Einführung in die Chemiemeier/vorlesung/einfuehrung-chemie1.pdf · • Struktur von Atomen und das...
Transcript of Einführung in die Chemiemeier/vorlesung/einfuehrung-chemie1.pdf · • Struktur von Atomen und das...
Einführung in die Chemie
Lehrbücher: Atkins/Jones (Chemical principles:The quest for insight)¨Mortimer/Müller (Chemie)Riedel (Allg. und Anorg. Chemie)Dickerson/Gray/Haight (Prinzipien der Chemie)Huheey (Anorg. Chemie)
http://www.chemie.unibas.ch/~meier/einfuehrung.html
Weiterführend:Greenwood/Earnshaw (Chemie der Elemente)Hollemann/Wiberg (Lehrbuch der Anorg. Chemie)
Allgemeine Informationen
4 Stunden Vorlesung müssen alle besuchen.(MO, DI 10-12 ausser in der ersten Semesterwoche)
2 Stunden Vertiefung/ Uebungen (je MI 10-12, sind getrennt nach Studienrichtung):
a) Chemiker, Nanowissenschaftler; grosser Hörsaal PC
b) Pharmazeuten; grosser Hörsaal OC
c) Biologen, Informatiker Geowissenschaftler; Hörsaal Anatomie
Einführung in die Chemie
• Historische Entwicklung• Eigenschaften und Zusammensetzung der Materie• Chemische Symbole• Das Periodensystem der Elemente• Atome, Verbindungen, Moleküle• Chemische Nomenklatur• Chemische Reaktionen• Redox-Reaktionen• Reaktionen und Enthalpie• Struktur von Atomen und das Periodensystem• Periodizität der physikalischen Eigenschaften • Die chemische Bindung• Gestalt von Molekülen• Eigenschaften von Gasen• Die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen• Katalyse• Das chemische Gleichgewicht• Säuren und Basen• Löslichkeit• Thermodynamik und Gleichgewicht (Die Hauptsätze der Thermodynamik)• Zwischenmolekulare Wechselwirkungen• Charakteristische Eigenschaften von Flüssigkeiten und Festkörpern
Historische Entwicklung
600 B.C. 300 B.C. 1650 A.C.1790 B.C.
•Töpferei, KochenBacken, Brauwesen...•`trial and error`•Keine theoretischen Konzepte
•Griechische Philosophen•Zusammensetzung der Materie (Feuer, Wasser, Luft, Erde)•Atome(Leukipp, Demokrit)
•Alchemie•Experimente als Nachweis von Theorien•Der Stein der Weisen•Sammlung chemischer Daten
Phlogiston (z.B., Holz = Asche + Phlogiston)
Moderne Chemie (Lavoisier)
•Organische Chemie•Anorganische Chemie•Analytische Chemie•Physikalische Chemie•Biochemie•Makromoleculare Chemie...
Die Eigenschaften der MaterieMaterie
Mischungen Substanzen
Verbindungen Elemente
Physikalische Methoden
chemische Methoden
KristallisationFällungFiltrationDestillationChromatographie
Der physikalische Zustand der Materie
fest
flüssig gasförmig
schmelzen
erstarren
verdampfen
kondensieren
sublimieren
kondensieren
MasseinheitenQuantitative Beobachtungen basieren auf Messungen und numerischer Information
MasseVolumen
TemperaturChemie
SI-Einheiten:
Masse m Kilogramm kgLänge l Meter mZeit t Sekunde sTemperatur T Kelvin KSubstanzmenge n Mol molElektrischer Strom I Ampère ALichtintensität Iv Candela cd
Abgeleitete Einheiten
Volumen V = Länge*Weite*Höhe m3
Dichte r = Masse/Volumen g/cm3
Konzentration c = Substanzmenge/Volumen mol/L
Extensive Grössen abhängig von Probengrösse
Intensive Grössen unabhängig von Probengrösse
Masse? Temperatur? Volumen? Dichte?
†
w(X) =m(X)
m(Lösung)
†
x(A) =n(A)
n(A) + n(B) + n(C) + ...
