenradikal + Halogenalkan) 3. Kettenabbruch (Reaktion von 2 Radikalen) Substitution C-H-Bindung Radikal homolytisch Langsam Licht, hohe Temperatur zur Spaltung der Halogenmoleküle nötig 1. Kettenfortpflanzungsschritt ist geschwindigkeits- und produktbestimmend Reaktivität der Halogene: F> CI > Br > | Selektivität der Halogene: I> Br > CIF Fluorierung: bei RT explosionsartig (stark exotherm), keine Selektivität Chlorierung: selektiver, jedoch auch hier Produktgemisch aus einfach- und mehrfachsubstituierten Halogenalkanen Reaktivität der C-Atome: tert. sek. prim. > Methyl Bromierung: hochselektiv bezüglich unterschiedlicher C-H-Bindungen lodierung: läuft nicht ab, Umsetzung von lod-Radikalen mit C-H-Bindung zu endotherm → lod wirkt als Inhibitor (Radikalfanger) (Grund Dissoziationsenergie der C-H-Bindung bei tert. C-Atomen am kleinsten → Stabiltität des tert. Alkylradikals am größten) es entsteht immer das Produkt zu einem größeren Anteil, bei dem die Reaktion über das stabilere Alkyl-Radikal verläuft. Alkene (CnH2n) C-C-Doppelbindung (C = C) Entfärbung von Bromwasser Ähnliche Siedepunkte wie die Alkane → nur van-der-Waals-Kräfte wirken zwischen den Molekülen unpolar (nur sehr kleine Dipolmomente wegen der DB) sehr reaktiv, da die Addition an die DB exotherm ist Addition C-C-Doppelbindung Elektrophil heterolytisch Je nach Edukt verschieden ! Beilsteinprobe wiektifer Nachwer's für Halojene Kuferblech in cong fucken und dann →ine Flame = Holgen in 1. Polarisierung + Heterolyse und elektrophiler Angriff der DB (Entstehung Carbeniumion) 2. nucleophiler Rückseitenangriff de Flavie schnell 1 (nur bei Hydrierung Katalysator nötig (Pd, Pt, Ni)) 1. Schritt ist produkt- und geschwindigkeitsbestimmend werden. Einfluss Substituenten: → es entsteht immer das Produkt zu einem größeren Anteil, bei dem die Reaktion über das stabilere Carbenium-lon verläuft. Einfluss LM Je polarer das LM, desto besser die Unterstützung bei der heterolytischen Bindungstrennung, da durch das LM Partialladungen oder lonen stabilsiert -I-Substituenten verringern die Elektronendichte der C-C-Doppelbindung und damit deren Reaktivität +1-Substituenten erhöhen die Elektronendichte der C-C-Doppelbindung und damit deren Reaktivität 6. Energetik: 1 Hauptsatz der Thermodynamik: Innere Energie U eines Systems ist die Summe aus der Kernenergie Uk, der chemischen Energie Uch, und der thermischen Energie Uth. U= Uk+ Uch+ Uth Absolutbetrag der inneren Energie lässt sich nicht angeben. Nur die Änderung zwischen zwei Systemen (AU) kann man bestimmen. Innere Energie ändert sich nur wenn das System: Wärme aus der Umgebung aufnimmt oder Wärme an die Umgebung abgibt und/oder Arbeit an der Umgebung verrichtet oder die Umgebung Arbeit am System verrichtet. Energie kann weder verbraucht noch neu geschaffen werden, sondern lediglich umgewandelt werden. „Energieverschwendung" meint Umwandlung von Energie in nutzbare Energie formen. M1: Tafelbild Fall A: System nimmt Wärme auf, Umgebung verrichtet Arbeit am System U U₂ U₁ Lösungsentalphie: System (Zustand 2) AU = U₂ - U₂ ALTERNATIVE: System (Zustand 1) U₁ System (Zustand 1) LiceGs) .39 +q Formel für die Wärme: Qr= cp * mw* AT AU + W +q U₁<U₂ AU (+) q AU = AU = U₂ - U₂ (+) q durch das System aufgenommene Wärme AU= (+) q Energieübertragungsformen (+) 9 durch das System aufgenommene Wärme n molare Standard- schmelzenthalpie AsHm -molare Schmelz- enthalpie AsHm enthalpie Schmelzenthalpie ASH- PexAV Volumenarbeit, die von der Umgebung am System ver- richtet wird U₂ System (Zustand 2) an dem System verrichtete Arbeit -88.8 Bildungsenthalpie A, H ArHm=AH molare Bildungs- enthalpie Af Ha Pex AV Volumenarbeit, die von der Umgebung am System ver- richtet wird Reaktionsentalphie Ar H: ArH= Ar U+ p * AV = -Qr Ar Hm^0= v* Hm^0 (Produkte)- Σ v* Hm^0 (Edukte) an dem System verrichtete Arbeit Standardbedingungen: 1023 hPa, 25°C (298 K). molare Standardbildungs- enthalpie A, H U ΔΗ = U₁ Verdampfungsenthalpie U₂ Berechnung Qp Fall B: System gibt Wärme ab, verrichtet Arbeit an der Umgebung System (Zustand 1) AU = U₂-U₁ System (Zustand 2) U₂ System (Zustand 2) - q AU= -q Beim Lösen von lonenverbindungen in Wasser entstehen hydratisierte lonen. Die Lösungswärme ist die Summe aus Gitterenergie und Hydratationsenergie. Energie Lit ice- + 8.49. durch das System abgegebene Wärme U₁> U₂ AU = U₂-U₁ durch das System (an der Umgebung) verrichtete Arbeit U₁ System (Zustand 1) Neutralisations- enthalpie. - W AU= -9 durch das System durch das System abgegebene (an der Umgebung) Wärme verrichtete Arbeit Verbrennungs- enthalpie Δ. Η Beispiele Reaktionsenthalpie ARH /AR Hm = ARH 72 molare Reaktionsenthalpie ARHm Standardbedingungen: 1023 hPa, 25°C (298 K) q molare Standardreaktions- enthalpie ARHm AT > 0-> exotherm -> System gibt Wärme ab A Qr< 0 AV> 0-> Volumenzunahme -> Abgabe von Arbeit an die Umgebung AW < 0 exotherm-AQ endotherm + AQ Volumenzunahme - A W Volumenabnahme + AW Die Reaktionsenthalpie ist unabhängig vom Reaktionsweg, sie hängt nur vom Ausgangszustand und Endzustand des Systems ab. - Satz von Hess 2 Hauptsatz der Thermodynamik: Die Entropie eines abgeschlossenen Systems nimmt zu oder bleibt gleich AS ≥ 0 J*K-1 Berechnung der Entropieänderung bei einer chemischen Reaktion: Ar Sm^0= v* Sm^0 (Produkte)- Σ v* Sm^0 (Edukte) Bei jedem spontan ablaufenden Vorgang gilt: Die Summe der Entropieänderungen eines Systems und dessen Umgebung ist größer als Null. Nimmt im System die Ordnung zu, überwiegt die Abnahme der Ordnung in der Umgebung und umgekehrt. Die Gesamtentropie eines Vorgangs in einem abgeschlossenen System kann niemals abnehmen. Gibbs-Helmholtz-Gleichung: Gibbs-Helmholtz-Gleichung: AG= AH-T* AS Annahme: Bei allen chemischen Reaktionen nimmt die Gesamtentropie von System und Umgebung oder bleibt gleich. (T-konstant) III Interpretation der Gibbs-Helmholtz-Gleichung: AG-AH-T* 4,5° 4,G<0; Reaktion läuft freiwillig ab (im GGW überwiegen Produkte), wenn: 4.S0 (Entropie nimmt zu) 4,H<0; exotherm und und 4,5 <0 (Entropie nimmt ab), wenn 14,H. I>ITA,Sºl (GGW verschiebt sich mit steigender Temperatur auf Eduktseite) 4,H>0; endotherm und V Definition: 4,50 (Entropie nimmt zu), wenn A,HI<ITAS_I (GGW schiebt sich Temperatura Produktseite) A,G 0; Reaktion ist exergonisch A,G30; Reaktion ist endergonisch -> Reaktion kann exergonisch sein und trotzdem nicht ablaufen, da Reaktionsgeschwindigkeit zu klein ist => metastabiles System (z.B. wenn Aktivierungsenergie zu hoch ist) (= Kinetik) IV Berechnung der freien Standard reaktionsenthalpie: A.G=A,H-T* 4,5⁰m Bei T = 298 K ( 25°C) gilt: A,G=En* AG (Produkte) - En* A,Gº (Edukte) WILHELM GYMNASIUM Thema: Die Beeinflussung des freiwilliger Ablaufs chemischer Reaktionen Enthalple A, H A,H₁ <0 exotherme Reaktion A,H<0 exotherme Reaktion A,H>0 endotherme Reaktion A,H>0 endotherme Reaktion Entrople A,Sm A,S, >0 4,5 <0 A,S> 0 4,5 <0 Freie Enthalple AGAH-T-A,Sm A,G <0 exergonische Reaktion (bei allen Temperaturen) bei niedrigen Temperaturen: ArGm₁ <0 exergonische Reaktion bei hohen Temperaturen: A,Gmz>0 endergonische Reaktion bei niedrigen Temperaturen: A,Gm>0 endergonische Reaktion bei hohen Temperaturen: A,G₂ <0 exergonische Reaktion A,G>0 endergonische Reaktion (bei allen Temperaturen) AG 0- Diagramm AG T₂>T₁ | JA,¤mt AN-T-AS AG -T·A,Sm A.H AH AGA AG2 T₂ > T₁ A,G 4,02 -TAS -T.A.S. A,G Übersicht: Teilchenanzahl Temperatur Volumen Druck 4 Thermische Energie Lichtenergie Elektrische Energie Mechanische Energie kann hinsichtlich des Ordnungszustands beschreiben werden Entropie S Ist gekennzeichnet durch exergonisch 4 -Änderungen bei chemischen Reaktionen können berechnet werden mithilfe von Ist Teil von endergonisch Standard Reaktionsentropie Ars G=H-T*S wird bei spontan ablaufender Reaktion bezeichnet als Ist definiert als wird bei nicht spontan ablaufender Reaktion bezeichnet als System A 7- ist Bereich