Stöchiometrische Berechnungen Beispiel: Wie viel Gramm Kohlenstoff werden zur Reduktion von 20 Gramm Bleioxid benötigt?

Größe: px
Ab Seite anzeigen:

Download "Stöchiometrische Berechnungen Beispiel: Wie viel Gramm Kohlenstoff werden zur Reduktion von 20 Gramm Bleioxid benötigt?"

Transkript

1 2. Chemische Reaktion 2.1. Quantitative Beziehungen Stöchiometrische Berechnungen Beispiel: Wie viel Gramm Kohlenstoff werden zur Reduktion von 20 Gramm Bleioxid benötigt? 1. Reaktionsgleichung richtig aufstellen: 2 PbO + C 2 Pb + CO 2 2. Massenverhältnisse (auf Stoffmenge bezogen) angeben: 2 (207+16) g 12g 3. Beziehungen aufstellen (Dreisatz): 2 223g 12g = 20g x x = g = 0,538g Konzentration: c=n/v Stoffmenge/Volumen [mol/m³] [CO 2 ] = c(co 2 ) Molarität einer Lösung: M = n Stoff /(1l Lösung) Molalität: n/(1000g) 137,3 35,5 208,3 Beispiel: 0,2 M BaCl 2 Lösung, d.h. 0,2 mol BaCl 2 /1l Lösung = 0,2 (137,3+2 35,5))g/1l Lösung = 41,6 g pro 1 l Lösung = 0,2 molar Beispiel: Konzentrierte Salpetersäure (HNO 3 ) enthält 69 Massen% HNO 3 ; die Dichte beträgt 1,41g/cm³ Molarität: 1 l = 1000 cm³; 1410 g konz. HNO 3 enthalten 0, g = 973 g reines HNO 3. m 973 g n = = = 15,4 mol Die Säure ist 15,4 molar. M g 63 mol Molalität: 1l Säure enthält ( ) g = 437 g H 2 O. 15,4 mol x = x = 35,2 mol Die Säure ist 35,2 molal. 437g 1000g Berechnung der zur Herstellung von 100 ml 1 molarer Säure aus konzentrierter Säure benötigten Menge: 1000 ml 0,1 15,4 = 65 ml 1

2 2.2 Chemische Thermodynamik Reaktionsenthalpie Energie = Fähigkeit Arbeit zu leisten Jeder chemische Vorgang ist mit einem Energieumsatz verknüpft. Nur Energiedifferenzen sind messbar. Definition eines Standardzustands: 25 C ( K), bar (=1atm = 1.013*10 5 Pa) Messungen der Reaktionsenergien: Kalorimeter Kalorimeter (Schema) für Reaktionen bei konstantem Volumen (Sog. kalorimetrische Bombe) Die Reaktion wird durch Zündung (Heizspirale) ausgelöst. Betrachtung der inneren Energie U eines Systems: Änderung der inneren Energie aufgrund von Wärmeaustausch Q und am System geleisteter Arbeit p V (Expansion, Kompression) U = Q + W = Q p V 2

3 Enthalpie H = U + pv H = Q + p V + V p p V = Q + V p d.h. Messung bei p = const: H = Q (gemessener Wert über c p T) Messung bei V = const: U = Q Reaktionsenthalpie: Bildungsenthalpie: R H < 0 exotherm (Produkte energieärmer, Energie wird frei) R H > 0: endotherm (Produkte energiereicher, Energie muss dem System zugeführt werden) Stoffspezifische, energetische Größe zur Berechnung von Reaktionsenthalpien 0 molare Standard-Bildungsenthalpie: H f H 0 f = 0 für alle Elemente in ihrer thermodynamisch stabilen Modifikation im Standardzustand Berechnung von H 0 f für alle anderen Stoffe aus R H R H = ν i H f 0 (Produkte) - ν i H f 0 (Edukte) (ν i = stöchiometrische Verhältniszahl) Zur Festlegung des Vorzeichens der Standard-Bildungsenthalpie 3