†
c(X) =n(X)
VLösung
†
b(X) =n(X)
mLösungsmittel
†
b(X) =m(X)VLösung
†
d(X) =V (X)VLösung
†
j(A) =V (A)
V (A) + V (B) + V (C) + ...Volumenanteil(Volumenbruch)
Volumenkonzentration
Massenkonzentration
Molalität
Stoffmengenkonzentration
(vgl. Molarität, Normalität)
Stoffmengenanteil(Molenbruch)
Massenanteil
Konzentration von Lösungen
Die Zusammensetzung derMaterie
Atom kleinstes Teilchen eines Elements, das die chemischen Eigenschaften dieses Elements aufweist.
Element Substanz aus Atomen mit den gleichen chemischenEigenschaften
Elementeca. 110 Elemente wurden bislang identifiziert
Namen und Symbole der Elemente
Altertum Kupfer ZypernGold ´gelb´ (a.d. engl.)
Charakteristika Chlor gelb-grünBrom Gestank
Personen/Orte BerkeliumEinsteiniumCurium
Chemische SymboleAbkürzung der Namen der Elemente
Häufig die ersten oder ersten beiden Buchstaben des Namens des Elements (in Englisch, Deutsch, Latein, Griechisch, ohne generelle Regel!)
Wasserstoff (Hydrogenium) HKohlenstoff (Carbonium) CStickstoff (Nitrogenium) NSauerstoff (Oxygenium) OHelium HeAluminium AlNickel NiSilizium SiMagnesium MgZink ZnChlor Cl
Das Periodensystem derElemente (PSE)
• spezielle Anordnung der Symbole der Elemente• räumliche Anordnung eines Elements in PSE gibt Hinweise auf seine Eigenschaften
Gruppen vertikale Spalten
Perioden horizontale Reihen
(Elektronische Struktur der Atome)
(chemische Verwandtschaft)
H He
Lanthanide
Actinide
Alk
alim
etal
le
Erd
alka
limet
alle
Hal
ogen
e
Ede
lgas
e1234567
I II III IV V VI VII VIII
Uebergangsmetalle
1234567
I II III IV V VI VII VIII
BAl
Ga
CSi
Ge
Sn
P
As
Sb
Bi
Se
Te
Po
I
At Rn
Metalle
NichtmetalleMetalloide
AtomeJohn Dalton (1805) Atomtheorie
•Elemente bestehen aus Atomen•Alle Atome eines Elements sind gleich•Atome verschiedener Elemente haben verschiedene Masse•Eine chemische Verbindung ist eine spezifische Kombination (festes Mengen- verhältnis) verschiedener Atome•Bei chemischen Reaktionen können keine Atome zerstört, neu gebildet oder umgewandelt werden
Atome bestehen aus Protonen, Elektronen und Neutronen!
TeilchenElektronProton
Neutron
Symbole-
pn
Ladung*
-1+10
Masse, g9.109*10-28
1.673*10-24
1.675*10-24
Masse, u0.000551.00781.0087
*: Vielfache von 1.602*10-19 C = Elementarladung
Das Rutherford Modell:
Kern (Protonen + Neutronen)
Elektronen
Zahl der Protonen im Atomkern: Ordnungszahl z
Periodensystem?
Isotope
Isotope: gleiche Ordnungszahl aber verschiedene atomare Masse!
Atomkerne eines gegebenen Elements haben eine fixe Anzahl von Protonen !
Variable Zahl an Neutronen!
Massenzahl A Gesamtzahl der Nukleonen (Protonen + Neutronen)
SymbolAZ
Gängige Isotope
Name
WasserstoffDeuterium
TritiumKohlenstoff-12Kohlenstoff-13Sauerstoff-16
Ordnungs-zahl
111668
Massen-zahl
123
121316.
Zahl Neutronen
012678
Masse, u
1.0082.0143.016
1213.00315.995
Häufigkeit
99.985%0.015%
*98.90%1.10%
99.76%
Symbol
1H2H oder D3H oder T
12C13C16O
*: radioaktiv, kurzlebig
Atommasseneinheit, u: 1/12 der Masse von C-12!
Mol und Molmasse1 g einer Substanz besteht aus ca. 1023 Atomen!