von chemische Reaktion hat als Merkmal wechselseitige Umwandlung von chemischer Energie in freie Enthalpie bzw. Gibbs Energie G hat als Faktor für die Triebkraft für den Standardzustand bezeichnet man als umfasst ist Variante von aller an der Reaktion beteiligten Stoffe ist notwendig zur Berechnung Von Stoffumwandlung ist Teil von -Änderungen bei konstanter Temperatur und konstantem Druck ergibt freie Standard Reaktionsenthalpie ArG Ist gekennzeichnet durch. (Um)Welt AG-AH-T* AS molare frei Standard-Bildungsenthalpie Af Gm ist Bereich außerhalb von offenes System geschlossenes System Isoliertes System Reaktionsenthalpie A H ist verbunden mit für den Standardzustand bezeichnet man als umfasst hat Stoff- und Energieaustausch mit hat nur Energie- austausch mit hat weder Stoff noch Energie- austausch mit kann bei chemischer Reaktion untersucht werden hinsichtlich bei konstantem 'Druck heißt Reaktionswärme Standard-Reaktionsenthalpie Ar H aller an der Reaktion beteiligten Stoffe ist notwendig zur Berechnung von molare Standard- Bildungsenthalpie Af Hm Element wird null gesetzt bei stabilster Modifikation von wird bei wärme- abgebender Reaktion bezeichnet als A wird bei wärme- aufnehmender Reaktion bezeichnet als Bei konstantem Volumen heißt Umgebung Satz von Hess Reaktionsenergie AV. exotherm endotherm ist unabhängig vom Reaktionsweg, sie hängt nur vom Ausgangs- und Endzustand des System ab kann angewendet werden auf Born-Haber-Kreisprozess. beinhaltet auch Bindungsenthalpie 9. Kunstoffe Die radikalische Polymerisation: Bildung von Startradikalen: Homolytische Spaltung der kovalenten Bindung zwischen den Sauerstoff-Atomen im Dibenzoyl- peroxid-Molekül unter Bildung eines Phenyl-Radikals und eines Kohlenstoffdioxid-Moleküls. c~ R+ 2. Kettenwachstum (n mal): X. + R-C-C 1. Kettenstart: Bildung von Monomer-Radikalen Annähernd jedes Radikal regiert mit einem Monomer, wobei das jeweilige Radikal mit einem der beiden Kohlenstoffatome der C-C Doppelbindung eine kovalente Bindung ausbildet. Es resultiert ein Alkyl-Radikal. R 0-0-C FR Startradikal mit Alkyl-Radikal нх C- H Hi x .C-.C. H и 2 wachsenden Alkyl-Radikale + It и С. T 3. Abbruchreaktionen: Reaktion von zwei Radikalen unter Bildung einer kovalenten Bindung a) Rekombination von Radikalen: 2 Startradikale: R. it (+ H H 2 + R (+ ff R R 0 Hix 1 R-C-C. -+ с x = j = ± H DR+C-C- x C-C x .u b) Disproportionierung: Bildung eines Alkan- und eines Alken-Moleküls durch Übertragung eines Wasserstoffatoms ·2. R X c-c It 1. + CO₂ сог (f. .H. Rt.C- HI It и c.. C= Q H 1 1 u H It R Allen Futfärbung von Brom Synthere were in der organischen Chemie prim. selli terti A E некал sp 15 Alliand Oxt ↑Ra. Ester: Allan saure SR Albanon/Ullanal он расе Alliansäum pH-Weit → Allanol Albanal → Allianol > Alliacion Alland 3 Halogenalhan 7. Bechstein probe Fehling-Probe t (Veresterug + kondensation) S = Substitution A= Addition E = Eliminierun Ox= Oxiclation Rd. = Alliansäur Deductibi r = radikal elektrophil Alland > Ester + Wasser Leben win näher betrachtet Nachwer's 2. Chemisches Gleichgewicht Definition: In einem geschlossenem System stellt sich für eine umkehrbare Reaktion bei konstanter Temperatur und bei konstantem Druck ein gleichbleibendes Stoffmengenverhältnis zwischen Edukten und den Produkten ein. Reaktions ↑ geständigkeit Hinreaktion: A+BAB Rückreaktion: AB= A + B Das Massenwirkungsgesetz: dynamischer Gleichgewichtszustand: Vhin=Vrück Im dynamischen Gleichgewicht gilt: Vhin = Vrock > Khin * c(A) * c(B) = kruck* c(C) * c(D) > Kc = Ist A+B=C+Deine Reaktion im chemischen Gleichgewicht, so gilt für die Geschwindigkeit der Hinreaktion: Vhin-khin * c(A) * c(B) Für die Geschwindigkeit der Rückreaktion gilt: Vrück-krück* c(C) * c(D), wobei Vhin, Vrück die Reaktionsgeschwindigkeiten und khin, krück die Reaktionsgeschwindigkeitskonstanten H₂. (g) + 12 (9) Beispiel: N ₂ O (g) Zeit Das chemische Gleichgewicht ist ein dynamisches Gleichgewicht: Pro Zeiteinheit entstehen durch die Hinreaktion genauso viele Teilchen des Endstoffes, wie Teilchen durch die Rückreaktion wieder zum Ausgangsstoff reagieren. Die Geschwindigkeiten von Hin- und Rückreaktion sind gleich groß: Vhin=Vrück MWG: Bei einen homogenen System im chemischen Gleichgewicht ist das Produkt der Konzentrationen der rechts stehenden Teilchen dividiert durch das Produkt der Konzentration der links stehenden Teilchen bei einer bestimmten Temperatur konstant. Beispiel: > geschlossenes System > umkehrbare Reaktion > chemisches Gleichgewicht cc (C) x cd (D) ca (A) x cb (B) (1/2 (9) 2 2H/ (3); Uc= Bedingungen für das Massenwirkungsgesetz: Die Gleichgewichtskonstante Keist temperaturabhängig. Tabellierte Werte gelten für 298 K (25°C). Die Einheit von Ke muss für jede Reaktion berechnet werden. Für Reaktionen im Gaszustand wird oft statt Ke- Wertes der Kp-Wert angegeben. Zur Berechnung K. werden statt Konzentrationen die Partialdrücke der Gase in das Massenwirkungsgesetz eingesetzt. (p² (NO₂) lip= ремонт = 2 NO₂ (g); bedeuten. > homogenes System: Die beteiligten Stoffe müssen in Lösung oder als Gas vorkommen. Bei heterogenen Systemen werden feste Stoffe nicht berücksichtigt. c.² (HD) C (H₂) ・C (1₂) Verschieben der Gleichgewichtslage: Die Lage des Gleichgewichts ist abhängig von Temperatur, Druck und den Konzentrationen der Reaktionspartner. A+ B = At B Temperaturabhängigkeit: Eine Temperaturerhöhung begünstigt die endotherme, eine Temperatursenkung die exotherme Reaktionsrichtung. Beispiel: N ₂ QG (g) = 2 NO₂ (g) i .2 Farblos Braun Druckabhängigkeit: Gleichgewichtslage ist nach rechts (zugunsten der Endstoffe) verschoben. Gleichgewichtslage ist nach links (zugunsten der Ausgangsstoffe) verschoben. 1 Raumteil N204 Konzentrationsabhängigkeit: Erhöht man die Temperatur, so wird die endotherme Bildung des braunen NO2 begünstigt: Beim Erwärmen vertieft sich daher die Färbung des Gasgemisches N204/NO2. Erniedrigt man die Temperatur, so verschiebt sich die Lage des Gleichgewichts zugunsten des farblosen N204. Beim Abkühlen kommt es daher zur Aufhellung des Gasgemisches. Eine Druckerhöhung begünstigt die Reaktionsrichtung, bei der Stoffe mit kleinerem Volumen gebildet werden. Bei Gasen sind dies die Stoffe mit kleinerer Teilchenzahl. Beispiel: N204 (9) 2002 (1) Beim Zerfall von N204 in NO2 verdoppelt sich die Teilchenzahl und damit das Volumen, da gleiche Volumina verschiedener Gase bei gleichem Druck und gleicher Temperatur gleich viele Teilchen enthalten Druckerniedrigung. Druckerhöhung Prinzip von Le Chatelier: ARHOM Druckerniedrigung Druckerhöhung Es spielen nur die Stoffe eine Rolle die im Gasförmigen Zustand sind. = 2 Raumteile NO2 x Y7. QJ malin Eine Konzentrationserhöhung eines Reaktionspartners die Reaktionsrichtung, in der dieser Stoff verbraucht wird. Beispiel: 3+ Fe ³+ (aq) + 3 SCN^ (aa) = Fe(SCN) 3 (ag) Erhöht man die Konzentration von Fe3+- oder SCN-Ionen, kommt es zur Farbvertiefung, da die Bildung von rotem Fe(SCN)3 bevorzugt abläuft. Damit Ausgangsstoffe vollständig umgesetzt werden, das Gleichgewicht also vollständig zugunsten eines Produkts verschoben wird, muss dieses Produkt oder ein Produktpartner ständig aus dem Reaktionsgemisch entfernt werden, um eine Rückreaktion zu verhindern. Dies ist z.B dann der Fall, wenn eines der Reaktionsprodukte als Gas entweicht. (Prinzip vom kleinsten Zwang). Jede Störung eines Gleichgewichts durch die Änderung der äußeren Bedingungen (Temperatur-, Druck-, oder Konzentrationsänderung) führt zu einer Verschiebung des Gleichgewichts, die der Störung entgegenwirkt.. Das Prinzip des kleinsten Zwangs: Ein im Gleichgewicht befindliches System hat die Ten- denz einer Änderung der Umgebungsbedingungen ent- gegenzuwirken. Henri LE CHATELIER (1850-1936) Störung des Gleichgewichts durch Temperaturerhöhung Temperatursenkung Druckerhöhung (Nur relevant, wenn mindestens ein Edukto- der Produkt ein Gas ist