AC: Chemische Reaktionen Flashcards
(153 cards)
1
Q
Chemische Reaktionen (Stoffumwandlungen) (4)
A
- können ionische, kovalente oder metallische Bindungen sein, die sich im Prozess ändern
- die Ausgangstoffe sind die Edukte und die neu entstandenen Stoffe sind die Produkte
- bei einer Reaktion können keine Atome verloren gehen (was man bei einer Reaktion hineingibt das muss am Ende wieder herauskommen (Bilanziehrung)
- Ladungs- und Stoffbilanz sollte man immer beachten (stoff und Ladung sind bilanziert)
2
Q
Stöchiometrie einer Reaktiongleichung (5)
A
- die bilanzierung der Atome rechts und links des Reaktionspfeils im kleinsten möglichen Vielfachen ganzer Zahlen
- bei chemischen reaktionen treten damit keine Massenänderungen auf (ausgeglichene Massenbilanz, Massenkonstanz, Massenerhaltung)
- es müssen also links und rechts gleich viele atome eines Typs sein
- stöchiometrischen koeffizienten 1 wird nicht angeschrieben
- neben der erhaltung der Masse muss auch die Ladung erhalten werden
3
Q
Erhaltung der Ladung einer Reaktionsgleichung (5)
A
- für reaktionsgleichungen gilt neben Erhaltung der Masse auch Erhaltung der Ladung
- mann muss also die Ladung links und rechts addieren. links haben wir plus, rechts minus, was sich zu 0 addiert
- rechts vom Pfeil hat man dann ein neutrales Salz
- mit dem senkrechten Pfeil kann mann symbolisieren, dass es eine Fällungsreaktion ist
- (aq steht für aqus) und beschreibt die hydradisierten kationen und anionen)
4
Q
Verschiedene Arten chemischer Reaktionen (Einteilung nach der Art der Edukte und Produkte)
und kurze erklärung (Beispiele muss man nicht auswendig können) (10)
A
Erlklärungen:
- Synthese: Wenn man stoffmaterialien nimmt und Bindungen umordnet
- Zersetzung: - kann unfreiwillig vorkommen (explosion)
- dabei zerlegt sich ein differenzierter Stoff in einen einfachen stoff
- Metathese: - Salzfällung in Lösung
- das Tauschen von anionen und kationen ist energetisch günstig
- Verbrennung: - organische Verbindungen
- läuft nicht immer spontan ab, wird durch Hitze erzeugt
- Korrosion: - kann unerwünscht, ohne aufheizung abgehen
- man führt eine solche reaktion kurzzeitig aus um Metalle vor einer samthaften korrosion zu schützen
5
Q
Verschiedene Arten chemischer Reaktionen (Einteilung nach der “Triebkraft” der Reaktion)
und kurze Erklärung (Beispiele muss man nicht auswendig können (6)
A
Erklärungen:
- Gasentwicklung: - wenn links kein gas steht und man eines dann erzeugt
- Redoxreaktionen: - Verbrennung ist immer eine Redoxreaktion
6
Q
Die Bestimmung Stöchiometrischen Koeffizienten (Erklärung zur Formel) (5)
A
- mit chemischen Gleichungen und den Informationen zur chemischen Zusammensetzung (Formeln) der beteiligten Verbindungen kann man die stöchiometrischen Koeffizienten der Produkte einer Reaktion berechnen
- die Stoffmengen (in der Formel gezeigt) sind die stöchiometrischen koeffizienten
- man muss die stoffmenge in die masse (molare massen) umrechnen (im PSE addiert man dann die atomgewichte)
- dabei weiss man dann wie viel 1 mol einer kovalenten Verbindung oder eines Salzes wiegt
- man kann die Formel auch beliebig umschreiben
7
Q
Stöchiometrisches Rechnen (2)
A
- Gleiche Stoffmengen verschiedener Stoffe enthalten gleiche Anzahl von Teilchen
- ## die chemische reaktionsgleichung und deren stöchiometrische Koeffizienten geben einen chemischen ablauf primär auf molekurarer (atomarer) Ebene wieder
8
Q
A
9
Q
Atomgewicht von C, H, O und N (4)
A
- C (Kohlenstoff) = 12
- H (Wasserstoff) = 1
- O (Sauerstoff) = 16
- N (Stickstoff) = 14
10
Q
Nettogleichung für Reaktionen mit Ionen (4)
A
- man kann aber die Begleit-ionen nicht als irrelevant bezeichnen
11
Q
Energetik einer chemischen Reaktion (Thermodynamik)
A
- chemische Reaktionen verlaufen normalerweise unter Aufnahme oder Abgabe von Energie :
Edukte → Produkte +/- ΔE - es gilt der Energieerhaltungssatz der Physik
12
Q
ΔE (3)
A
- es gibt verschiedene Energieformen als “Begeiter” einer chemischen Reaktion
- thermische Energie, Licht (elektromagnetische Strahlung), elektrische Energie, Arbeit
- die häufigsten Energieformen sind thermische Energie und Arbeit
13
Q
Energieerhaltungssatz
A
- Energie kann durch chemische Reaktionen nicht “geschaffen” werden und auch nicht verloren gehen
- Energieformen können nur in einander umgewandelt werden
14
Q
Was ist die Einheit von Energie?
A
- unabhängig von ihrer Form wird Energie immer in der gleichen Einheit gemessen: die SI-Einheit ist das Joule (J)
- 1 J = 1 kg∙m2/s2
- (vorallem bei Nahrungsmitteln): 1cal= 4.184 J
15
Q
Thermische Energie (Wärme) und Arbeit im Universum (3)
A
- wärme und arbeit sind die häufigsten Formen von Energie bei chemischen Reaktionen
- chemische reaktionen laufen in einem begrenzten und genau definierten Teil des Universums ab (dieser wird als System bezeichnet, der übrige Teil als Umgebung)
- die energie eines systems ist ein Mass für die Fähigkeit Arbeit zu verrichten oder Wärme abzugeben
16
Q
Arbeit Definition (2)
A
- die bekannteste Form von Arbeit ist die mechanische Arbeit
- sie kann dazu dienen, Energie in form von potentieller Energie zu speichern oder in Form von kinetischer Energie (Energie von Gasteilchen) auf ein system zu übertragen
17
Q
Wärme Definition und Erklärung (5)
A
- die Energie, die aufgrund einer Temperaturdifferenz zwischen einem System und seiner Umgebung ausgetauscht wird
- also wenn wir keine Temperaturdifferenz zwischen System und und Umgebung haben, dann können wir auch keinen Wärmetausch haben
- wenn zwischen System und Umgebung eine Temperaturdifferenz herrscht (und die Umgebungstemperatur dabei niedriger ist als die des Systems) kann Energie in form von Wärme von einem System auf seine Umgebung übertragen werden
- die von der Umgebung aufgenommene Wärme verstärkt die thermische Bewegung der dort vorhandenen Teilchen
- zum Beispiel: wenn eine System wärme erzeugt, kann das system die Wärme nicht an eine wärmere Umgebung abgeben und dann kann es sein, dass die Reaktion eine ungünstige Energielage hat
18
Q
Exotherme Reaktionen
A
- chemische Reaktionen, bei deren Ablauf Energie frei wird
19
Q
Endotherme Reaktionen
A
- Chemische Reaktionen, die Wärme aus der Umgebung aufnehmen
20
Q
Chemische Reaktionen, bei deren Ablauf Energie frei wird heissen:
A
exotherme Reaktionen
21
Q
Chemische Reaktionen, die Wärme aus der Umgebung aufnehmen heissen:
A
endotherme Reaktionen
22
Q
Die Gesamtenergie eines Systems nennt man…
A
- Innere Energie U
23
Q
Innere Energie U (7)
A
- die Gesamtenergie eines Systems
- jeder Stoff hat eine Innere Energie
- sie ist die Summe der kinetischen Energie (bewegungsenergien) aller Teilchen, Bindungsenergie und der potentiellen Energie, die aus der Wechselwirkung der Teilchen untereinander resultiert
- Innere Energie ist eine Zustandsgrösse/ Zustandsfunktion (=sie ist nur vom augenblicklichen Zustand eines Systems abhängig und nicht vom Weg, auf dem das System in diesen Zustand gebracht wurde)
- Isolierte Energie ist nur in einem geschlossenen System (Volumen) vorhanden
- die Innere Energie eines isolierten Systems ist konstant
- die Innere Energie U eines Systems kann nur durch Austausch von Energie mit der Umgebung verändert werden
24
Q
Austausch von Energie in einem isolierten System
A
- bei einem isolierten System erfolgt kein Austausch von Energie (arbeit oder Wärme) mit der Umgebung
25
Änderung der Inneren Energie ∆U (3)
- ∆U = q + w
- (q: als Wärme zugeführte Energie)
- (w: als Arbeit zugeführte Energie)
26
Gegenteil von Zustandsfunktion
Wegfunktion
27
Der 1. Hauptsatz der Thermodynamik (3)
- Die Innere Energie U eines isolierten Systems ist konstant
- Innere Energie U kann nur durch Austausch von Energie mit der Umgebung verändert werden
- Anderung der Inneren Energie ist: ∆U = q + w
(q: als Wärme zugeführte Energie w: als Arbeit zugeführte Energie)
28
Änderung der Inneren Energie durch Volumenarbeit (5)
- CO2 entsteht und drängt die Atmosphäre um sein Volumen zurück. Das System dehnt sich um ∆V gegen den äusseren Druck p ( = const.) aus
- Weil das Gas sich (bei konstantem Druck) ausdehnen muss, sobald es entsteht, muss es die umgebende Atmosphäre zurückdrängen.
- Foto= bei expandierendem Behälter
29
Innere Energie bei Prozessen unter konstantem Volumen (4)
- Läuft eine Reaktion in einem geschlossenen Behälter von konstantem Volumen ab, dann steigt der Druck in diesem Gefäss an
- Weil aber das Volumen des Systems konstant bleibt, verrichtet das System keine Arbeit an der Umgebung.
- Wenn ∆V = 0 ⇒ w = 0 und ∆U = qv
(Index v wegen V=const.)
- die gemessene Wärme entspricht der Änderung der Inneren Energie
30
Chemische Prozesse bei konstantem Druck
- Die meisten chemischen Reaktionen, (einschliesslich derjenigen, die in lebenden Organismen ablaufen), finden unter dem nahezu konstanten äusseren Luftdruck (Index p für q) statt
31
Enthalpie H (2)
- die Wärme, die bei konstantem Druck ausgetauscht wird
- ist eine Zustandsgrösse
32
die Änderung der Enthalpie ∆H (4)
- die Änderung der Enthalpie ∆H eines Systems entspricht der vom System bei konstantem Druck ausgetauschten Wärme: (∆H = qp) (p ist tiefgesetzt)
- ist eine Zustandsfunktion
- Exotherme Prozesse: ΔH negativ
- Endotherme Prozesse: ΔH positiv
33
Was ist eine Zustandsfunktion?
