Chemie Flashcards
Oxidation
- Abgabe von Elektronen
- Oxidationszahl wird erhöht
Reduktionsmittel
Ruft eine Reduktion herbei, oxidiert dabei selbst:
- gibt leicht Elektronen ab
- Oxidationszahl wird erhöht
Prinzip von Le Chatelier
Übt man auf ein chemisches System im Gleichgewicht einen Zwang aus, so reagiert es so, dass die Wirkung des Zwanges minimal wird.
dynamisches Gleichgewicht
- Konzentrationen sind nicht gleich
- alle Stoffe in bestimmten Verhältnis zueinander
- Hin- und Rückreationen laufen in gleicher Geschwindigkeit weiterhin ab
- erscheint es als wäre die Reaktion im Stillstand
- keine stofflichen Veränderungen findet statt
Fullerene
hohle, geschlossene Moleküle aus Kohlenstoffatomen, die sich in Fünf- und Sechsecken anordnen.
Iodid
Verbindungen von Iod mit Metallen
Mehrwertige Säuren
können stufenweise H+ abgeben
- erste Dissoziationsstufe Typ “starke Säure”
- weiteren Dissoziationsstufen “schwache Säure”
- Stufe
H2SO4 HSO4- + H+
praktisch 100 % - starke Säure
- Stufe
HSO4- SO4 2- + H+
Gleichgewicht, pKS = 1,92 - schwache Säure
Acetylen
Ethin (Alkin von Ethan)
Calciumcarbonat
auch kohlensaurer Kalk
CaCO3
Halogene
- Hauptgruppe / Gruppe 17
Elemente:
- Fluor
- Chlor
- Brom
- Iod
- Astat
Chalkogenen
- Hauptgruppe
Elemente:
- Sauerstoff
- Schwefel
- Selen
- Tellur
- Polonium
- Livermorium
Edelgase
- Hauptgruppe
Elemente:
- Helium
- Neon
- Argon
- Krypton
- Xenon
- Radon
- Oganesson
Säurekonstante
- Je stärker die Säure - umso höher der Ks-Wert
- umso niedriger der pKs-Wert.
- wenn Ks-Wert positiv -> pKs-Wert negativ.
- hohe Säurekonstante bei hoher Gleichgewichtskonstante
Alkine
besitzen Dreifachbindung zwischen den C- Atomen
endotherme Reaktion
- benötigt Energie, muss aus der Umgebung zugeführt werden
- positives Vorzeichen
Endotherme Vorgänge:
- Schmelzwärme des Eises
- kühlt Flüssigkeit
- Verdunsten von Wasser
- Verdampfungswärme freigesetzt (Kältegefühl)
(-> Schmelzen enzieht Wärme aus Umgebung)
(-> frei werdende Kondensationswärme ist negativ)
- freiwerdende Energie geringer als Aktivierungsenergie
- reicht nicht aus, die Reaktion weiter voranzutreiben
- Reaktionsenergie ist insgesamt positiv
- Energie muss kontinuierlich von außen zugeführt werden um die Reaktion nicht zu unterbrechen
Beispiele endothermer Reaktionen:
- 2H2O → H2 + O2 (Elektrolyse von Wasser z.B.: Treibstoff für Brennstoffzellen)
- C + H2O → CO + H2 (Vergasung von Kohle mit Wasserdampf)
- CaCO3 → CaO + CO2 (Brennen von Kalk)
- H2O(s) → H2O(l) (Schmelzen von Wasser, keine chemische Reaktion, sondern ein physikalischer Vorgang)
Sublimationswärme/enthalpie
- Übergang Feststoffes in Gas (oder umgekehrt)
- Sublimationswärme / Sublimationsenthalpie ΔHSubl wird aufgenommen
- setzt sich aus Schmelzenthalpie ΔHSchm und Verdampfungsenthalpie ΔHVerd zusammen
- Wasser ca. 47 kJ/mol
Phasendiagramm
- Punkt an dem sich alle drei Kurven schneiden: Tripelpunkt
- alle drei Phasen im Gleichgewicht
- sind alle nebeneinander existent
- andere Punkt auf den Kurven - Gleichgewicht zwischen zwei Phasen