4 Molare Standard-Bildungsenthalpien [kj/mol] H f 0 (H 2 O) = R H bei der Reaktion H 2 + 1/2 O 2 H 2 O (was gemessen werden kann) H 0 f (CO): C(s) + H 2 O CO + H 2 0 bekannt? 0 Beispiel: 4 NH 3 (g) + 5 O 2 (g) 4 NO(g) + 6 H 2 O(l) kj kj R H = 4 H f ( NO) + 6 H f ( H 2O)( l) 4 H f ( NH 3 ) = [361, ( 182,4)] = 1172, 4 mol mol Satz von Heß: Die Reaktionsenthalpie H 0 f hängt nicht vom Weg, sondern nur von Anfangs- und Endzustand ab. (gilt für alle Zustandsgrößen, H, S, G) Berechnung der Reaktionsenthalpie: Beispiele: C + 1/2 O 2 CO R H = -111 kj/mol CO + 1/2 O 2 CO 2 R H = -282,5 kj/mol Summe: C + O 2 CO 2 R H = -393,5 kj/mol Wassergas entsteht beim Überleiten von Wasserdampf über glühenden Koks: C(s) + H 2 O(g) CO + H 2 R H = -111 kj/mol (- 241,8 kj/mol) - 0 = +130,8 kj/mol 4

5 Reaktionsenthalpie der Umsetzung von Wasserdampf mit Kohle H f 0 ist temperaturabhängig und nimmt mit der Temperatur zu. T H (T) = H (T ) + c (T)dT c p (T): Wärmekapazität bei p = const, steigt monoton mit T ref ref Tref p Prinzip vom Energieminimum: Systeme sind bestrebt, den energieärmsten Zustand anzunehmen für chemische Reaktionen: Minimierung von R H Reaktionsentropie 1. Es existieren auch endotherme Prozesse, die freiwillig ablaufen, z. B. Schmelzen, Verdampfen, C(s) + H 2 O(g) CO(g) + H 2 (g) T>1500 C: K>0 R H = -111 kj/mol (- 241,8 kj/mol) = +130,8 kj/mol 2. Reaktionen sind umkehrbar (reversibel); es entsteht im Allgemeinen kein vollständiger Umsatz. H nicht alleinige Triebkraft für den Ablauf einer Reaktion. Entropie S: Maß für die Anzahl an Möglichkeiten, eine bestimmte Energiemenge auf die Teilchen eines Systems zu verteilen. 2. Hauptsatz der TD: Die Entropie eines abgeschlossenen Systems kann im Verlauf von irreversiblen Prozessen nur größer werden. Sie bleibt konstant, wenn reversible Zustandsänderungen angenommen werden. S 0 5

6 S= ( Q)/T [J/(mol K)] Zustandsgröße; molare Standardentropie S 0 S(T) c p (T' ) = S(Tref ) + dt' T' Es gibt in der Natur selbstorganisierende Vorgänge, bei denen die Entropie abnimmt. Synergetik beschäftigt sich mit solchen Vorgängen in der Natur. Merkmale von Selbstorganisationsvorgängen: 1 Sie treten auf in Systemen, die sich fernab vom thermodynamischen Gleichgewicht befinden. 2 Dieser Zustand fernab vom Gleichgewicht muß durch ständige Energiezufuhr aufrecht erhalten werden. 3 Sie treten auf bei,,nichtlinearen Systemen. Diese Vorgänge stellen keinen Widerspruch zum 2. Hauptsatz der Thermodynamik dar, wonach sich ein System ja hin zu größerer Unordnung entwickeln muss, d.h. größere Entropie. Die Aussage des 2. Hauptsatzes gilt ausdrücklich für abgeschlossene Systeme. Der Energieaustausch mit der Umgebung macht solche Ordnungsvorgänge möglich. Beispiel: Schäfchenwolken 3. Hauptsatz der TD: lim S(T) = 0 T 0K 6