- hängt vom augenblicklichen Zustand eines Systems ab und nicht vom Weg, auf dem dieses System in diesen Zustand gelangt ist
34
Standard- Reaktionsenthalpie ∆𝐻° (3)
- ist die Reaktionsenthalpie, die gemessen wird, wenn sich die Ausgangssubstanzen in ihren Standardzuständen befinden und wenn Produkte in ihre Standardzustände übergehen.
- ° heisst es ist ein Standardwert
-Der Standardzustand einer Substanz bezieht sich auf eine reine Substanz bei einem Druck von 1 atm (1013.25 hPa)
- Standard-Reaktionsenthalpien lassen sich für beliebige Temperaturen angeben, meist jedoch werden sie auf 25°C (298.15 K) bezogen.
35
Berechnung von Reaktionsenthalpien aus Standard-Bildungsenthalpien (6)
- zuerst wird die chemische Reaktionsgleichung formuliert
- dann berechnet man:
∆H° = Ʃ∆H°f (Produkte) - Ʃ∆H°f (Edukte)
- (summiert die standardenthalpie-werte der gesammten Produkte und Edukte, und dann subtrahiert man)
- Bei der Bildung der Summe wird der ∆𝐻°f-Wert jeder Verbindung mit dem zugehörigen Koeffizienten (Zahl der Mole) aus der Reaktionsgleichung multipliziert.
- Kommen in der Gleichung Elemente in ihrer normalen (stabilen) Form vor, so ist der zugehörige ∆𝐻°f-Wert Null
- Der berechnete ∆𝐻°-Wert gilt nur für Standard-Bedingungen.
36
Was passiert mit dem ∆𝐻° wenn man einen chemischen Prozess umkehrt? (2)
- das Vorzeichen von ∆𝐻° kehrt sich auch :
- ∆𝐻° = -802 kJ wird zu ∆𝐻° = 802 kJ
37
Der Satz von Hess (4)
- sagt aus, dass man eine Reaktion in verschiedene Teilschritte zerlegen kann und die Reaktionsenthalpie ist dann die Summe dieser Teilschritte
- beispiel von Zustandsfunktion
- man benutzt den Satz von Hess um zu schauen wie hypothetische Reaktionen wärmegetönt wären
- laut dem Satz von hess muss die Enthalpiesumme der beiden Schritte dem Gesamtschritt entsprechen
38
Standard- Bildungsenthalpien ∆𝐻°f (2)
- der Wert, der zur Bildung von 1 mol reiner Substanz aus den reinen Elementen unter Standardbedingungen gehört
- Die Standard-Bildungsenthalpie eines Elementes ist in seiner stabilsten Form gleich null.
39
Was sind die drei Enthalpien bei Änderung des Aggregatzustandes (3)
- Schmelzenthalpie
- Verdampfungsenthalpie
- Sublimationsenthalpie
40
Enthalpien bei Änderung des Aggregatzustandes (2)
- kommen bei Phasenumwandlungen ins spiel
- 1. plateau auf Abbildung: die temperatur bleibt auf diesem Plateau gleich, bis wir alles von diesem Feststoff in eine Flüssigphase überführt haben
41
Berechnung der drei Enthalpien bei Änderung des Aggregatzustandes (3)
42
Welche Fragen beantwortet der 1. Hauptsatz der Thermodynamik? (3)
- Wieviel Energie ist bei Stoffumwandlungen involviert?
- Welche Richtung nimmt der Energiefluss (in ein System hinein oder aus einem System
heraus)?
- Welche Form besitzt die der Energieänderung zugrundeliegende Energie?
43
Welche Frage beantwortet der 1. Hauptsatzt der Thermodynamik **nicht**? (2)
- Kann ein chemischer Prozess überhaupt ablaufen, d.h. ist seine Spontanität be- oder
verhindert? (beantwortet die Kinetiklehre / Frage nach Reaktionsgeschwindigkeiten)
- Welche Richtung nimmt der chemische Prozess, wenn er spontan ist? (beantwortet der 2. Hauptsatz der Thermodynamik)
44
2. Hauptsatz der Thermodynamik (3)
- sagt aus, dass ein Prozess spontan ist, wenn er ohne äussere Einwirkung abläuft (er kann dabei schnell oder langsam sein, d.h. die verbrauchte Zeit spielt bei der Beurteilung der Spontanität keine Rolle!).
- genannt: spontanität/freiwilligkeit eines chemischen Prozesses
- spntane Prozesse beinhalten zunahme der Entropie im Universum (Entropie wird gesamthaft grösser)
45
Beispiele für spontane Prozesse: (4)
- Ein Ziegel fällt vom Dach (nicht-spontan ist die Umkehrung!)
- Stahl rostet an feuchter Luft (nicht-spontan ist die Umwandlung von Rost in Eisen)
- Ein Gas verteilt sich gleichmässig in einem Behälter (nicht-spontan wäre die Sammlung
des Gases in einem Teilbereich des Behälters)
- Eis schmilzt spontan bei Temperaturen über 0°C.
46
Spontanität und exo/endothermie eines Prozesses (3)
- nur weil ein Prozess exotherm ist (∆𝐻° negativ) heisst nicht, dass es auch spontan abläuft
- dies gilt umgekehrt auch
- zum Beispiel ist das Schmelzen von Eis endotherm, aber trotzdem ist es ein spontaner Prozess
47
Entropie S (6)
- Teil des 2. Hauptsatzes der Thermodynamik
- Maß für die Anordnungsmöglichkeiten von Teilchen.
- Durch verschiedene Anordnungsmöglichkeiten von Teilchen in einem System steigt das Maß der Unordnung und somit auch die Entropie.
