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Abitur 2022 Chemie Lernzettel

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Abitur 2022 Chemie Lernzettel

 6. Energetik:
1 Hauptsatz der Thermodynamik:
Innere Energie U eines Systems ist die Summe aus der Kernenergie Uk, der chemischen Energie Uc
 6. Energetik:
1 Hauptsatz der Thermodynamik:
Innere Energie U eines Systems ist die Summe aus der Kernenergie Uk, der chemischen Energie Uc
 6. Energetik:
1 Hauptsatz der Thermodynamik:
Innere Energie U eines Systems ist die Summe aus der Kernenergie Uk, der chemischen Energie Uc
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1 Hauptsatz der Thermodynamik:
Innere Energie U eines Systems ist die Summe aus der Kernenergie Uk, der chemischen Energie Uc
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Innere Energie U eines Systems ist die Summe aus der Kernenergie Uk, der chemischen Energie Uc

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In den Dokumenten findet ihr alle bearbeiteten Themen des Chemie Lks 2022. Zu beachten ist, dass dies die Themen für Niedersachsen sind.

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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...

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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 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 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 (XyCO3) Alkane: Gesättigte Kohlenwasserstoffe mit der allgemeinen Molekül formel 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 Siede 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 ..-ol" 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 H T I 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. 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. 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. 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. 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=H. Alchdryde Funktionelle Gruppe: Carboxylgruppe / Carbonsäuregruppe Carboxylkohlenstoff-Atom ist an ein Sauerstoff-Atom mit einer Doppelbindung und eine Hydroxyl-Gruppe gebunden. R 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. 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. 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. .co |f R-C-OH 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. 4 H₂O "l R-C-R Ketone 10! -11 R-C-OH 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-01 16 + 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 TJ (t. Ethersäure O H.+. .H. Stoffklasse Alkane Alkene Alkanole (Alkohole) Alkanale (Aldehyde) Methand Aromatische Koh- lenwasserstoffe Ester Alkansäuren (Carbonsäuren) Ether Halogenalkane Alkanone (Ketone) Aminosäure If H 1 It Mechanismus der Esterbildung: Addition des Nucleophils (Alkoholmolekül) an das positivierte Carbonyl- Kohlenstoffatom, intramolekulare Protonenwanderung, Abspaltung des Wassermoleküls. 5.2 AB Stoffklassen.docx Halbstrukturfor- mel mit funktio- neller Gruppe 1 C=C R₁-O-H oder CH3-(CH₂)3-OH -H R-C O `O-H i R OR R-O-R" Amino- Gruppe R₁-X X: Halogen Stoffklassen, Formeln, Isomerie Name der funktionellen Endung des Ver- Beispiele Gruppe bindungsnamens CH3-CH₂-CH₂-CH₂-OH R² H H Verestema Hydrolyse. (Einfachbindung) Doppelbindung Hydroxylgruppe Aldehydgruppe (=endstän- dige Carbonylgruppe) Carboxygruppe Estergruppe Halogen Ethergruppe H I N-C-C I R Ketogruppe (mittelständige Car- bonylgruppe) Summenformel: Sie zeigt die quantitative Zusammen- setzung der Verbindung an, gibt jedoch nicht die Struktur der Moleküle wieder: C4H₂ 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. 