1 mol = Anzahl der Atome in 12 g Kohlenstoff C-12= 6.023 * 1023
Avogadro-Zahl NA = 6.023 * 1023
1 mol = 6.023*1023 Teilchen
Molmasse
Masse pro Mol Atome eines Elements
(entspricht der durchschnittlichen Massenzahl in Atommasseneinheiten)
Molmasse von Gold?Masse von 2 mol Natrium?
VerbindungenDefinitionen: Eine Verbindung ist ein Stoff, der aus verschieden-
en Elementen in definierter Zusammensetzung auf-gebaut ist.
Ein Molekül ist ein Teilchen, in dem zwei oder mehr Atome fest miteinander verknüpft sind; bei chemi-schen und physikalischen Prozessen verhalten sich Moleküle als Einheit.
Ein Ion ist ein Atom oder Molekül, das eine elektrische Ladung trägt.
MoleküleWasser 1 O + 2H
Methan 1C + 4H
Empirische Formel: H2O, CH4, P2O5,...
Glucose empirische Formel: CH2O
Aber tatsächliche Zahl an Atomen: 6 C + 12 H + 6 O
Molekularformel: C6H12O6
Ionen und IonischeVerbindungen
Ionische Verbindungen sind aus Kationen und Anionen aufgebaut,die durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten werden.
Kationen
Gruppe ILi+
Na+
K+
Rb+
Cs+
Gruppe IIBe2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Ra2+
Uebergangsmetalle
Fe2+, Fe3+ Cu+, Cu2+ Zn2+
Ag+ Cd2+
Au+, Au3+ Hg22+, Hg2+
Gruppe III
Al3+
Ga3+
In+
Tl+, Tl3+
Gruppe IV
Sn2+, Sn4+
Pb2+, Pb4+
Metalle!
Ein- und zweiatomige Anionen
Gruppe VNitrid N3-
Phosphid P3-
Cyanid CN-
Gruppe VIOxid O2-
Sulfid S2-
Hydroxid OH-
Gruppe VIIFluorid F-
Chlorid Cl-
Bromid Br-
Iodid I-
Mehratomige Ionen
• NH4+
• Oxoanionen: Carbonat CO32-,
Nitrat NO3-,
Nitrit NO2-,
Sulfat SO42-
NomenklaturTrivialname systematischer Name
Kationen
Anhängen der Silbe ion an den Namen des Elements
Na+ NatriumionCa2+ CalciumionFe2+ Eisen(II)ionFe3+ Eisen(III)ionMn2+ Mangan(II)ionMn3+ Mangan(III)ion
Anionen
Endung -id am Stamm des Elementnamens
ElementFluor
OxygeniumNitrogenium
StammFluor-Ox-Nitr-
IonFluoridion F-
Oxidion O2-
Nitridion N3-
Oxoanionen
Endung -at am Stamm des Elements, das nicht Sauerstoff ist
CO32- Carbonat
SO42- Sulfat
HPO42- Hydrogenphosphat
Oxoanionen mit unterschiedlichen Anteilen an Sauerstoff
ClO4- Perchlorat
ClO3- Chlorat
ClO2- Chlorit
ClO- HypochloritCl- Chlorid
Benennung ionischer Verbindungen
Beispiele: - Natriumchlorid- Ammoniumnitrat- Kupfer(II)chlorid- Aluminiumoxid
Molekularformeln??