- die wahre Triebkraft hinter chemischen Reaktionen ist die Zunahme der entropie
- spontane Prozesse beinhalten die zunahme der Entropie im Universum (Entropie wird gesamthaft grösser)
- Entropie ist auch das mit dem gleichmässigen Verteilen von Gasen
48
Entropie (S) Formel (3)
- nach Ludwig Boltzmann: S=k x InW
- k= Boltzmann Konstante
- W= Wahrscheindlichkeit : die Anzahl der Anordnungsmäglichkeiten/Mikrozustände eines Systems
49
Entropie - das gleichmässige Verteilen von Gasen (4)
- es gibt (wie man im Bild sieht) ein spontaner Druckausgleich beim öffnen des Hahns
- Entropie des S2 ist grösser als die Entropie des S1
- die Wahrscheinlichkeit alle Moleküle in der linken Kugel zu finden ist sehr gerring
- das Arrangement der Gleichverteilung wird mit der Anzahl von Molekülen immer wahscheinlicher
50
Entropie der Aggregatszustände (5)
- die Entropie des festen Zustandes ist immer kleiner als die des flüssigen und gase haben immer eine hohe Entropie
- Für eine gegebene Substanz hat der Festkörper die grösste Ordnung (die wenigsten Anordnungsmöglichkeiten) und die geringste Entropie
- Der gasförmige Zustand hat die geringste Ordnung
- der flüssige Zustand liegt dazwischen
- Wenn eine Substanz schmilzt oder verdampft, nimmt ihre Entropie zu.
51
Wie wird die Standard molare Entropie einer Substanz angegeben? (3)
- Joule pro Kalvin pro mol
- ist um 1000 Faktor kleiner als die Angabe bei der Enthalpie
52
Trend der Entropie bei verschiedenen Aggregatszuständen in Abhängigkeit von der Temperatur (Bild)
53
Der Entropieaustausch mit der Umgebung (6)
- Zustandsänderungen sind mit ∆S und dem Einbezug der Umgebung verbunden
- Chemische reaktionen verlaufen nicht unabhängig von ihrer Umgebung
- Die Gesamtänderung der Entropie ∆Sges ist dann die Summe aus den Entropieänderungen des Systems ∆SSyst und der Umgebung ∆SUmg:
- ∆Sges = ∆SSyst + ∆SUmg
- Sges (die generelle Unordnung) strebt im Universum einem Maximum zu (im Gegensatz dazu ist die Energie des Universums konstant)
- Sges muss daher grösser als 0 sein und spontane Vorgange vergrössern Sges (diese Aussage entspricht dem 2. Hauptsatz der Thermodynamik)
54
Gibbs-Energie (3)
- T∆Sges = -∆G
- ∆G = ∆H - T∆S
- ist die freie (Reaktions) Enthalpie
55
Freie Standardbildungs-Enthalpie für ∆G
- ∆G° = Ʃ∆G°f (Produkte) - Ʃ∆G°f (Edukte)
56
Einfluss der Vorzeichen von ΔH und ΔS auf den Ablauf einer Reaktion (Tabelle- Spontanität) (4)
57
Reaktionsgeschwindikeit (einer chemischen Reaktion) (Kinetik) (5)
- chemische Reaktionen haben einen zeitlichen Verlauf
- die Mengen der Edukte nehmen ab, die der Produkte zu
- die Reaktionsgeschwindigkeit ist die Änderung der Stoffmengen pro Zeitinterval
- die Reaktionsgeschwindigkeit kann sich ändern (bleibt nicht immer konstant) - nimmt mit der Zeit ab
- Reaktionsgeschwindigkeiten hängen von den Augenblicklichen Konzentrationen ab (Geschwindigkeitsgesetz)
58
Beispiel mit Reaktion A + B → C (6)
wie berechnet man die Geschwindigkeit von C bei:
- Konzentrationsabnahme von A oder B
- Konzentrationszunahme von C
wie berechnet man Geschwindigkeit von C, A oder B (mit Differentialen anstatt Intervalle)
- die Stoffmengen werden in Konzentrationen c gemessen (z.B. mol/L)
59
Geschwindigkeitsgesetz
- die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit eines Stoffes X von seiner Konzentration oder von der Konzentration der Reaktionspartnern
60
Geschwindigkeitskonstante k (3)
- Proportionalitätskonstante
- die Summe von n und m (n+m) nennt man die Reaktionsordnung
61
Reaktionsordnung
- Summe aus n+m in der Geschwindigkeitskonstante Formel
62
Wenn 1 mol A(2) oder B(2) verschwindet, werden 2 mol AB gebildet.
Die Geschwindigkeit des Verschwindens von A(2) und B(2) ist............wie die der Bildung von AB
- Die Geschwindigkeit des Verschwindens von A(2) und B(2) ist **halb so gross** wie die der Bildung von AB
63
Reaktion 1. Ordnung: (4)
- Einfachster Fall Formel
- Integration zwischen der Anfangskonzentration c0(A) und c(A)
- A → B
- Geschwindigkeit von A = Änderung der Konzentration A/Änderung der Zeit t = Geschwindigkeitskonstante k x Konzentration von A
-
64
Ist dies eine Reaktion 1. Ordnung?
65
Reaktionen 1. Ordnung erklärt (2)
- Hier handelt es sich um katalytische oder radioaktive Zerfallsprozesse.
- Die Reaktionsgeschwindigkeit ist nur von der Konzentration des zerfallenden Stoffes abhängig.