7 Reaktionsentropie R S = ν i S 0 (Produkte) - ν i S 0 (Edukte) Beispiel: CO(g) + ½ O 2 (g) CO 2 (g) R S = 213,8 J/(mol K) - (198 J/(mol K) + ½ 205 J/(mol K)) = -86,7 J/(mol K) R H = (- 393,5 kj/mol) - (-111 kj/mol) = -282,5 kj/mol Was hat den größeren Einfluss, S oder H? Standard-Entropien S 0 [J/(mol K] Freie Enthalpie G Triebkräfte einer Reaktion sind sowohl Reaktionsenthalpie R H als auch Reaktionsentropie R S. Endotherme Reaktionen verlaufen nur dann freiwillig ab, wenn die Entropie stark zunimmt. Exotherme Vorgänge laufen freiwillig ab, wenn die Entropie zunimmt oder nicht wesentlich abnimmt. Freie Enthalpie G = H - TS entspricht nutzbarer Enthalpie R G = R H - T R S Gibbs-Helmholtz- Gleichung 7

8 Chemische Reaktionen laufen dann spontan ab, d.h., sie können Arbeit verrichten, wenn R G <0 ist. R G < 0: exergonisch: Die Reaktion läuft freiwillig (spontan) ab. R G = 0: System befindet sich im Gleichgewicht R G > 0: endergonisch: Die Reaktion läuft nicht freiwillig ab. Beispiele: Oxidation von CO (siehe oben): CO(g) + ½ O 2 (g) CO 2 (g) R G = -282,5 kj/mol - (298K (-86,7 J/(mol K)) = -256,7 kj/mol Das Auflösen von Salzen in Wasser läuft oft auch dann noch ab, wenn Gesamtreaktion endotherm (sog. Kältemischungen ) ist. Das Auflösen des Kristallgitters erfordert Energie Abkühlung. Kristallgitter ist aber hochgeordneter Zustand, dessen Auflösung mit einem großen Entropie- Gewinn einhergeht Chemisches Gleichgewicht Versuch: NO 2 /N 2 O 4 Gleichgewicht 3 Ampullen werden mit NO 2 (rotbraunes Gas) gefüllt. Eine Ampulle wird erwärmt, eine weitere mit Hilfe eines Eis/ Wassergemischs abgekühlt, die dritte bleibt auf Raumtemperatur. Man erkennt, dass die Farbe des Gases in der erwärmten Ampulle deutlich intensiver, die des Gases in der abgekühlten Ampulle deutlich blasser wird. Die Beobachtung basiert darauf, dass das Gleichgewicht der Reaktion (farblos) NO 2 N 2 O 4 (rotbraun) bei tiefer Temperatur auf der Seite des farblosen N 2 O 4, bei hoher Temperatur auf der Seite des dunkel rotbraunen NO 2 liegt. 8

9 Beispiel: 2 HI(g) H 2 (g) + I 2 (g) Die Konzentrationen von H 2, I 2 und HI als Funktion der Zeit. Die Reaktion kommt äußerlich zum Stillstand, bevor die Edukte vollständig verbraucht sind. Alle am Gesamtvorgang beteiligten Stoffe sind in bestimmten Konzentrationen vorhanden. Es hat sich ein Gleichgewicht zwischen Hin- und Rückreaktion eingestellt, dessen Lage nur von den Ausgangskonzentrationen (Atomzahlverhältnissen) und der Temperatur abhängt. Massenwirkungsgesetz: bestimmt das Verhältnis der Konzentrationen im Gleichgewicht a A + b B c C + d D (a, b, c, d) sind stöchiometrische Koeffizienten Gleichgewichtskonstante: K = [C] [A] c a [D] [B] d b [Produkte] [Edukte] stöchiometrische Koeffizienten stöchiometrische Koeffizienten Gleichgewichtsbedingung: R G = 0 Zusammenhang zwischen K und G: R G = R H - T R S = R H - R Q = R Q + V p - R Q = V p Wegen d(ln P)/dP = 1/P = V/(νRT) V p = νrt (ln P) gilt: R G = R G - R G 0 = - R G 0 = νrt ln P/P 0 wegen R G = 0. Da P 0 =1 bar: - R G 0 = νrt ln P* = RT Σ ν i ln P i * = RT lnk(t) 9