Drucksenkung (Nur relevant, wenn mindestens ein Edukt o der Produkt ein Gasst.) Konzentration von A bzw. B wird erhöht aA + bB = BcC + dD Konzentration von A bzw. B wird verrin- gert aA + bB cC + dD Konzentrationserniedrigung (z.B. durch Verdünnen) bewirkt verstärkter Ablauf der endothermen Reaktion verstärkter Ablauf der exothermen Reaktion. Verstärkter Ablauf der Reaktion, die zu einer Abnahme der Zahl der Teilchen in der Gasphase führt (→ Verringerung des Drucks). Verstärkter Ablauf der Reaktion, die zur Zunahme der Teilchenzahl in der Gasphase führt (→ Druckerhöhung). Zunahme der Konzentration der Produkte C und D Abnahme der Konzentration der Produkte C und D Verstärkter Ablauf der Reaktion, die zur Zunahme der Anzahl gelöster Teilchen führt (> Erhöhung der Konzentration) Nutzen bei großtechnischen Verfahren: Ammoniaksynthese: Schwefelsäureherstellung: N₂ (g) + 3 H₂ (g) Ni Ні Drückerhöhung Drucker niedrigung Da der Raumbedarf des Ammoniakgases geringer ist als der der Ausgangsstoffe benötigt man einen hohen Druck. Die Bildung von Ammoniak erfolgt exotherm. Daher sollte die Reaktion bei geringer Temperatur ablaufen. Trotz dessen benötigt man eine hohe Temperatur, da sonst die Reaktionsgeschwindigkeit zu gering ist. 2:00 13:29) NH₂ (g) Bei der Schwefelsäureherstellung wird zuerst Schwefel zu S02 verbrannt. S02 und 02 reagieren dann in einer exothermen Reaktion zu S03. S(s) + O₂(g) → SO₂ (g) инсо Reaktionsquotient: 2 SO₂ (g) + O₂(g) = 2 503 (₂) 4H CO АНСО Bei hoher Temperatur ist daher die Ausbeute an S03 gering. Bei geringer Temperatur ist allerdings die Reaktionsgeschwindigkeit zu klein. Daher setzt man Vanadiumoxid als Katalysator ein.. Gilt kein GGW, erhält man beim Einsetzen der Konzentrationen in den Ausdruck einen Quotienten, den Reaktionsquotienten Q + Kc. Es gilt: Wenn Q< Kc, so wird die Reaktion von links nach rechts ablaufen Wenn Q> Kc, so wird die Reaktion von rechts nach links ablaufen Wenn Q = Kc, dann befindet sich die Reaktion im GGW. Übersicht: Prinzip von Le Chatelier nicht umkehrbare Reaktionen betrifft Temperatur -Druck Konzentration Temperatur Druck Reaktionen können sein Hinreaktion beeinflussen besteht aus beeinflussen umkehrbare Reaktionen Ist die Reaktions- Geschwindigkeit gleich, stellt sich ein Chemisches Gleichgewicht beschreibt Massenwirkungsgesetz ist charakterisiert durch Gleichgewichts- konstante K besteht aus Rückreaktion K<1 K>1 ist ein Dynamisches Gleichgewicht Verschiebung des Gleichgewichts zugunsten der Rückreaktion Verschiebung des Gleichgewichts zugunsten der Hinreaktion 4. Redoxreaktionen: Allgemein: Es geht nicht um die Sauerstoffabnahme oder -aufnahme, sondern es steht eher im Mittelpunkt die Elektronenabgabe bzw. die Elektronenaufnahme. Oxidation: Elektronenabgabe Mg -> Mg2+ + 2e- Reduktion: Elektronenabgabe Cl2 + 2e--> 2 CI- Redoxreaktion: Elektronenübertragungsreaktion Mg + C12 -> MgCl2 Oxidationszahlen: Oxidationszahlen sind fiktive Ladungen, die über dem Elementesymbol geschrieben werden. Sie sollen ein Hilfsmittel darstellen, um komplizierte Redoxreaktionen einfach zu formulieren. Regeln zum aufstellen der Oxidationszahlen: 1. Metalle haben in Verbindungen immer positive Oxidationszahlen, auch Bor und Silicium. 2. Fluor hat in Verbindungen immer die Oxidationszahl -1. 3. Wasserstoff hat in Verbindungen die Oxidationszahl +1. 4. Sauerstoff hat in Verbindungen die Oxidationszahl -2. 