- ein Punkt weder auf eine Linie oder den Tripelpunkt
- nur eine Phase im System vorhanden
- in diesem Zustand die meisten Freiheitsgrade
- größtmögliche Anzahl an Zustandsvariablen, unabhängig voneinander variieren können
- Druck
- Temperatur
Linie A - B
- Dampfdruck der Flüssigkeit
- stellt das Gleichgewicht zwischen flüssiger und gasförmiger Phase dar
- Punkt auf dieser Kurve (1 bar (1atm))
- Normalsiedepunkt des Stoffes
- endet Kurve beim kritischen Punkt
- liegt bei kritischen Temperatur und kritischen Druck
- über diesem Punkt nicht zwischen flüssiger und gasförmiger Phase unterscheidbar
Linie A - C
- Dampfdruck des Festkörpers
- wenn bei verschiedenen Temperaturen sublimiert
Linie A - D
- Schmelzpunkt des Festkörpers mit steigendem Druck
- Linie neigt sich etwas nach rechts, wenn der Druck steigt
- meisten Substanzen die feste Form dichter als die flüssige
- nicht so bei Wasser, Bismut, Gallium (zeigt Kurve nach links (= Anomalie des Wassers))
- 1 bar und 0°C im Allgemeinen der Schmelzpunkt
Phasenübergänge
- Gleichgewicht aus der Ruhe durch Änderung
- Temperatur
- Drucks
- kommt zu Phasenübergängen
- immer von einer Änderung der Energie des Systems begleitet
- Energie des Systems
- für Festkörper den niedrigsten Wert
- für Gase den höchsten Wert
In einem Festkörper sind die Moleküle und Ionen an mehr oder weniger fixen Positionen dicht aneinander gepackt. Das bewirkt eine Minimierung der Energie des Systems. Wenn die Temperatur des Festkörpers steigt, Schwingen die Atome/Moleküle des Körpers um ihre Gleichgewichtslage in einer energiereichen Bewegung. Ist die Temperatur und damit die Energie der Komponenten hoch genug, fängt der Festkörper an zu schmelzen. Das hat zur Folge, dass die Baugruppen nun frei beweglich daliegen und somit ihr durchschnittlicher Abstand zueinander größer wird. Um diese Bewegungsfreiheit zu bewirken, muss Energie aufgewendet werden. Sie wird als Schmelzwärme oder auch Schmelzenthalpie bezeichnet und üblicher Weise mit ΔHSchm abgekürzt. Diese, für die Erhöhung der kinetischen Energie der Bausteine aufgewendete Energie, wird aufgebracht, indem der Umgebung Wärme entzogen wird. Dies wird so lange gemacht, bis der Phasenübergang abgeschlossen ist. Diese sogenannte latente Wärme bringt die Eigenheit an den Tag, dass während des Phasenübergangen die Temperatur des Systems konstant bleibt. Die Schmelzwärme von Eis beträgt beispielsweise 6,01 kJ/mol. Das Schmelzen wird als endothermer Vorgang bezeichnet.
Eine endotherme Reaktion ist dadurch gekennzeichnet, dass für die notwendige Reaktion Energie, in Form von Wärme, aus der Umgebung zugeführt werden muss. Sie trägt ein positives Vorzeichen. Endotherme Vorgänge sind ständige Wegbegleiter im Alltag: Die Schmelzwärme des Eises kühlt die Flüssigkeit, in die es eingetaucht ist. Genauso wird durch das Verdunsten des Wassers auf unserer Haut Verdampfungswärme freigesetzt, die uns das Kältegefühl verleiht, wenn wir aus der Dusche, oder aus dem Schwimmbecken heraustreten.