10 R G = - RT lnk bzw. K = exp(- R G/RT) K = K (T) Berechnung des Gleichgewichts aus Enthalpie und Entropie der beteiligten Stoffe Folgerungen: Erhöhung der Konzentration eines Eduktes verschiebt das Gleichgewicht in Richtung Produkte. A + B C K = [C] / {[A] [B]} 1. [A] damit K = const. muss [C] da [A] mit [B] zu [C] reagiert [B] 2. [C] [A] und [B] A und B müssen verstärkt miteinander reagieren exotherme Reaktionen werden durch Temperaturerniedrigung, R G < 0 (Vereinfachende Annahme: R S sei 0 für Reaktion) K 1 = exp(+ C 1 / T 1 ) bei T 1 bzw. K 2 = exp(+ C 2 / T 2 ) bei T 2. Falls T 1 < T 2 K 1 > K 2. endotherme Reaktionen werden durch Temperaturerhöhung gefördert. Betrachte experimentelles Beispiel: N 2 O 4 2 NO 2 Druckerhöhung fördert Reaktionen mit Volumenabnahme Bei gasförmigen Stoffen folgt wegen P V = ν R T: P = RT ν/ V = const. [C] Prinzip von Le Chatellier ( Prinzip des kleinsten Zwanges ): Wird auf ein System im Gleichgewicht ein Zwang ausgeübt, z. B. durch Veränderung von Druck, Temperatur oder Zusammensetzung, dann weicht das System diesem Zwang aus. 10

11 2.2.5 Das Löslichkeitsprodukt, Lp AB(s) A + (aq) + B - (aq) im Gleichgewicht: [A + ][B - ] = Konstant = Lp [mol 2 /l 2 ]; temperaturabhängig Löslichkeitsprodukte schwerlöslicher Salze [(mol/l)²] bzw. [(mol/l)³ bzw. [(mol/l) 4 ] Beispiel: Wasserlöslichkeit von Marmor (CaCO 3 ) M(CaCO 3 ) = 100 g/mol Lp = 4, mol 2 /l 2 = [Ca 2+ ][CO 3 2- ] [Ca 2+ ] = [CO 3 2- ] = mol/l 7mg Enthalpie und Entropie von Mischphasen, z.b. Lösungen H vor Mischung = n i h i H nach Mischung ; S vor Mischung = n i s i S nach Mischung (h i, s i : molare Enthalpie bzw. Entropie, n: Stoffmenge) aufgrund der Änderung zwischenmolekularer Kräfte beim Mischvorgang. Verdünnungsenthalpie: H bei Zugabe von Lösungsmittel Lösungsenthalpie: H bei Zugabe von zu lösender Substanz Mischungsentropie: S Mischung = -R x i ln x i + S extra x i = n i /n ges Molenbruch 11

12 2.3 Reaktionskinetik Versuch: Landoltsche Zeitreaktion In drei Bechergläsern wird eine saure KIO 3 - Lösung, versetzt mit einigen Tropfen Stärkelösung, vorgelegt. In jedes der Bechergläser wird eine saure Hydrogensulfit- Lösung zugegeben, wobei in jedes Becherglas eine andere Menge an Hydrogensulfit zugegeben wird. Nach unterschiedlichen Zeiten beobachtet man in allen Bechergläsern, wie die zunächst farblose Lösung schlagartig dunkelblau wird. Erklärung: Es laufen 2 Redoxreaktionen ab. Das Iodat reagiert mit dem Hydrogensulfit nach der Reaktionsgleichung IO H HSO - 3 I HSO H + Diese Reaktion läuft relativ langsam ab. Ist das Hydrogensulfit verbraucht, reagiert das überschüssige Iodat mit dem zuvor gebildeten Iodid nach der sehr schnell ablaufenden Reaktion IO H I - 3 I H 2 O, die beobachtete intensive Blaufärbung ist auf die Bildung des Iodstärkekomplexes zurückzuführen, die Zeit bis zum Auftreten der Blaufärbung hängt von der zugegebenen Menge an Hydrogensulfit ab Zeitgesetze A+B C Reaktionsgeschwindigkeit ω& C = d[c] dt = d[a] dt = d[b] dt (= Änderung der Konzentration pro Zeiteinheit) abhängig von Konzentrationen und Temperatur; Zeitgesetz: funktionaler Zusammenhang. 12