1 OH Butan-1-ol Vereinfachte Strukturformel (Halbstrukturformel): Sie stellt wichtige Elektronenpaarbindungen und funktionelle Gruppen dar. HHHH 11!! H-C-C-C-C-O-H 1111 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 CH3 I H-C CH₂ I OH Ethanol (Stamm)- an (Stamm)- en -ol -al (-aldehyd) ff cal с Ethansacremethylester -on -säure (- carbonsäure) R' -säure R"-ylester säure If R'-yl R"-ylether Halogen- amin 1 €-0-€ CH3 CH3 trans-Chlorethen Methan, Ethan Ethen, Propen Methanol, Phenol UE: Organik Ethanal Benzol Ethansäure 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. Ethansäuremethylester Ethylmethylether Chlormethan Propanon J.J. Glycin, Leucin, Alanin CH3 I CH₂ CH₂ CH3 Dimethylether Butan 2-Methylpropan CH3 I CH-CH3 I CH3 cis-trans-Isomere zeigen eine unterschiedliche Lage von Atomen oder Atomgruppen an Doppelbindungen und Ringen. H CI H H C=C -# 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 Stoffeigenschaften: 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 Zweitsubstiventen. It + It. Säure/protondondor. -tet José / proforekzeptor. C-O-H -H¢ •40 -C-07H -> C-ul tfff · Alkandlat - lon itt. Übersicht: -C-00 of A 4 Alkylotion um-Ion Vom Erdöl/Erdgas zum Kraftstoff H H Verbrennung Kraftstoffe - Brennstoffe Fraktionierte Destillation unter Normaldruck 170 bis 350 °C Diesel (C₂-C₂0) с Röhrenofen 30 bis 150 °C Benzin (C5-C12) 775 555 Rohöl A aufsteigende Dämpfe <30 °C Gase Methan, Ethan, Propan 250 bis 350 °C Heizöl Schwerol (>C₂0) >350 °C Rückstand с 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. Röhrenofen Verarbeitung Ausgangsstoffe für Synthesen 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: H .col Col oj H Crackprodukte: Methan, Ethan, Ethen, Cyclohexan Destillationskolonne Reaktor Röhrenofen >500 °C Bitumen (> Can) Fraktionierte Destillation unter vermindertem Druck Vakuumdestillation Katalysator verußt Crackanlage 400 bis 500 °C Maschinenöl (> C₂) H Das Enolat-lon kann durch zwei Grenzformeln wiedergegeben werden. Der dazwischen stehende Dop- pelpfeil (Mesomeriepfeil) darf nicht mit dem Gleichgewichtspfeil verwechselt 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 mesomeren Grenzformeln muss die räumliche Anordnung der Atomkerne die gleiche sein. Grenzformeln unterscheiden sich nur in der Verteilung von Elektronen. negativer mesomerer Effekt: Substituenten mit negativen Mesomerieeffekt erschweren den Angriff des Zweitsubstituenten durch Herabsetzung der Elektronendichte des Rings CO₂ Regenerator heiße 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-Ion. Die Säurestärke von Molekülen hängt im Wesentlichen von der Polarität der O-H-Bindung und der Sta- bilität des resultierenden Anions ab. Induktiver Effekt (l-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 I-Effekts deutet man außer durch 8+ und 8- auch durch folgende Bindungspfeile an, z.B.: нас хон it Ellekt Hj Cizaici + 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. 