Der geschmolzene Feststoff, der nun als Flüssigkeit vorliegt, wird weiter erwärmt. Dadurch steigen wie gehabt die Energien der Moleküle, was dazu führt, dass die Konzentration der übergetretenen Gasmoleküle über der Flüssigkeit mit der Temperatur ansteigt. Dieser Konzentrationsanstieg bewirkt eine Erhöhung des Dampfdrucks in der Flüssigkeit. Nach weiterem Anstieg der Temperatur, entspricht der wirkende Dampfdruck dem externen Druck (meistens Atmosphären(Luft-)druck) und die Flüssigkeit beginnt zu sieden. Die Moleküle der Flüssigkeit gehen in den gasförmigen Zustand über. Die für diese Zustandsänderung benötigte Energie wird als Verdampfungswärme, oder Verdampfungsenthalpie bezeichnet. Sie wird mit ΔHVerd abgekürzt. Für Wasser beträgt sie 40,7 kJ/mol. Das Verhältnis ΔHSchm < ΔHVerd ist leicht einzusehen, da die Anziehungskräfte zwischen den Molekülen beim Übergang vom flüssigen in den gasförmigen Zustand komplett überwunden werden müssen, während beim Schmelzen viele dieser Wechselwirkungen noch bestehen bleiben.
Analog kann der Übergang eines Feststoffes in ein Gas (oder umgekehrt) von statten gehen, wobei hier Sublimationswärme bzw. Sublimationsenthalpie ΔHSubl aufgenommen wird. Sie setzt sich aus Schmelzenthalpie ΔHSchm und Verdampfungsenthalpie ΔHVerd zusammen. Für Wasser beträgt sie somit rund 47 kJ/mol. Diese Art von Phasenübergang ist vor allem für die Nahrungsmittelindustrie von Bedeutung, da das Gefriertrocknen auf diesen Effekt aufbaut.
Wie man aus der obigen Abbildung entnehmen kann, ist ein Übergang in umgekehrter Reihenfolge (Gas zu Flüssigkeit zu Feststoff) möglich. Der Unterschied liegt in der freigesetzten Übergangsenergie, die nun einen sogenannten exothermen Charakter hat. Bei exothermen Reaktionen wird Energie, in Form von Wärme, an die Umgebung abgegeben. Sie tragen einen negativen Zahlenwert (z.B.: die Gefrierenthalpie von Wasser beträgt ΔHGefr = - 6,01 kJ/mol).
Triplepunkt
- auch Dreiphasenpunkt
- Zustand, beschrieben durch Druck und Temperatur
- drei Aggregatzustände eines Stoffes im thermodynamischen Gleichgewicht
- alle drei Phasen sind vorhanden
Summenformel
- Anzahl der Atome der chemischen Elemente
- Summenformeln von Salzen entsprechen in der Regel ihren Verhältnisformeln
- besonders in der Beschreibung von chemischen Reaktionen
- hauptsächlich in der anorganischen Chemie angewendet
Valenzstrichformel
- am häufigsten eingesetzt
- Bindungen der Moleküle als Valenzstriche dargestellt
- in organischen Chemie verwendet
- Grenzen, wenn Moleküle groß, komplex und „unübersichtlich“
Keilstrichformel
- verfeinerte Version der Valenzstrichformel
- zusätzlich Angaben zur räumlichen Anordnung
- volle Keilstriche
- Strukturteile im Vordergrund (vor der Papierebene)
- Keilstriche mit Übergängen („gestrichelt“)
- Teile, im Hintergrund (hinter der Papierebene)
- räumliche Faktor einer Verbindung beschrieben
- somit eine dreidimensionale Struktur andeuten
Massenwirkungsgesetz
- Quotient aus
- Produkt der Konzentrationen der Endstoffe
- Produkt der Konzentrationen der Ausgangsstoffe
- konstanten Stoffmengen = gleicher Wert
- Optimierung von Reaktionen
- möglichst großen Zahlenwert K