13 Konzentrations-Zeit-Diagramm. Die Steigung einer Tangente ist die Momentangeschwindigkeit, die Steigung einer Sekante ist die Durchschnittsgeschwindigkeit Reaktion erster Ordnung: ω& = k(t) [A] Reaktion zweiter Ordnung: ω& = k(t) [A][B] C C Verallgemeinerung: Reaktionsordnung (Summe aller Exponenten) wird experimentell bestimmt. Elementarreaktion: Reaktion läuft molekular so ab, wie es die Reaktionsgleichung beschreibt. z. B. 2 H 2 + O 2 2 H 2 O keine Elementarreaktion; ω& a b H O = k [H2 ] [O2 ] 2 H + OH H 2 O Elementarreaktion; ω& = k [H][OH] H 2 O Temperaturabhängigkeit: k(t) = A exp(-e a /RT) E a : Aktivierungsenergie (Arrhenius, 1889) Mechanismus chemischer Reaktionen Genauer molekularer Ablauf einer chemischen Reaktion Elementarreaktionen Aktiver Komplex: Kurzzeitiger Übergangszustand während des Ablaufs einer chemischen Reaktion 13

14 Energetischer Verlauf einer einstufigen Reaktion (links) und energetischer Verlauf einer zweistufigen (katalysierten) Reaktion (rechts) Radikalreaktionen: A:B A + B Ionische Reaktionen: A:B A + + B - Teilchen mit einzelnen ungepaarten Elektronen heißen Radikale und sind sehr reaktiv (z. B. H, OH, O ) Katalyse Katalysatoren verringern E a Homogene Katalyse Zersetzung von Ameisensäure zu Wasser und Kohlenmonoxid ohne Katalysator (links) und unter der Wirkung konzentrierter Säure als Katalysator (rechts) 14

15 Heterogene Katalyse: Reaktionspartner und Katalysator in verschiedenen Phasen (z. B. Gas/ Feststoff) Aktivierung von N 2 O-Molekülen an der Oberfläche von Gold Wichtige Anwendung der heterogenen Katalyse: Verfahren zur Reinigung der Abgase bei der motorischen Verbrennung Schadstoffe: Verbrennungsreaktionen im Ottomotor; Volumenanteile (schematische Darstellung) 15

16 Mögliche Betriebsweisen des Motors: stöchiometrisch Benzinmotor Schadstoffe mager Dieselmotoren Magermischmotoren C m H n CO NO x Dreiwegekatalysator Rußfilter Speicherkatalysatoren SCR-Katalysatoren Reinigungsverfahren: a) Dreiwegekatalysator Umwandlungsgrad der drei Hauptschadstoffe und λ- Fenster (links) und Aufbau eines Abgaskatalysators (rechts) 16

17 b) Verringerung der Stickoxidemissionen in Kfz durch Abgasnachbehandlung: Selektive Katalytische Reduktion (Selective Catalytic Reduction, SCR) Prinzip der Harnstoff-SCR zur Reduktion der Stickoxidemissionen in Kraftfahrzeugen, die mit Diesel- oder mageren Ottomotoren betrieben werden c) Verringerung der Stickoxidemissionen in Kfz durch Abgasnachbehandlung: Speicherkatalysator 17