Molekulare Verbindungen werden behandelt, als ob sie ionisch wären
HCl WasserstoffchloridH2S DiwasserstoffsulfidPCl3 PhosphortrichloridSF6 SchwefelhexafluoridN2O DistickstoffmonoxidN2O5 DistickstoffpentoxidClO2 Chlordioxid
Trivialnamen
H2O WasserH2O2 WasserstoffperoxidNH3 AmmoniakN2H4 HydrazinNH2OH HydroxylaminPH3 PhosphinNO StickoxidN2O Lachgas
Chemische ReaktionenChemische Reaktionsgleichungen
Reaktanden (Edukte) Produkte
Beispiele:
Wasserstoff + Sauerstoff Wasser
2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
Calciumcarbonat Calciumoxid + Kohlendioxid
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
800°C
D
Stöch
iom
etris
che
Fakt
oren
s: solidus l:liquidus g: gas
Klassifizierung von Reaktionen
•Synthese Bildung einer Verbindung aus einfacheren Edukten2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
•Zersetzung Bildung einfacherer Substanzen aus einem EduktCaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
•Doppelte Umsetzung ‚Partnertausch‘2NaCl(aq) + Pb(NO3)2(aq) 2NaNO3(aq) + PbCl2(s)
•Verbrennung Reaktion mit Sauerstoff zu CO2, H2O, N2 und OxidenCH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
•Korrosion Reaktion eines Metalls mit Sauerstoff zum Metalloxid4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)
Classification of reactions
•Gasentwicklung Bildung von GasCaCO3(s) + 2HCl(aq) CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
•Fällung Bildung eines Niederschlags3CaCl2(aq) + 2Na3PO4(aq) Ca3(PO4)2(s) + 6NaCl(aq)
•Neutralisation Reaktion zwischen Säure und BaseHCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)
•Redoxreaktion Elektronentransfer2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)
Klassifizierung von Reaktionen
Ausgleichen vonReaktionsgleichungen
Die Zahl der Atome bleibt während einer chemischen Reaktion konstant!
Auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung muss die gleiche Anzahl von Atomen stehen!
Vorgehensweise
‚Stamm‘-Gleichung:CH4 + O2 CO2 + H2O
Zunächst die Elemente ausgleichen, die am seltensten auftreten
C, H!
CH4 + O2 CO2 + 2H2O
O ausgleichen!
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
Physikalischen Zustand zuordnen
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
Redox-Reaktionen´Transfer von Elektronen´
Beispiele:
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)
2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)
Zn(s) + HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)
Fe2O3(s) + 3CO(g) 2Fe(l) + 3CO2(g)
Element
H2
Cu
P
Fe
Na
K
Si
Al
Ti
Quelle
H2O
CuS
PO43-
Fe2O3
NaCl
KCl
SiO2
Al2O3
TiCl4
Prozess
Synthesegas ReaktionCH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g)
KupferverhüttungCuS(s) + O2(g) Cu(s) + SO2(g)
2Ca3(PO4)2(l) + 6SiO2(l) + 10C(s) P4(g) +6CaSiO3(l) + 10 CO(g)
Hochofen-ProzessFe2O3(s) + 3 CO(g) 2Fe(l) + 3CO2(g)
Downs-Prozess2NaCl(l) 2Na(l) +Cl2(g)
KCl(l) + Na(g) K(l) +NaCl(s)
SiO2(l) + 2C(s) Si(l)+ 2CO(g)
Hall-Prozess2Al2O3(l) + 3C(s) 4Al(l) +3CO2(g)
Kroll-ProzessTiCl4(g) + 2Mg(l) Ti(s) + 2MgCl2(l)
Elemente durch Reduktion
800°C, Ni
1500°C
900°C
Elektrolyse, 600°C
700°C
1500°C
Elektrolyse, 900°C
1000°C
Elemente durch Oxidation
Element
S
Cl2
Br2, I2
F2
Au
Quelle
H2S
NaCl
Br-, I-
F-
Au
Prozess
Claus-Prozess2H2S(g) + 3O2(g) 2SO2(g) +2H2O(g)2H2S(g) + SO2(g) 3S(g) + 2H2O(g)
Downs Prozess (wie für Na)
Cl2(g) + 2Br-(aq) 2Cl-(aq) + Br2(aq)
Moissan‘sche MethodeHF(mit etwas KF) F2(g) +H2(g)
Cyanid-Prozess4Au(s) + 8CN-(aq) + O2(g) +2H2O(l) 2[Au(CN)2]
-(aq) + 4H2O2[Au(CN)2]
-(aq) + Zn(s) 2Au(s) +Zn2+(aq) + 4CN-(aq)
300°C, Fe2O3
Elektrolyse, 100°C
Elektronentransfer
2Mg(s) + O2(g) 2Mg2+(s) + O2-(s)
2*2e-
MgO(s)
Oxidation: Abgabe von Elektronen!
Teilgleichung: Mg(s) Mg2+(s) + 2e-
Reduktion: Aufnahme von Elektronen!