66
Graphen für Reaktionen 1 Ordnung
67
Halbwertszeit einer Reaktion 1. Ordnung (4)
- die Reaktionszeit, nach der die Hälfte der Edukte umgesetzt ist, nennt man die Halbwertszeit t1/2
- wenn k sehr gross ist = kleine Halbwertszeit
- durch einsetzen von c(A) = 1/2c0(A) erhält man für t1/2 =
68
Reaktion 2. Ordnung erklärt (4)
- In diesem Falle reagieren zwei Edukte zu einem oder mehreren Produkten
- (Edukte und Produkte werden gemeinsam als Reaktanden bezeichnet)
- Die Reaktionsgeschwindigkeit ist abhängig von den Konzentrationen der Ausgangsstoffe.
- Die meisten bimolekularen Reaktionen in flüssigem oder festem Medium folgen dieser Kinetik.
69
Reaktion 2. Ordnung Formel (5)
70
Graph für Reaktion 2. Ordnung
71
Halbwertszeit einer Konzentration 2. Ordnung (4)
- ist eine lineare Gleichung
- Kehrwert der Messwerte nehmen
- grosse Startkonzentration=kleine Halbwertszeit
72
Geschwindigkeitsgesetz für Reaktionen der 1. und 2. Ordnung
73
Zeitabhängigkeit der Konzentration für Reaktionen 1. und 2. Ordnung
74
Lineare Beziehung für Reaktionen 1. und 2. Ordnung
75
Halbwertszeit für Reaktionen 1. und 2. Ordnung
76
Gesamte Tabelle : Geschwindigkeitsgesetz, Zeitabhängigkeit der Konzentration, Lineare Beziehung und Halbwertszeit für Reaktionen 1. und 2. Ordnung (8)
77
Aktivierungsenergie (Barriere) (4)
- bei fast jeder chemischen Reaktion muss eine energetische Barriere überwunden werden
- schnelle Reaktionen haben kleine Barrieren und langsame Reaktionen grosse
- die aktivierungsenergie kann nicht verschwinden
- die "aktivierte" Anordnung der Reaktionspartner nennt man den aktivierten Komplex oder den Übergangszustand
78
Übergangszustand (2)
- die aktivierte (mit Aktivierungsenergie versehene) Anordnung der Reaktionspartner
- wird auch als aktivierter Komplex bezeichnet
79
Mechanismus (Teilschritte) einer chemischen Reaktion (3)
- eine chemische Reaktion besteht in den meisten Fällen aus vielen einzelnen Teilreaktionen
- die Teilreaktionen sind miteinander über Zwischenprodukte verknüpft
- der Teilschritt, der am langsamsten ist wird als Geschwindigkeitsbestimmender Schritt bezeichnet
80
Welcher Teilschritt einer chemischen Reaktion ist der Geschwindigkeitsbestimmende?
- der langsamste Teilschritt
81
Reaktionsmechanismen mit zyklischem Ablauf (3)
- eines der Edukte wird wieder zurückgebildet
- dazu gehören katalysierte Reaktionen:
- dabei wird der Katalysator komplett zurückgebildet und er sieht nicht mehr so aus wie vorher
82
Was ist ein Katalysator? (5)
- ein Stoff, der die Gesamtgeschwindigkeit einer Reaktion erhöht
- der Katalysator wird in der Reaktion nicht verbraucht
- die biologischen Katalysatoren sind Enzyme
- der Katalysator verändert nicht die Reaktionsenthalpie, sondern die maximale Aktivierungsenergie
- Katalysator hat keinen Einfluss auf die Gleichgewichtskonstante (kann nicht mehr Produkt im Verhältnis zum Edukt produzieren, sondern kann nur Geschwindigkeit beeinflussen)
83
Energiediagramme für den Ablauf einer Reaktion ohne und mit Katalysator (4)
- die Reaktion mit Katalysator wird in einzelne Schritte aufgeteilt
- der Katalysator verändert nicht die Reaktionsenthalpie, sondern die maximale Aktivierungsenergie
84
**Reversible Reaktionen** (3)
Graph (2)
Reaktionsgeschwindigkeit Formel (2)
Formel für Gleichgewicht (1)
- unter geeigneten Bedingungen ist fast jede chemische Reaktion umkehrbar
- sie kann dann in beide Richtungen verlaufen (Hin- und Rückreaktion)
- in der chemischen Gleichung wird dies mit einem Doppelpfeil gekennzeichnet
- Graph zeigt, dass mit der Zeit die Konzentration der Edukte abnimmt und die der Produkte zunimmt
85
die Gleichgewichtskonstante k ist...
temperaturabhängig
86
Massenwirkungsgesetz (7)
- entspricht dem Konzentrationsquotient (ist ein konstanter Quotient)
- spiegelt das Verhältnis zwischen Edukten und Produkten
- die "Massen" haben Wirkung aufeinander
- Erhöhung einer bestimmten Konzentration bewirkt Veränderung der Konzentration der anderen beteiligten Stoffe, so dass k konstant bleibt
- Allgemeine Formulierung des Massenwirkungsgesetztes und per Konvention:
- für die Formulierung der Reaktion in die umgekehrte richtung ist die Gleichgewichtskonstante K' und die linke Seite wird druchr die rechte dividiert
87
Welche Gleichung wird gebraucht um Gleichweichtskonstanten aus freien Enthalpien im Standard und im umgekehrten Zustand zu berechnen? (3)
- im Gleichgewichtszustand ist ∆𝐆 = 𝟎
- in der Gleichung ist R die allgemeine Gaskonstante und T ist Temperatur
88
Lösung Definition
homogene Gemische
89
- Lösungsmittel/Solvens Definition
- gelöste Stoffe Definition
- Komponente mit dem grössten Mengenanteil
- die übrigen Komponenten (z.b. Elektrolyte)
90
Elektrolyte (2)
- gelöste Stoffe, die den elektrischen Strom leiten
- Gegenteil: Nichtelektrolyte
91
Konzentration Definition
- die Stoffmengen der gelösten Stoffe im Verhältnis zur Menge des Lösungsmittels
92
Welche Dichte hat Wasser?