5. Chlor, Brom, lod haben in Verbindungen immer die Oxidationszahl -1. Beachte: > Die Oxidationszahl von Atomen elementarer Stoffe ist null. > Bei Verbindungen ist die Summe der Oxidationszahlen aller Atome null. > Bei lonen ist die Summe der Oxidationszahlen aller Atome gleich der lonenladung. > Bindungselektronen einer polaren Elektronenpaarbindung werden dem eletronegativeren Atom zugeordnet. > Bindungselektronen einer unpolaren Elektronenpaarbindung werden beiden je zur Hälfte zugeordnet. Definition der Redoxbegriffe mithilfe der Oxidationszahlen: e Oxidation: Teilreaktion, bei der die Oxidationszahl eines Atoms erhöht wird. Reduktion: Teilreaktion, bei der die Oxidationszahl eines Atoms erniedrigt wird.. Oxidationsmittel: Reaktionsteilnehmer, dessen Oxidationszahl durch Elektronenaufnahme erniedrigt wird. Disproportionierung - Synproportionierung ∙H (01 Das Oxidationsmittel ist ein Elektronenakzeptor und wird aufgrund dessen bei der Redoxreaktion reduziert. Disproportionierung nennt man einen Vorgang, bei dem ein und derselbe Stoff zugleich oxidiert und reduziert wird. Beispiel: 4 KCIO3 -> KCI + 3 KC104 Im Edukt hat Chlor die Oxidationsstufe +V, in den Produkten -I und +VII. P-O-H Reduktionsmittel: Reaktionsteilnehmer, dessen Oxidationszahl durch Elektronenabgabe erhöht wird. Das Reduktionsmittel ist ein Elektronendonator und wird aufgrund dessen bei der Redoxreaktion oxidiert. Korresponidierendes Redoxpaar: Reduktionsmittel und Oxidationsmittel gehen bei der Redoxreaktion ineinander über: Reduktionsmittel Oxidationsmittel + z e- z: Anzahl der pro Formumsatz ausgetauschten Elektronen. 101 Synproportionierung nennt man einen Vorgang, bei dem Verbindungen höherer und niedriger Oxidationsstufen desselben Elements miteinander unter Bildung von Verbindungen mittlerer Oxidationsstufe reagieren. Beispiel: H2SO4 + 3 H2S-> 4.S+ 4H20 In den Edukten hat Schwefel die Oxidationszahlen +VI und -II, im Produkt 0. +I I-Il H₂ PO 3. + I = +3 ·4· - = -8 リ P= + I Redoxreihen: Die Redoxreihe ist die Ordnung der Metalle nach ihrem Oxidationsbestreben. Die Reihung geht von edlen Metallen (z.B. Gold, Silber, Kupfer) hin zu unedlen Metallen (z.B. Blei, Zinn, Eisen, Zink, Aluminium, Magnesium, Natrium). Abb. 7.5: Redoxreihe der Metalle Reduktionswirkung der Metalle Vergleich von Redoxreaktion und Säure-Base-Reaktion Kriterium Reduktions- wirkung lon Abb.7.6: Redoxreihe der Nichtmetalle grundlegender Mechanismus Donatorfunktion Akzeptorfunktion korrespondierendes Paar Funktionsschema (zwei korrespondierende Paare) Donator- als auch Akzeptor- funktion Disproportionierung Größe für das Potential bzw. die Stärke der Donator- Akzeptorfunktion Au / Au³+ Hg/Hg2+ Ag / Agt Cu /Cu²+ des Potentials Pb/Pb²+ Sn/Sn²+ Ni/Ni²+ Fe/Fe²+ Zn/Zn²+ Al / Al³+ Mg/Mg2+ Na/Na+ Ca/Ca²+ K/K+ Li/Li Einordnung der Größe des Potentials (Stärke) Konzentrationsabhängigkeit pH=pKs+lg Säure/Base-System Protonenübergang Säure,,HA" = Protonendonator Base „A“ = Protonenakzeptor HBB+H+ Säure 1 + Base 2 HA +B F-/F₂ Cl-/Cl₂ Br / Br₂ 1/12 Ampholyt (amphoteres Teilchen) z. B. H₂O Autoprotolyse: 2 HA H₂A++ A™ pks/pke-Reihe Base 1 + Säure 2 SA +HB Säure-/Baseexponent pks/PKB, gegebenenfalls pH-Wert Donator-Akzeptor-Prinzip c (A) 'c (HA) HENDERSON-HASSELBALCH-Gleichung Abb.7.20: Redoxreaktionen und Säure/Base-Reaktionen im Vergleich Oxidationswirkung der Metall-lonen Redoxsystem Oxidations- wirkung Element Elektronenübergang Reduktionsmittel „Red" = Elektronendonator Oxidationsmittel „Ox" - Elektronenakzeptor Red Ox+n-e™ Red 1 + 0x2 Ox 1 + Red 2 Atom mit mittlerer Oxidationsstufe z. B. H₂0₂ Red Ox Red + Ox Standardpotential U elektrochemische Spannungsreihe 0,059V UH=U (Ox/Red) +2.Igc(Ox)/c (Red) NERNST-Gleichung Galvanische Zellen: Eine galvanische Zelle besteht aus zwei Halbzellen (Donator- und Akzeptorhalbzelle) mit unterschiedlichen Redoxpaaren. In ihr wird chemische Energie umgewandelt. Zwischen den Halbzellen lässt sich elektrische Spannung messen. Daniell-Element: Anode: An der Anode geben Teilchen Elektronen an den Leiterdraht ab. Anode Minuspol: Elektronen treten aus dem Element in den äußeren Metalldraht aus. Oxidation: Zn (s) -> Zn2+ (aq) + 2 e- Kathode: An der Kathode nehmen Teilchen Elektronen aus dem Leiterdraht auf. Kathode Pluspol Reduktion: Cu2+ (aq) -> Cu (s) + 2e- I Aufbau einer galvanischen Zelle am Beispiel des Daniell-Elements: Entstehung der Spannung: Metallsta S челк Wasservdekile ↑ Zer > Der Zinkstab taucht in eine Zinksulfatlösung, sodass die bei der Redoxreaktion entstehenden Zn2+ lonen ungehindert abgegeben werden können. > Die leitende äußere Verbindung, die von der Zink-Elektrode ausgeht, endet in einem Kupferstab, der in die Kupfersulfat-Lösung taucht. So können die Cu2+-lonen ohne Nebenreaktion und -effekte ungestört am Kupferstab entladen werden und sich als Cu abscheiden. 