Teilgleichung: O2(g) + 4e- 2O2-(s)
Oxidationszahlen
Wie kann man beurteilen, ob eine Substanz bei einer Reaktion reduziert oder oxidiert wird?
Aenderung der Ladung!
Beispiel: Fe2+ Fe3+
Br Br-
aber 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) ???
Oxidationszahl Nox
2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)0 +1
0 -2
Regeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen
1. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines Moleküls /Ions entspricht dessen Gesamtladung2. Atome in elementarer Form. Nox = 03. Für Elemente Gruppe I Nox = +1
Gruppe II Nox= +2Gruppe III (ausser B) Nox = +3 für M3+
Nox= +1 für M+
Gruppe IV (ausser C, Si) Nox= +4 für M4+
Nox= +2 für M2+
4. Wasserstoff Nox= +1 in Verbindungen mit NichtmetallenNox = -1 in Verbindung mit Metallen
5. Fluor Nox= -1 in allen Verbindungen6. Sauerstoff Nox= -2 ausser in Verbindungen mit F
Nox= -1 in Peroxiden (O22-)
Nox= -1/2 in Superoxiden (O2-)
Nox= -1/3 in Ozoniden (O3-)
Redoxreaktionen
Die chemische Gleichung einer Redoxreaktion ist die Summe aus der Oxidtions- und der Reduktionsteilgleichung in die der Gesamtprozess formal zerlegt werden kann!
Oxidationsmittel entziehen Elektronen und werden reduziert!Reduktionsmittel liefern Elektronen und werden oxidiert
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
Was ist was?
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
Aber: Kupfer kann nicht Zn2+ reduzieren!!
Spannungsreihe
Tabellarische Anordnung der Metalle, so dass ein gegebenes Metall alle Kationen der Metalle weiter unten in der Liste redu-zieren kann
Hilfreich:
Richtung der Reaktion
Die Spannungsreihe der Metalle
ElementAm stärksten reduzierend
KaliumNatriumMagnesiumChromZinkEisenNickelZinnBlei(Wasserstoff)KupferQuecksilberSilberPlatinGoldAm wenigsten reduzierend
Reduzierte Form
KNaMgCrZnFeNiSnPbH2
CuHgAgPtAu
Oxidierte Form
K+
Na+
Mg2+
Cr2+
Zn2+
Fe2+
Ni2+
Sn2+
Pb2+
H+
Cu2+
Hg22+
Ag+
Pt2+
Au+
Ausgleichen von Redoxreaktionen mit Hilfe von Teilgleichungen
Beispiel:Oxidation von Oxalsäure durch Permanganat in saurer Lösung
‚Preview‘ der Reaktionsgleichung
2MnO4-(aq) + 6H+(aq) + 5H2C2O4(aq) 2Mn2+(aq) + 10CO2(g) + 8H2O(l)
Oxidierte und reduzierte Spezies in der Stammgleichung?
MnO4-(aq) + H2C2O4(aq) Mn2+(aq) + CO2(g)
+7 +2
+3 +4
Vorgehensweise
1. Formuliere die Stammgleichungen der beiden Teilgleichungen
Reduktionsteilgleichung: MnO4- Mn2+
Oxidationsteilgleichung: H2C2O4 CO2
2. Gleiche alle Elemente der Teilgleichungen ausser O, H und der Ladung aus
Reduktionsteilgleichung: MnO4- Mn2+
Oxidationsteilgleichung: H2C2O4 2CO2
3. Gleiche H und O aus. Bei Oxoanionen in saurer Lösung durch Zugabe von H+ und H2O; In alkalischem Medium durch Zugabe von OH- und H2O
a. Ausgleichen von O mit H2O:
Reduktionsteilgleichung: MnO4- Mn2+ + 4H2O
Oxidationsteilgleichung : H2C2O4 2CO2
b. Zugabe von H+, zum Ausgleichen der H Atome