Dichte 1
93
Tabelle: Konzentrationsmass, Einheiten, Definition (7)
94
Lösungen von Elektrolyten (3)
- viele polare und ionische Stoffe lösen sich im Wasser unter Bilddung beweglicher Ionen (Elektrolyte)
- die entstehenden Ionen erhalten beim Lösungsvorgang eine Hülle von Wassermolekülen - Hydrathülle - (man sagt sie sind hydratisiert)
- die Wassermoleküle lagern sich als Dipole um die Ionen (Ion-Dipol-Wechselwirkung zwischen den Ionen und den Wasserdipolen), teilweise aber auch unter Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen
95
Eigenschaften von Zucker (3)
- ist ein nicht-elektrolyt
- ist Wasserlöslich
- ist nicht sehr leitfähig
96
Was passiert wenn wir ein Salzkristalle (Elektrolyt) der Wassergrenzflächeaussetzten?
- wenn die Ionen aus der obersten Schicht austreten dann werden sie sofort von Wassermolekülen gesehen und eine Hydrathülle wird gebildet
97
Wie werden Kationen an Wassermoleküle gebunden?
- die (meist kleineren) Kationen werden so an die Wassermoleküle gebunden, dass sie die negative Partialladung der O-Atome anziehen
98
Wie werden Anionen an Wassermoleküle gebunden?
- die (meist grösseren) Anionen werden über Wasserstoffbrückenbindungen und über die Anziehung der positiven Partialladung der H- Atome gebunden
99
Die Sphären der Wassermolekülen um Ionen (bei Bindung von Ionen an Wassermoleküle) (Elektrolyte) (4)
- es gibt abhängig von der Art des Ions mehrere Sphären von Wassermolekülen um ein Ion
- die Zahl der Wassermolekülen in der ersten Sphäre ist meistens 6. (bei Alkali, Erdalkali Kationen)
- die Anlagerung der zweiten Sphäre ist schwächer und variiert mit der Grösse, der Ladung des Ions (Ionenpotential: Ladung/Radius) und der Temperatur
- durch die Ausbildung einer Hydrathülle vergrössert sich der Radius der Teilchen
100
entscheidender physikalischer Faktor: Ionenpotential=
Ionenpotential= Ladung/Radius
101
Was bewirkt die Ausbildung einer Hydrathülle?
- es vergrössert sich der Radius der Teilchen
102
Ionenradius bei freien Alkali-Ionen vs. bei hydratisierten Ionen (2)
- bei den Alkali-Ionen nimmt Ionenradius mit steigender Ordnungszahl zu
- bei hydratisierten Ionen nimmt Ionenradius mit steigender Ordnungszahl ab
103
Hydratisierte Ionen (4)
104
Hydrationsenergie (3)
- bei der Hydrationsenergie wird energie frei
- die Hydrationsenergie (∆H^H) ist eine Enthalpie
- der Energiegewinn hängt von der Grösse und Ladung der Ionen ab (zum Beispiel ist sie grösser bei Erdalkali-Ionen als bei Alkali-Ionen)
105
Biologische Konsequenzen der Grösse der teilchen (4)
- die grösse der Teilchen beeinflusst ihre Beweglichkeit
- zum Beispiel ist Natrium hydratisiert grösser als Kalium und ist desshalb zu gross um durch gewisse Poren zu passen, durch die Kalium passieren kann.
- die Grössenverhältnisse kehren sich um, wenn die Alkali-Ionen ihre Hydrathülle abstreifen
- dieser Vorgang erfordert Energie, da bei der Hydration Energie frei wird
106
Kann man die Löslichkeit von Salzen vorraussagen?