0% ← S > Das Diaphragma trennt die Elektrolytlösungen räumlich voneinander und ermöglicht die für den Ladungsausgleich notwendige lonenwanderung der Zn2+ und S042- Teichen 200 T zeto 20+2²+ Donator-Halbzelle Zinksulfat-Lösung Die Spannung oder Potentialdifferenz zwischen den Polen zweier kombinierter Halbzellen wird in Volt gemessen. Die Spannung entspricht der übertragenen Menge an Energie in Joules, wenn 1 Coulomb elektrischer Ladung durch der Stromkreis einer galvanischen Zelle fließt: 1V = 1J+C-1 2u²+2 01L00 SQ² Zelldiagramm: Zn/ZnS04 (c= 1mol*l-1) // CuSO4 (c= 1mol*1-1) / Cu An den Elektroden der verschiedenen Halbzellen entsteht jeweils eine elektrochemische Doppelschicht aus negativen und positiven Ladungsträgern. Nernst beschrieb diese Vorgänge anschaulich als elektrochemisches Gleichgewicht zwischen dem Lösungsdruck des Metalls und dem Abscheidungsdruck der hydratisierten Metall-Kationen: Der Lösungsdruck ist eine bei jedem Metall unterschiedlich ausgeprägte Eigenschaft, in die wässrige Lösung Metall-Atome als Kationen abzugeben, wobei die bei der Bildung der Kationen entstandenen Elektronen im Metall bleiben. Kationen werden solange abgegeben, bis die dadurch entstandene elektrische Potenzialdifferenz zwischen dem negativ geladenem Metall und positivem Metall-lonen in der Lösung eine weitere Bildung von Metall-Kationen aufgrund der elektrostatischen Anziehung verhindert. Die hydratisierten Metall-Kationen diffundieren aufgrund der Anziehung auch wieder zurück zum Metall und entladen sich. Es stellt sich so ein elektrochemischen Gleichgewicht ein, bei dem pro Zeiteinheit gleich viele KAtionen in beiden Richtungen durch Phasengrenzen Lösung/Metall" treten. Diese Vorgänge führen zu unterschiedlichen negativen Aufladungen der Elektroden in den verschiedenen Halbzellen und damit zur Ausbildung von messbaren Elektrodenpotenzialen. Zelle hat einen größeren Lösungsdruck, der einen höheren Elektronendruck bewirkt. Die unedlere Halbzelle einer galvanischen Dadurch wird sie zum Minuspol. Aufgrund des größeren Lösungsdruck findet in der unedleren Halbzelle die Oxidationsreaktion statt, die das Kennzeichen für die Anode ist. Cu² 0 2è Diaphragma 2 f Akzeptor-Halbzelle Kupfesulfat-Lösung großes Potenzial 2e ↓ 3 Qupler Weines Potencial Standard-Elektrodenpotenziale: Man vereinfacht die Standard-Wasserstoffhalbzelle als Bezugshalbzelle. Alle Halbzellenpotenziale werden auf die Standard-Wasserstoff-Halbzelle bezogen. Das Potenzial der Standard-Wasserstoff-Halbzelle beträgt 0 V. Ihr Aufbau entspricht einer typischen Halbzelle von nichtmetallischen Redoxpaaren, an den eine gasförmige Phase beteiligt ist. Sie lässt sich in drei Phasen unterteilen: gasförmige Phase: H2(g); bei Standardbedingungen p-100hPa, T-298 K wässrige Phase: H+(aq); c(H+(aq)) = 1mol*1-1 Die bei der Reaktion entstehenden H+-lonen müssen von einer Säure mit definierter Konzentration aufgefangen werden, bzw. es muss eine bestimmte Konzentration an H+-lonen zur eventuellen H2-Bildung zur Verfügung stehen. feste Phase: platiniertes Platinblech; inerte Elektrode (Ableiterelektrode), Apsorption von H2, Katalysator wirkung, Zu- bzw. Ableitung der Elektronen. Die Zellspannung U zwischen verschiedenen Halbzellen einer galvanischen Zelle kann aus den Standardpotenzialen berechnet werden: U= V(Akzeptorhalbzelle)- Uº(Donatorhalbzelle) U=U(Kathode) -U(Anode) U= V(Pluspol) - U(Minuspol). Spannungsreihe: Je kleiner das Standard-Elektrodenpotenzial ist, desto stärker reduzierend. wirkt das Redoxsystem; je größer das Standard-Elektrodenpotenzial