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 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 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 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 3. Säure-Base-Reaktionen Basiskonzept: Donator-Akzeptor-Konzept 10-⁹ m 10-10 m Definition nach Brönsted: Teilchenebene Abb. 6.2: Protonenübergang beim Zusammenstoß von Wassermolekülen. Die Wassermoleküle sind im Kalottenmodell dargestellt. Neutralisation: + H₂O 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 ~ Its of +ce- H₂öt NH3 à OH + Nita Zwei Teilchen, die sich nur durch ein H+-lon unterscheiden, werden korrespondierendes Säure/Base-Paar gennant. (HCL/CL-H20/OH-,H30+/H20) pH-Wert: Den Protonenübergang zwischen einer Brönsted-Säure HA und einer Brönsted-Base B bezeichnet man als Protolyse. Protolysen sind Gleichgewichtsreaktionen: HA+ B H.B.+ Hj Of. t. OH.Ə Protolyse ohne Wasser als Lösemittel: . Ис. Zusammenstoß OH = 2 H₂O Nitz + HCl = Herleitung: Autoprotolyse des Wassers: 스 A + HCl = NH₂t ce- се + OH und 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: + 12₂0ce) + (₂0(e) = 1₂0+ (aq) + OH (9₂) c(160+) • CLOH") da ¿? (H₂0) Kw=c(H30+)*c(OH-)=10-14#mol ²1-2 Protonübergang findet nur bei direktem Zusammentreffen, einem Zusammenstoß der beteiligten Teilchen statt, da freie Protonen in z.B Flüssigkeiten nicht vorhanden sind. 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 + B ċ (H₂O) = const, gilt: Säure sauer Säure-Borse-Paar 2 0 1 2 3 4 147 HB Bei einer Protolyse wird. jeweils nur ein H+-Ion übertragen 5 Wasser Lauge 6 7 8 9 10 11 12 13 14 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: und ks = kc S сіля Der pH-Wert ist als Maß für die Säure- bzw. Basestärke nicht geeignet, da er konzentrationsabhängig 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 Ks-Wertes: [₁Alaq) + (+₂0 (0) = H₂O+ (aq) + A Cagl Hj HA: Sauve Herleitung des Ks-Wertes: cll₂ ox) c(UA) C(HCA) lg us 2. 2.1 від Je größer also Ks und je kleiner p Ks ist, desto mehr ist die Lage des Protolysengleichgewichts nach rechts verschoben und desto stärker ist die Säure c(OH- )= 10-POH mol*1 с plis ·((1₂0)= Beispiel: Blag) + (+4₂0 (0) = D: Base ky = kxc :c сіля plis= = ((H20] = -1 Voraussage von Protolysegleichgewichten HB+ (aq) + OH (aq) c(HB*). clOH) Je größer K und je kleiner pks, desto mehr ist die Lage des Protolysengleichgewichts nach rechts verschoben und desto stärker ist die Base. Für ein korrespondierendes Säure/Base-Paar gilt: pks (HA) + pk³(A-) = 14 C(B.1 від модел pks (NH₂ t) + pky (NLD)= 14 9.37 4.63 14. ples=1167 Нt2 poўt сео ples = від пройт НСОО- H CH₂COOH + WH₂=CH₂ COO`+ NHq co pus = 9₁5+ pUs= 4,65 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. Die Lage des Gleichgewichts HA+B=A-+ HB+ lässt sich ermitteln, indem man pKs (HA) mit pKs (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: 1V. = pks bzw. pKB ≤0 Stärke der Säure bzw. Base sehr stark mittelstark. 0 bis 4 4 bis 10 schwach sehr schwach z 10 Tab. 6.2: Einteilung der Säuren und Basen nach der Stärke рост + НС Ooli ples = 3165 HPO² + H+CRO polis 7,25 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 H₁A (aq) + H₂olel Vereinfachung: 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. pH=-Ig(co(HA)) Wichtige starke Säuren HCLO4,HI,HCI,HNO3. 