- Ja
107
Löslichkeit eines Stoffes (4)
- Konzentration eines Stoffes der gesättigten Lösung (oft ausgedrückt als Massenkonzentration oder Massenanteil)
- die Konzentration, die man maximal über dem Bodenkörper erreichen kann
- die Löslichkeit eines Stoffes hängt von der Temperatur, Druck und Lösungsmittel ab
- "gleiches löst gleiches"
108
gesätigte Lösung (2)
- in einer gesätigten Lösung befindet sich die gelöste Substanz in einem dynamischen Gleichgewicht mit der ungelösten Substanz
- Ionenprodukt = Löslichkeitsprodukt
109
verdünnte Lösung
- Ionenprodukt < Löslichkeitsprodukt
110
übersättigte Lösung
- Ionenprodukt > Löslichkeitsprodukt
111
gleichionige Zusätze (2)
- beeinflussen stark die Gleichgewichtskonzentrationen
- (vorallem mit Ionenkonzentrationen, die in höherer Potenz in die Gleichung eingehen)
112
Prinzip des kleinsten Zwanges (Le Chatelier) (6)
- übt man auf ein im Gleichgewicht befindlichen System durch Änderung der äusseren Bedingungen einen Zwang aus, so verschiebt sich das Gleichgewicht derart, dass es dem äusseren Zwang ausweicht (gilt auch wenn gase involviert sind)
- Salze können sich endotherm und exotherm lösen:
- Lösungsvorgang exotherm: (Lösungsenthalpie < 0) (Gitterenthalpie ist kleiner als Hydrationsenthalpie) = die Löslichkeit nimmt mit steigender Temperatur ab
- Lösungsvorgang endotherm: (Lösungsenthalpie > 0) (Gitterenthalpie ist grösser als Hydrationsenthalpie) = die Löslichkeit nimmt mit steigender Temperatur ab
- desto grösser die Hydrationsenthalpie, desto besser löslich ist es
113
Löslichkeit von Gasen (4)
- löslichkeit von Gasen ist exotherm
- löslichkeit von Gasen nimmt mit steigender Temperatur ab
- Henry-Dalton'sche Gesetz (verdünnte Lösungen): c= K x p (Konzentration = Konstante x Partialdruck)
- Löslichkeit nimmt mit zunehmendem Druck zu
114
Säure Definition (nach Arrhenius und Brönstedt) (2)
- Säuren sind Stoffe, die in wässriger Lösung H+ Ionen abgeben
- Protonendonator
115
Base Definition (nach Arrhenius und Brönstedt) (3)
- Basen sind Stoffe, die in wässriger Lösung OH- Ionen abgeben
- Protonenakzeptoren
- also alles, was das Proton einer Säure aufnehmen kann ist eine Base, die in einer konjugierten Gleichung auftaucht
116
Protolysereaktion/Säure-Base-Paare (6)
- wird auch Protonenübertragungsreaktion genannt
- ist die gesammte Reaktion
- eine Protolysereaktion benötigt 2 Säure/Base-Paare, zwischen denen ein Gleichgewicht existiert
- die konjugierte Base ist die deprotonierte Version der Säure auf der anderen Seite der Reaktionsgleichung, sie bildet zusammen mit ihrer Säure ein Säure/Base-Paar
- somit gibt es nach Brönstedt eine Säurefunktion und eine Basefunktion
- ein Ampholyt kann als Säure oder base reagieren
117
Hydrolyse
- die Spaltung einer kovalenten Bindung mit Wasser
118
Ampholyt (3)
- kann als Säure oder Base reagieren
- als Säure (proton abgeben)
- als Base (proton aufnehmen)
119
pH-Wert (7)
- gibt an wie sauer oder basisch (alkalisch) eine wässrige Lösung ist
- mann kann ihn durch die Anzahl der Wasserstoffionen bestimmen
- wegen der hydratisierung der Wasserstoffionen H¨+ (=protonen) kann man den pH Wert auch anhand der Oxonium-Ionen (H^3O) messen
- Die Skala des pH Wertes reicht von 0 – 14
- Je mehr Hydronium-Ionen/Wasserstoff-Ionen innerhalb der Lösung sind, desto saurer ist sie
- der pH-Wert ist der negative zehner logaritmus (dekadische) des Zahlenwertes der H^3O+ Konzentration
120
Hydratisierung (2)
- Vorgang, bei dem sich die H¨+ Ionen in einer wässrigen Lösung über Wasserstoffbrücken an Wasser (H^2O) binden
- dadurch entstehen die Oxonium-Ionen H^3O (auch Hydronium Ionen genannt)
121
Welche pH-Werte gelten als: (3)
-sauerer Bereich
-Neutral
-Basischer Bereich
-?
- sauer: pH < 7
- neutral: 7
- basisch: >7
122
pOH-Wert (3)
- gibt die Konzentration an OH¨- (OH minus) Ionen in einer Lösung an.
- der pH Wert addiert mit dem pOH Wert einer Lösung muss immer 14 ergeben
123
Ionenprodukt des Wassers (6)
- ist das Produkt der jeweiligen Konzentrationen von Oxonium- und Hydroxidionen in reinem Wasser
- ist eine Anwendung des Massenwirkungsgesetzes auf die Autoprotolyse-Reaktion von Wasser
- ist das Produkt der Stoffmengenkonzentrationen der sich in einer Lösung befindenden Ionen
- Falls diese Lösung gesättigt ist, spricht man anstatt des Ionenproduktes vom sogenannten Löslichkeitsprodukt
124
Dissoziation (3)
- die Aufspaltung von chemischen Verbindungen in Molekülen, Atome oder Ionen
- läuft entweder selbstständig oder angeregt ab
- Gegenteil: (zusammenlagerung zweier oder mehreren Moleküle)= Assoziation
125
Dissoziationskonstante K_d (2)
- gibt dir an, in welcher Form (undissoziiert oder dissoziiert) die Verbindung bevorzugt vorliegt
- Je größer K_d ist, desto weiter liegt das Gleichgewicht bei der undissoziierten Form
126
Gleichgewichtsgleichung für eine Säure, die nicht komplett dissoziert ist:
127
Starke Säure (5)
- Gleichgewicht liegt auf der dissozierten Seite
- alles unter -2 ist eine sehr starke Säure
- K_s > 100
- pK_s < -2
- pH = -log C_säure (C_säure = totalkonzentration der Säure. Startkonzentration)
128
Schwache Säure (4)
- Gleichgewicht liegt auf der undissozierten Seite
- Beispiel: Essigsäure
- Allgemeine Formel bei schwachen Säuren: (gilt für den Bereich: C_säure >/_ K_s (Ks = Säurekonstante), (C_säure= Totalkonzentration der Säure)
129
Dissoziation bei Säuren (3)
- Bei den meisten Säuren kommt es nicht nur zu einer Aufspaltung/Dissoziation der Verbindung in Ionen, zusätzlich werden Protonen der Säure auf den Reaktionspartner (meist Wasser) übertragen (= protolysiert)
- Deshalb wird hier auch oft statt einer Dissoziation von einer Protolyse gesprochen
- Je schwächer die Säure, desto schwächer dissoziieren sie und desto weniger H^+ steht für eine Protolyse zur Verfügung.