18 d) Reduzierung der Partikelemissionen: Rußfilter 18

19 2.4 Säure/Basen-Reaktionen (Protolysen) Allgemeines Beispiele für Säuren: Salzsäure HCl Schwefelsäure H 2 SO 4 Salpetersäure HNO 3 Kohlensäure H 2 CO 3 Beispiele für Basen: Ätznatron Ätzkali NaOH KOH Calciumhydroxid Ca(OH) 2 Aluminiumhydroxid Al(OH) 3 Ammoniak NH 3 Natriumcarbonat Na 2 CO 3 Eine Säure ist eine Wasserstoffverbindung, die in einer wässrigen Lösung unter Bildung von H + (aq) dissoziiert, wobei die H + (aq) für die sauren Eigenschaften der Lösung verantwortlich sind. Eine Base ist eine Hydroxidverbindung, die in wässriger Lösung unter Bildung von OH - -Ionen dissoziiert, wobei diese Ionen für die alkalische Reaktion der Lösung verantwortlich sind. Säure + Base Salz + H 2 O HCl + NaOH NaCl + H 2 O 19

20 2.4.2 Säure/Base - Begriff nach Brønsted Beispiel: H-Cl + O H H Cl - + H O + H H Hydronium-Ion (H 3 O + ) umgibt sich über Wasserstoffbrücken mit H 2 O-Molekülen (H 9 O 4 + ) Das H 9 O 4 + -Ion 20

21 Beispiel für eine Base: NH 3 +H 2 O NH OH - Definition: Säure = Protonen- Donator Base = Protonen- Akzeptor Wasser verhält sich gegenüber Säuren als Base und gegenüber Basen als Säure; es ist ein Ampholyt. Aus einer Säure entsteht eine Base und umgekehrt: Säure 1 + Base 2 Base 1 + Säure 2 HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + Säure/Base -Paare Protolyse: Übertragung von Protonen Beispiel: H 3 O + + Cl - + Na + + OH - H 2 O + H 2 O + Na + + Cl - Sauer basisch (Säure)<>(Base) neutral Protonenübertragungen sind umkehrbar ( ) Protonenabgabe Säure Base + H + je stärker eine Säure, desto Protonenaufnahme schwächer ihre konjugierte Base HA A - + H + HB B - + H + Protolysegleichgewicht: Säure Base + Proton 21

22 2.4.3 ph - Wert H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Autoprotolyse K + [H3O ] [OH ] = K W = [H 3 O + ] [OH - ] Ionenprodukt des Wassers [H O]² 2 K W temperaturabhängig K W = mol²/l² ph = -log [H 3 O + ] saure Lösungen: [H 3 O + ] > [OH - ] ph < 7 basische Lösungen: [H 3 O + ] < [OH - ] ph > 7 neutral [H 3 O + ] = [OH - ] ph = Stärke von Säuren und Basen HA + H 2 O A - + H 3 O + B + H 2 O HB + + OH - K S = [A ] [H 3 [HA] O + ] K B = + [HB ] [OH ] [B] Säurekonstante pk S = - logk S Basenkonstante pk B = -logk B pk S + pk B = 14 für ein Säure/Basen-Paar Beispiele: 22

23 Versuche: 1. Indikatorfarben Wässrige Lösungen von Indikatoren zeigen eine für den jeweiligen Indikator charakteristische Farbe, die sich bei Zugabe von Säuren oder Basen deutlich ändert. 2. verschiedene Säurekonzentrationen Mit Hilfe der Indikatoren (oder aber mit Hilfe eines ph-wert Messgerätes) kann der Einfluss der Konzentration von HCl auf den p H - Wert sichtbar gemacht und mit CH 3 COOH verglichen werden. 3. Pufferwirkung In Reagenzgläsern werden Wasser und eine Phosphat- Pufferlösung vorgelegt. Durch Zugabe von Säure oder aber Base beobachtet man im Fall des Wassers sofort den Farbumschlag des Indikators, im Fall der mit dem Phosphatpuffer versehenen Lösung schlägt der Indikator erst nach Zugabe großer Menge an Säure oder Base um. Der ph-wert der mit Phosphatpuffer versehenen Lösung ändert sich also zunächst nicht. 23