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--Ionen aus der Autoprotolyse des Wassers werden vernachlässigt. pOH= -Ig(co(B)) oder aufgrund von pH+p0H-14: pH= 14 + Igleo[B)) Stärkste stabile Base: OH- z.B NAOH (aq), KOH (aq) Schwache Säure/Base in wässriger Lösung: A) Schwache Säure HA (aq) + H₂O(l) = H₂O + (aq) + (aq) НО A Hj (₂ 0+ (aq) + A- (aq) Vereinfachung: 1. HA ist kaum protolysiert: c(HA)= co(HA), wobei co(HA) die Anfangskonzentration von HA ist. 2. Die H30+-Ionen aus der Autoprotolyse des Wassers werden vernachlässigt. Es gilt daher: c(H30+) = c(A-) K. =- HD+ (aq) + Olt (ag) c²(H30+) co(HA) und pH = 0,5* (pK: - Ig (co(HA)) Wichtige schwache Säuren: CH3COOH (Essigsäure). H2S, NH4+, die meisten organischen Säuren.. B) schwache Base D(aq) + H₂0le) HB+ (aq) + OH (aq) Vereinfachung: 1. B ist kaum protolysiert: c(B)= co(B), wobei co(B) die Anfangskonzentration von B ist. c²(OH-) Co(B) pH = 0,5* (pKb - Ig (co(B)) 2. Die Off--Ionen aus der Autoprotolyse des Wassers werden vernachlässigt. Es gilt daher: c(OH-) = c(HB+) und Ks = oder pH = 14-0,5 * (pKb - Ig (co(B)) Wichtige schwache Basen: NH3, CH3COO- (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)+ (₂0(e) = H₂0¹ (aq) (2011). Hjor 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 + /₁² (99) Für eine schwache Säure gilt folgendes Protolysengleichgewicht: H₁A (aq) + H₂₂0(e) = H₂O+ (an) + (A Cagl Ks = C(4₂07) ·C(LAY CIHA) Da für eine schwache Säure und eine schwache Base gilt: → Puffergeichung: pH= pKs +Ig co(A-) co(HA) (Henderson-Hasselbalch) C(HA) C(1₂₂0+1= K₂ C(4) こ 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 Beispiel: Pufferwirkung am Beispiel des Essigsäure/Acetat-Puffers Abfangen von H30+-lonen durch den Puffer bei Zugabe von Säure: CH₂COO + H₂O = City COOH +44₂20 of Abfangen von OH-Ionen durch den Puffer bei Zugabe von Base: Cit₂ COOH + OH = CH₂ COO+H₂O Methylrot Lackmus Der Umschlagpunkt liegt nicht unbedingt beim Neutralpunkt. pks 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 4,0 5,8 6,8 7,1 8,4 Bromthymolblau Phenolphthalein Tab. 6.3: Übersicht über wichtige Indikatoren 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 zugetropften Maßlösung wird an der Bürette abgelesen Titrationskurven: 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- 4 pH 0 schwache Säure b) a) HCI b) CH₂COOH Da Us a) Abb. 6.3: Titrationskurven 3 20 Осі Cin 40 starke Säure = 60 Neutralpunkt folgt KB c(OH-) oder PKB=POH, da pH+pOH-14 → pH= 14-pKB 80 V(NaOH) ml c(H₂O) C(CH₂COO) ·C(CH₂COOH) ' 14- 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 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. ·c (OH) c(CH₂ (00) C(CH₂COOH) 20 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. b) 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 HÄp: c(CH3COOH)=c(CH3COO-) 40 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 Kurvenverlauf 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 Probelösung starke Säure bzw. Base Äquivalenzpunkt pH=7 Halb-Äquivalenz- punkt geeigneter Indikator HCI, NaOH, KOH ein Wendepunkt (Äquivalenzpunkt) - 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 = pkBi pH = 14 - PKB Methylorange, Methylrot

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Abitur 2022 Chemie Lernzettel

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 6. Energetik:
1 Hauptsatz der Thermodynamik:
Innere Energie U eines Systems ist die Summe aus der Kernenergie Uk, der chemischen Energie Uc

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Kommentare (1)

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Cool, mit dem Lernzettel konnte ich mich richtig gut auf meine Klassenarbeit vorbereiten. Danke 👍👍

In den Dokumenten findet ihr alle bearbeiteten Themen des Chemie Lks 2022. Zu beachten ist, dass dies die Themen für Niedersachsen sind.