Reduktionsteilgleichung: MnO4- + 8H+ Mn2+ + 4H2O
Oxidationsteilgleichung : H2C2O4 2CO2 + 2H+
4. Ausgleichen der elektrischen Ladungen durch e-
Red: MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O
Ox: H2C2O4 2CO2 + 2H+ + 2e-
5. Vorbereitung der Teilgleichungen zur Addition (identische Zahl an Elektronen) (i.e., multipliziere Red mit 2 und Ox mit 5)
Red: 2MnO4- + 16H+ + 10e- 2Mn2+ + 8H2O
Ox: 5H2C2O4 10CO2 + 10H+ + 10e-
6. Kombination der Teilgleichungen
a. Addition
2MnO4- + 16H+ + 10e- + 5H2C2O4 2Mn2+ + 8H2O + 10CO2 + 10H+ + 10e-
b. Vereinfachung
2MnO4- + 16H+ + 10e- + 5H2C2O4 2Mn2+ + 8H2O + 10CO2 + 10H+ + 10e-
2MnO4- + 6H+ + 5H2C2O4 2Mn2+ + 8H2O + 10CO2
c. Angabe des phys. Zustandes
2MnO4-(aq) + 6H+ (aq)+ 5H2C2O4(aq) 2Mn2+(aq) + 8H2O(l) + 10CO2(aq)
Halbreaktionen: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)
Räumliche Trennung:
R
CuZn
ZnSO4
CuSO4
poröses Gefäss
Das Daniell Element
Zellen und Zelldiagramme
Kathode: ReduktionAnode: Oxidation
Zelldiagramm
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)
Anode Salzbrücke Kathode (Merke: Rechts Reduktion)
Das Potential einer Zelle
‚Kraft mit der die Zelle Elektronen zu bewegen versucht‘
Zellpotential E > 0 (elektromotorische Kraft)
Typische Werte ≈ 1.5 V (z.B. Daniell Element: 1.1 V)
Welche Energie wird umgesetzt, wenn die Ladung 1C von einer Elektrode zur anderen fliesst?
Primärzellen
Bsp: Das Leclanché Element
Zn (s) Zn2+(aq) + 2e-
Zn2+ (aq) + 2NH4+(aq) + 2OH-(aq) [Zn(NH3)2]2+(aq) + 2 H2O
MnO2(s) + H2O(l) + e- MnO(OH) (s) + OH-(aq)
Sekundärzellen
Bsp: Bleiakkumulator
Alle beteiligten Substanzen müssen unlöslich sein!(Elektroden müssen beim Entladen/Laden Form behalten)
Pb(s) + SO42-(aq) PbSO4(s) + 2e-
PbO2(s) + SO42-(aq) + 4 H3O+(aq) + 2e- PbSO4(s) + 6H2O(l)
________________________________________________________________________________
Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(aq) 2PbSO4(s) + 2H2O(l)
Brennstoffzellen
Kontinuierliche Zufuhr elektrochemisch aktiver Stoffe
H2(g) 2H+(aq) + 2e-
O2(g) + 2H2O(l) + 4e- 4OH-(aq)
PEM: proton exchange membrane
Der Zitteraal: ‚Schwimmende‘ Brennstoffzelle
Spannungspulse bis ca. 700 V (1A, 100W) durch Hintereinanderschaltung von Zellen!
Elektrolyse
Betreiben chemischer Reaktionen mit Hilfe von Elektrizität
Unterschied zur elektrochemischen Zelle
- nur ein Elektrolyt- beide Elektroden im selben Behälter- Elektrolysezelle ist i.a. weit ab vom Standardzustand
Strom wird benützt um eine Reaktion in eine Richtung zu treiben,die der spontanen Reaktion entgegengesetzt ist!
Kathode
+ -Anode
Kationen
Oxidation Reduktion
Stromquelle
Schema einer Elektrolysezelle
Beispiel:
K: Cu2+ + 2e- CuA: Cu Cu2+ +2e-
Bsp: Elektrolyse von Wasser
2H2O(l) 2H2(g) + O2(g)
Umkehrung der Zellreaktion
Pt | H2(g) || OH-(aq) | O2(g) | Pt E = 1.23V (pH=7)
Anlegen von U > 1.23V
Wieviel Substanz kann mit einer gegebenen Elektrizitätsmenge elektrolysiert werden?