ist, desto stärker oxidierend wirkt das Redoxsystem. Funktionsweise: Das platinierte Platinblech (Oberflächenvergrößerung) wird von Wasserstoff bei einem Druck von 1000hPa umgespült, ein Teil des Gases wird am Platin adsorbiert und reagiert folgendermaßen: a) falls die andere Halbzelle edler ist: H2 (g) -> 2H+ (aq) +2e- b) fall die andere Halbzelle unedler ist: 2H+ (aq) + 2e--> H2 (g) Der Ablauf wird durch das inerte Platin katalysiert. Wird eine Halbzelle mit der Standard-Halbzelle verbunden, so bezeichnet man die gemessene Potenzialdifferenz als Standardelektrodenpotenzial, kurz Redoxpotenzial, U Der Index H weist auf die Standard- Wasserstoff-Bezugszelle hin. Halbzellen im Überblick: Konzentrationsabhängigkeit: Red Li (s) Na(s) Al(s) Zn(s) S² (aq) Metall-Halbzelle: Metall dienen als Zu- bzw. Ableiterelektrode für Elektronen z.B Cu/Cu2+ Nichtmetall-Halbzelle: Das inerte Platin dient nur als Zu bzw. Ableiterlektrode für Elektronen und hat katalytische Funktion. z.B C12/2C1-(Pt) Fe(s) Ni(s) Pb(s) H₂(g) + 2H₂O(l) Cu(s) 4 OH (aq) 2l(aq) Ag(s) Hg(1) 2 Br(aq) Pt(s) 6 H₂O (1) 2 Cl(aq) Au(s) 2 F (aq) 0,059 V ・H₂. c(0x) *Igl (Red) Kurzbezeichnung lautet: 1000. dila Halbzelle mit homogenen Redoxsystem: Das inerte Platin dient nur als Zu bzw. Ableiterlektrode für Elektronen und hat katalytische Funktion. z.B Fe3+(Pt)/Fe2+ H+ / // H₂ (PH) baw. // H₂ (PL) / H² Ox Lit (aq) Na+ (aq) Al³+ (aq) 2+ Zn²+ (aq) S (s) Fe²+ (aq) Ni²+ (aq) Pb²+ (aq) 2+ 2 HạO* (aq) Cu²+ (aq) O₂(g) + 2 H₂O(1) 1₂ (s) Ag+ (aq) Hg²+ (aq) Br₂ (1) Pt+ (aq) O₂(g) + 4 H3O+ (aq) Platin Plektrale CCH²) = Raid. l^ Cl₂ (g) Au³+ (aq) F₂ (g) + z*e + 1 e + 1 e + 3 e + 2 e- +2 e + 2 e + 2 e +2 e + 2 e +2 e +4 e +2 e + 1 e +2 e +2 e + 2 e +4 e + 2 e + 3 e + 2 e E in V -3,04 -2,71 -1,66 -0,76 -0,51 -0,41 -0,23 -0,13 0 +0,35 +0,40 +0,54 +0,80 +0,85 +1,07 +1,2 Kombiniert man zwei gleiche Halbzellen miteinander, so ergibt sich kein Spannungsunterschied. Sobald man aber unterschiedliche Konzentrationen vorliegen hat, ist ein Potenzialunterschied festzustellen. Die Halbzelle mit der höheren Konzentration ist der Pluspol. So eine galvanische Zelle wird als Konzentrationszelle bezeichnet. +1,23 +1,36 +1,41 +2,87 Den quantitativen Zusammnenhang zwischen der Elektrolytkonzentration c und dem Elektrodenpotenzial stellt die Nernst-Gleichung her. Dadurch kann man das Potenzial einer Halbzelle mit beliebiger Elektrolytkonzentration berechnen. Überblick: Metallelektrode bildet sich in Lösungsdruck bewirkt Säure/Base-Reaktionen Elektronendruck Oxidation entsteht an entspricht Elektronenabgabe wird bewirkt von Elektronendonator Reduktionsmittel Redoxreihe ist Metall-Halbzelle ist Bestandteil von elektrochemische Doppelschicht ist größer am 8 wird verursacht von grenzt an und ist Teil von Elektrolyt Ist Teilreaktion von eines Reaktionsteilnehmer wird erhöht bei besteht aus zwei unterschiedlichen besteht nach Oxidations oder Reduktionswirkung geordnet aus vielen wird erzeugt z.B von Metall- Kationen im Abscheidungsdruck ist kleiner am Minuspol ist Typ einer ist kleiner am Daniell-Element ist bei galvanischer Zelle d Anode Donator-Akzeptor-Prinzip läuft ab nach dem Redoxreaktion ist gekennzeichnet durch Elektronenübergang Oxidationszahl bilden zusammen korrespondierendes Redoxpaar ist Beispiel für enthält Halbzelle besteht aus zwei galvanische Zelle ist Bestandteil von ' Diaphragma, Leiter Pluspol· Kathode ist Sonderfall einer. ist Teilreaktion von eines Reaktionsteilnehmer wird erniedrigt bei ist bei galvanischer Zelle ist Typ einer ist Typ einer Reduktion Synproportionierung Nernst-Gleichung Disproportionierung entspricht beschreibt Konzentrations- abhängigkeit von Elektronenaufnahme ist wird bewirkt von Elektronenakzeptor Oxidationsmittel Nichtmetall-Halbzelle Halbzelle mit homogenen Redoxsystem Standard-Wasserstoff-Halbzelle Bezieht sich auf Standard-Elektrodenpotenziale geordnet nach Größe ergeben Spannungsreihe