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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 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 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 (XyCO3) Alkane: Gesättigte Kohlenwasserstoffe mit der allgemeinen Molekül formel 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 Siede 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 ..-ol" 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 H T I 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. 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. 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. 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. 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=H. Alchdryde Funktionelle Gruppe: Carboxylgruppe / Carbonsäuregruppe Carboxylkohlenstoff-Atom ist an ein Sauerstoff-Atom mit einer Doppelbindung und eine Hydroxyl-Gruppe gebunden. R 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. 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. 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. .co |f R-C-OH 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. 4 H₂O "l R-C-R Ketone 10! -11 R-C-OH 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-01 16 + 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 TJ (t. Ethersäure O H.+. .H. Stoffklasse Alkane Alkene Alkanole (Alkohole) Alkanale (Aldehyde) Methand Aromatische Koh- lenwasserstoffe Ester Alkansäuren (Carbonsäuren) Ether Halogenalkane Alkanone (Ketone) Aminosäure If H 1 It Mechanismus der Esterbildung: Addition des Nucleophils (Alkoholmolekül) an das positivierte Carbonyl- Kohlenstoffatom, intramolekulare Protonenwanderung, Abspaltung des Wassermoleküls. 5.2 AB Stoffklassen.docx Halbstrukturfor- mel mit funktio- neller Gruppe 1 C=C R₁-O-H oder CH3-(CH₂)3-OH -H R-C O `O-H i R OR R-O-R" Amino- Gruppe R₁-X X: Halogen Stoffklassen, Formeln, Isomerie Name der funktionellen Endung des Ver- Beispiele Gruppe bindungsnamens CH3-CH₂-CH₂-CH₂-OH R² H H Verestema Hydrolyse. (Einfachbindung) Doppelbindung Hydroxylgruppe Aldehydgruppe (=endstän- dige Carbonylgruppe) Carboxygruppe Estergruppe Halogen Ethergruppe H I N-C-C I R Ketogruppe (mittelständige Car- bonylgruppe) Summenformel: Sie zeigt die quantitative Zusammen- setzung der Verbindung an, gibt jedoch nicht die Struktur der Moleküle wieder: C4H₂ 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. 1 OH Butan-1-ol Vereinfachte Strukturformel (Halbstrukturformel): Sie stellt wichtige Elektronenpaarbindungen und funktionelle Gruppen dar. HHHH 11!! H-C-C-C-C-O-H 1111 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 CH3 I H-C CH₂ I OH Ethanol (Stamm)- an (Stamm)- en -ol -al (-aldehyd) ff cal с Ethansacremethylester -on -säure (- carbonsäure) R' -säure R"-ylester säure If R'-yl R"-ylether Halogen- amin 1 €-0-€ CH3 CH3 trans-Chlorethen Methan, Ethan Ethen, Propen Methanol, Phenol UE: Organik Ethanal Benzol Ethansäure 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. Ethansäuremethylester Ethylmethylether Chlormethan Propanon J.J. Glycin, Leucin, Alanin CH3 I CH₂ CH₂ CH3 Dimethylether Butan 2-Methylpropan CH3 I CH-CH3 I CH3 cis-trans-Isomere zeigen eine unterschiedliche Lage von Atomen oder Atomgruppen an Doppelbindungen und Ringen. H CI H H C=C -# 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 Stoffeigenschaften: 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 Zweitsubstiventen. It + It. Säure/protondondor. -tet José / proforekzeptor. C-O-H -H¢ •40 -C-07H -> C-ul tfff · Alkandlat - lon itt. Übersicht: -C-00 of A 4 Alkylotion um-Ion Vom Erdöl/Erdgas zum Kraftstoff H H Verbrennung Kraftstoffe - Brennstoffe Fraktionierte Destillation unter Normaldruck 170 bis 350 °C Diesel (C₂-C₂0) с Röhrenofen 30 bis 150 °C Benzin (C5-C12) 775 555 Rohöl A aufsteigende Dämpfe <30 °C Gase Methan, Ethan, Propan 250 bis 350 °C Heizöl Schwerol (>C₂0) >350 °C Rückstand с 