Faraday‘sche Gesetze
Bsp: Cu2+ + 2e- Cu d.h. 2 mol e- pro mol Cu
Die Stoffmenge des in einer Elektrolysezelle von einem elektrischen Strom gebildeten Produktes ist der Stoffmenge der zugeführten Elektronen proportional
1 mol Elektronen 96500 C mol-1 = F (Faraday Konstante)
Bsp: Silbermenge, die durch die Ladung 1 As abgeschieden wird(elektrochemisches Aequivalent des Silbers)
mAg = MAg / (z*F) = 1.118 mg A-1 s-1 z: Ladungszahl
Anwendung: Silbercoulombmeter!
Reaktionen und Enthalpie
Energie und Wärme
Die Energie eines Systems ist ein Mass für seine Fähigkeit Arbeit zu verrichten oder Wärme zu liefern. Arbeit: Energie, die aufgebracht werden muss, um ein Objekt gegen eine äussere Kraft zu bewegen Wärme: Energie, die aufgrund eines Temperaturunterschieds zwischen einem System und seiner Umgebung transferiert wird.
System
Umgebung
In welcher Form Energie mit der Umgebung ausgetauscht wird, hängt davon ab wie eine Reaktion durchgeführt wird :
2H2(g) +O2(g) 2H2O(g) + Energie als Wärme
In einer Brennstoffzelle:
2H2(g) +O2(g) 2H2O(g) + Energie als Arbeit
Exotherme Reaktionen setzen Wärme frei (2Al(s) + Fe2O3(s) Al2O3(s)+ 2Fe(l))
Endotherme Reaktionen nehmen Wärme auf (Ba(OH)2*8H2O(s) +NH4SCN(s) Ba(SCN)2(s) +2NH3(g) +10H2O(s))
Einheit
1J = Wärme, die benötigt wird, um die Temperatur(1Joule) von 0.2390g Wasser um 1K zu erhöhen!
Aeltere Einheit, die noch viel in Gebrauch ist: 1cal = 4.184 J
Enthalpie
= Wärme die bei konstanten Druck aufgenommen oder abgegeben wird!
Die Enthalpie eines Systems nimmt ab (zu), wenn Wärme frei-gesetzt (aufgenommen) wird.(Vgl. Wasserpegel in einem Reservoir!)
Enthalpie ist eine extensive Grösse
100°C 50°C
100°C 50°C
100 kJ
400 kJ
DH = Hende - Hanfang
Exothermer Vorgang: DH < 0!Endothermer Vorgang: DH > 0!
Enthalpie als Zustandsgrösse
Def.: Eine Zustandsgrösse ist unabhängig von der Art wie eine Probe hergestellt wurde.
Bsp: Die Enthalpie von 100 g Wasser bei 25°C und 1 atm ist unabhängig davon, ob die Probe frisch synthetisiert oder durch Destillation erhalten wurde.
Enthalpie einer physikalischen Zustandsänderung
fest
flüssig
gasförmig
DHvap
DHm
DHsub
Enthalpie einer chemischenUmwandlung
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) DH = -890 kJ
Reaktionsenthalpie
Die Standardreaktionsenthalpie ist die Reaktionsenthalpie einerUmwandlung von Edukten in ihrem Standardzustand in Produkte in ihrem Standardzustand!
Standardzustand einer Substanz: reine Form bei einem Druck von 1 atm und der gegebenen Temperatur!
Umgekehrter Vorgang: Entgegengesetztes Vorzeichen der Enthalpieänderung
Der Satz von HessDie Reaktionsenthalpie einer gegebenen Reaktion kann als Summe der Enthalpien einer beliebigen Sequenz von Reaktionen(T,p = const.), in welche die Gesamtreaktion unterteilt werden kann, dargestellt werden.
a. 2C(s) + 2O2(g) 2CO2(g)
b. 2C(s) + O2(g) 2CO(g)c. 2CO(g) + O2(g) 2CO2(g)
a = b + c !!
BildungsenthalpieDie Standardbildungsenthalpie DHf° einer Verbindung ist die Standardreaktionsenthalpie (pro mol der Verbindung) ihrer Synthese aus den Elementen in ihrer stabilsten Form bei 1 atm und der gegebenen Temperatur
Elemente
Enthalpie
CH4H2O
CO2
NO2
C2H2
-394
-286
-75
+33
+227