130
pK_s Wert (4)
- Stoffkonstante, welche die Stärke einer Säure beschreibt
- Je kleiner der pKs Wert ist, umso stärker ist die Säure.
- pK_s = -log K_s (Säurekonstante)
131
Tabelle mit Säure-Base Paare und pK_s bei 25°C (14)
132
HF Säure (3)
- Flusssäure
- ist eine der schlimmsten Säuren
- hat sehr starkes dipolmoment und geht sofort in die haut (kontakt kann tödlich sein)
133
HCN Säure (2)
- Blausäure
- relative schwache Säure, aber kann trotzdem tödlich sein
134
Essigsäure (6)
- CH_3COOH
- gehört zur Carbonsäuregruppe
- mittelstarke bis schwache Säure
- reagiert nicht vollständig mit Wasser
- bei der Reaktion entstehen freibewegliche Ionen, dadurch ist Essigsäure in der Lage elektrischen Strom zu leiten
- die Salze der Essigsäure nennt man Acetate
135
Wie bestimmt man den pH-Wert?
- mit einem pH-Meter
136
Dissoziationskontante für Schwefelsäure (mehrprotonige Säure) (5)
- die erste Säurestufe ist immer am stärksten
137
Dissoziationskonstante für Phosphorsäure (mehrprotonige Säure) (7)
- erste Stufe ist immer am stärksten
138
Dissoziationskonstante für Kohlensäure (mehrprotonige Säure) (5)
- erste Stufe ist immer am stärksten
139
Bei jedem weiteren Dissoziationsschritt...
...werden Protonen zunehmen schwerer abgespalten
140
Basenkonstante
- K_B
141
pH-Wert berechnung von Basen (2)
- eigentlich gleich wie bei Säuren
-
142
Protolyse (4)
- ein Proton vom Protonendonator wird auf den Protonenakzeptor übertragen
- Bei der Protonenübertragungs-Reaktion stellt sich ein chemisches Gleichgewicht ein, das Protolysegleichgewicht
- Bei starken Säuren und Basen kann eine vollständige Protolyse vorliegen. Das heißt, dass die komplette Säure dissoziiert
- während bei schwachen Säuren und Basen die protolytische Reaktion nur teilweise abläuft.
143
Protolyse Beispiel bei Beispiel der Reaktion von Salzsäure (HCl) mit Wasser (H2O) (4)
- Die Salzsäure gibt ein Proton ab, ist also der Protonendonator - Das Wasser kann das Proton aufnehmen und ist somit in diesem Fall der Protonenakzeptor
- In diesem Beispiel liegt das Gleichgewicht auf der rechten Seite
- Die Salzsäure dissoziiert zu einem großen Teil
144
Basenprotolyse von Natriumacetat
CH_3COONa (3)
- dabei ist K_B die basenkonstante
145
Säure Base Titration (4)
- die Titration ist eine Massanalyse
- wird gebraucht um die Konzentrationen von Säuren und Basen zu bestimmen
- muss immer gerührt werden
- Säuren und Basen neutralisieren sich , wenn sie in einem bestimmten Mengenverhältnis vorkommen
146
Ablauf der Säure Base Titration (5)
- Du hast eine dir bekannte Säure (oder Base), dessen Konzentration du aber nicht kennst. Sie ist nun deine Probelösung.
- Um ihre Konzentration herauszufinden, führst du die Titration durch: Dabei lässt du die sogenannte Maßlösung, also eine starke Base (bzw. Säure), kontinuierlich zu deiner Probelösung tropfen.
- Sie neutralisiert dort nach und nach die enthaltenen OH–-Ionen (bzw. H_3O+-Ionen)
- Hat die Maßlösung die Probelösung dann vollständig neutralisiert, ist der sogenannte Äquivalenzpunkt erreicht.
- Mithilfe der Reaktionsgleichung und der Menge, der bis dahin hinzugefügten Maßlösung, kannst du dann die Konzentration der Probelösung berechnen.
147
Titration einer starken Säure mit einer starken Base (3)
- X= Endpunkt
- Oberhalb des X ist nach der Neutralisation
148
Titration einer schwachen Säure mit einer starken Base (5)
- vor-Titration ist empfehlenswert
- macht man um die konzentration schwacher Säuren zu bestimmen und um die pK -Werte zu bestimmen
- die Form ist flacher als bei starten Säuren mit starken basen
- der Äquivalenzpunkt ist etwas verschoben
149
Säure-Base Indikatoren (2)
- sind organische Farbstoffe, deren Lösungen bei Änderung des pH-Werts ihre Farbe wechseln
- die Farbänderung erfolgt für einen bestimmten Indikator in einem bestimmten pH-Bereich
150
Umschlagbereich pH =
- pK_s +/- 1
151
Welche Farbe hat einen pH-Wert von 7?
- grün
152
Trend der Farben der Indikatorbasen (2)
- 1-3 Umschlagbereich pH -etwa 5 umschlagbereich pH- etwa 8 Umschlagbereich pH
- rot- blau- farblos oder gelb
153
Pufferlösungen (4)
- Lösungen, die auch bei Zugabe grossen Mengen an Säuren oder basen ihren pH-Wert nur wenig ändern
- bestehen aus der Lösung einer schwachen Säure (Base) und der konjugierten Base (Säure)
- je konzentrierter die Pufferlösung desto grösser die Pufferkapazität
- die grösste Pufferwirkung ist wenn pH = pK_s vor c(A^-) = c(HA)