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. Röhrenofen Verarbeitung Ausgangsstoffe für Synthesen 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: H .col Col oj H Crackprodukte: Methan, Ethan, Ethen, Cyclohexan Destillationskolonne Reaktor Röhrenofen >500 °C Bitumen (> Can) Fraktionierte Destillation unter vermindertem Druck Vakuumdestillation Katalysator verußt Crackanlage 400 bis 500 °C Maschinenöl (> C₂) H Das Enolat-lon kann durch zwei Grenzformeln wiedergegeben werden. Der dazwischen stehende Dop- pelpfeil (Mesomeriepfeil) darf nicht mit dem Gleichgewichtspfeil verwechselt 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 mesomeren Grenzformeln muss die räumliche Anordnung der Atomkerne die gleiche sein. Grenzformeln unterscheiden sich nur in der Verteilung von Elektronen. negativer mesomerer Effekt: Substituenten mit negativen Mesomerieeffekt erschweren den Angriff des Zweitsubstituenten durch Herabsetzung der Elektronendichte des Rings CO₂ Regenerator heiße 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-Ion. Die Säurestärke von Molekülen hängt im Wesentlichen von der Polarität der O-H-Bindung und der Sta- bilität des resultierenden Anions ab. Induktiver Effekt (l-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 I-Effekts deutet man außer durch 8+ und 8- auch durch folgende Bindungspfeile an, z.B.: нас хон it Ellekt Hj Cizaici + 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. 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 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 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 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 3. Säure-Base-Reaktionen Basiskonzept: Donator-Akzeptor-Konzept 10-⁹ m 10-10 m Definition nach Brönsted: Teilchenebene Abb. 6.2: Protonenübergang beim Zusammenstoß von Wassermolekülen. Die Wassermoleküle sind im Kalottenmodell dargestellt. Neutralisation: + H₂O 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 ~ Its of +ce- H₂öt NH3 à OH + Nita Zwei Teilchen, die sich nur durch ein H+-lon unterscheiden, werden korrespondierendes Säure/Base-Paar gennant. (HCL/CL-H20/OH-,H30+/H20) pH-Wert: Den Protonenübergang zwischen einer Brönsted-Säure HA und einer Brönsted-Base B bezeichnet man als Protolyse. Protolysen sind Gleichgewichtsreaktionen: HA+ B H.B.+ Hj Of. t. OH.Ə Protolyse ohne Wasser als Lösemittel: . Ис. Zusammenstoß OH = 2 H₂O Nitz + HCl = Herleitung: Autoprotolyse des Wassers: 스 A + HCl = NH₂t ce- се + OH und 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: + 12₂0ce) + (₂0(e) = 1₂0+ (aq) + OH (9₂) c(160+) • CLOH") da ¿? (H₂0) Kw=c(H30+)*c(OH-)=10-14#mol ²1-2 Protonübergang findet nur bei direktem Zusammentreffen, einem Zusammenstoß der beteiligten Teilchen statt, da freie Protonen in z.B Flüssigkeiten nicht vorhanden sind. 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 + B ċ (H₂O) = const, gilt: Säure sauer Säure-Borse-Paar 2 0 1 2 3 4 147 HB Bei einer Protolyse wird. jeweils nur ein H+-Ion übertragen 5 Wasser Lauge 6 7 8 9 10 11 12 13 14 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: und ks = kc S сіля Der pH-Wert ist als Maß für die Säure- bzw. Basestärke nicht geeignet, da er konzentrationsabhängig 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 Ks-Wertes: [₁Alaq) + (+₂0 (0) = H₂O+ (aq) + A Cagl Hj HA: Sauve Herleitung des Ks-Wertes: cll₂ ox) c(UA) C(HCA) lg us 2. 2.1 від Je größer also Ks und je kleiner p Ks ist, desto mehr ist die Lage des Protolysengleichgewichts nach rechts verschoben und desto stärker ist die Säure c(OH- )= 10-POH mol*1 с plis ·((1₂0)= Beispiel: Blag) + (+4₂0 (0) = D: Base ky = kxc :c сіля plis= = ((H20] = -1 Voraussage von Protolysegleichgewichten HB+ (aq) + OH (aq) c(HB*). clOH) Je größer K und je kleiner pks, desto mehr ist die Lage des Protolysengleichgewichts nach rechts verschoben und desto stärker ist die Base. Für ein korrespondierendes Säure/Base-Paar gilt: pks (HA) + pk³(A-) = 14 C(B.1 від модел pks (NH₂ t) + pky (NLD)= 14 9.37 4.63 14. ples=1167 Нt2 poўt сео ples = від пройт НСОО- H CH₂COOH + WH₂=CH₂ COO`+ NHq co pus = 9₁5+ pUs= 4,65 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. Die Lage des Gleichgewichts HA+B=A-+ HB+ lässt sich ermitteln, indem man pKs (HA) mit pKs (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: 1V. = pks bzw. pKB ≤0 Stärke der Säure bzw. Base sehr stark mittelstark. 0 bis 4 4 bis 10 schwach sehr schwach z 10 Tab. 6.2: Einteilung der Säuren und Basen nach der Stärke рост + НС Ooli ples = 3165 HPO² + H+CRO polis 7,25 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 H₁A (aq) + H₂olel Vereinfachung: 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. pH=-Ig(co(HA)) Wichtige starke Säuren HCLO4,HI,HCI,HNO3. 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--Ionen aus der Autoprotolyse des Wassers werden vernachlässigt. pOH= -Ig(co(B)) oder aufgrund von pH+p0H-14: pH= 14 + Igleo[B)) Stärkste stabile Base: OH- z.B NAOH (aq), KOH (aq) Schwache Säure/Base in wässriger Lösung: A) Schwache Säure HA (aq) + H₂O(l) = H₂O + (aq) + (aq) НО A Hj (₂ 0+ (aq) + A- (aq) Vereinfachung: 1. HA ist kaum protolysiert: c(HA)= co(HA), wobei co(HA) die Anfangskonzentration von HA ist. 2. Die H30+-Ionen aus der Autoprotolyse des Wassers werden vernachlässigt. Es gilt daher: c(H30+) = c(A-) K. =- HD+ (aq) + Olt (ag) c²(H30+) co(HA) und pH = 0,5* (pK: - Ig (co(HA)) Wichtige schwache Säuren: CH3COOH (Essigsäure). H2S, NH4+, die meisten organischen Säuren.. B) schwache Base D(aq) + H₂0le) HB+ (aq) + OH (aq) Vereinfachung: 1. B ist kaum protolysiert: c(B)= co(B), wobei co(B) die Anfangskonzentration von B ist. c²(OH-) Co(B) pH = 0,5* (pKb - Ig (co(B)) 2. Die Off--Ionen aus der Autoprotolyse des Wassers werden vernachlässigt. Es gilt daher: c(OH-) = c(HB+) und Ks = oder pH = 14-0,5 * (pKb - Ig (co(B)) Wichtige schwache Basen: NH3, CH3COO- (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)+ (₂0(e) = H₂0¹ (aq) (2011). Hjor 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 + /₁² (99) Für eine schwache Säure gilt folgendes Protolysengleichgewicht: H₁A (aq) + H₂₂0(e) = H₂O+ (an) + (A Cagl Ks = C(4₂07) ·C(LAY CIHA) Da für eine schwache Säure und eine schwache Base gilt: → Puffergeichung: pH= pKs +Ig co(A-) co(HA) (Henderson-Hasselbalch) C(HA) C(1₂₂0+1= K₂ C(4) こ 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 Beispiel: Pufferwirkung am Beispiel des Essigsäure/Acetat-Puffers Abfangen von H30+-lonen durch den Puffer bei Zugabe von Säure: CH₂COO + H₂O = City COOH +44₂20 of Abfangen von OH-Ionen durch den Puffer bei Zugabe von Base: Cit₂ COOH + OH = CH₂ COO+H₂O Methylrot Lackmus Der Umschlagpunkt liegt nicht unbedingt beim Neutralpunkt. pks 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 4,0 5,8 6,8 7,1 8,4 Bromthymolblau Phenolphthalein Tab. 6.3: Übersicht über wichtige Indikatoren 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 zugetropften Maßlösung wird an der Bürette abgelesen Titrationskurven: 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- 4 pH 0 schwache Säure b) a) HCI b) CH₂COOH Da Us a) Abb. 6.3: Titrationskurven 3 20 Осі Cin 40 starke Säure = 60 Neutralpunkt folgt KB c(OH-) oder PKB=POH, da pH+pOH-14 → pH= 14-pKB 80 V(NaOH) ml c(H₂O) C(CH₂COO) ·C(CH₂COOH) ' 14- 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 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. ·c (OH) c(CH₂ (00) C(CH₂COOH) 20 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. b) 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 HÄp: c(CH3COOH)=c(CH3COO-) 40 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 Kurvenverlauf 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 Probelösung starke Säure bzw. Base Äquivalenzpunkt pH=7 Halb-Äquivalenz- punkt geeigneter Indikator HCI, NaOH, KOH ein Wendepunkt (Äquivalenzpunkt) - 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 = pkBi pH = 14 - PKB Methylorange, Methylrot