24 2.4.5 Indikatoren und Pufferlösungen Indikatoren (ph-wert): Farbstoffe mit vom ph-wert abhängiger Farbe Pufferlösungen: besitzen stabilen ph-wert, der sich auch bei Zusatz größerer Mengen an Säure oder Base kaum ändert. Acetatpuffer (NaAc, HAc) (ph = 4.5 5) Phosphatpuffer (NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 ) (ph = 7) Ammoniakpuffer (NH 4 Cl, NH 3 ) (ph = ,5) Blut (H 2 CO 3, NaHCO 3 ) (ph 7,5) Neutralisation H 3 O + + OH - H 2 O + H 2 O HA + OH - A - + H 2 O Zugabe einer Base zu einer Säure über Neutralisationen lassen sich bei Anwesenheit von Indikatoren (Farbumschlag) Konzentrationen von Säuren bzw. Basen messen (Titration). 24

25 Titrationskurven (darin eingezeichnet die Umschlagsgebiete dreier Indikatoren) Lewis -Säuren und -Basen Säure: Elektronenpaar- Akzeptor Base: Elektronenpaar- Donator H + + :OH 2 H 3 O + Lewissäure Lewisbase Addukt Komplexverbindung: Ni + 4 :PF 3 Ni(PF 3 ) 4 25

26 2.5 Komplexreaktionen Allgemeines bisher: Verbindungen 1. Ordnung: binäre Verbindungen, nur aus Atombindungen bestehende Verbindungen, z.b. CHCl 3 Alle anderen: Verbindungen höherer Ordnung = Komplexverbindung, Koordinationsverbindung: An einem Zentralatom (Zentralion) werden andere Atome oder Atomgruppen (bzw. Ionen), die so genannten Liganden, angelagert und durch elektrostatische Wechselwirkung oder koordinative Bindung gebunden Komplexbindung an Nichtmetallion z.b. Salze sauerstoffhaltiger Säuren Na 2 SO 4 2 Na + + Ein Komplex ist eine elektrisch geladene Atomgruppe [NO 3 ] -, [PO 4 ] 3-, [ClO 3 ] -, [ClO 4 ] -, gemeinsames Elektronenpaar stammt von Zentralatom Komplexbildung am Metallion Versuch: Reaktion von CuSO 4 mit NH 3 Eine Lösung von CuSO 4 in Wasser zeigt eine blassblaue Färbung. Bei Zugabe von konzentriertem Ammoniak fällt der Tetramin-Kupfer(II)-Sulfat-Komplex aus, die tiefblaue Farbe ist deutlich zu erkennen. Tetramin-Kupfer (II)-Sulfat: NH 3 2+ [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 SO NH 3 Cu NH 3 NH 3 (Kationkomplex) 26

27 Entsteht aus CuSO 4 + Elektronenpaar kommt von Liganden Kalium Hexacyanoferrat (II) (gelbes Blutlaugensatz) 4- CN CN K 4 [Fe(CN) 6 ] 4 K + + CN Fe CN [ C N ] - CN CN (Anionkomplex) Beispiele für Komplexreaktionen Ligandenaustausch 2+ HCl Zugabe [Cu(H2 O) 4 ] + 4 Cl [CuCl4 ] + 4 H2O 2 3+ Zugabe Base 2 + [Al(H O) 6 ] + 3B Al(OH) 3 (H2O) 3 3 HB Aquakomplex elektrisch neutrales Hydroxid (schwerlöslich. Niederschlag) Kationensäure Fällungs/Niederschlagsreaktionen 27

28 2.6 Redoxreaktionen Begriffe 2 H + O O H H 2 Na + 2 Na + + O O 2- Na + Cl Na + + Cl - Oxidation ist Elektronenentzug Reduktion ist Elektronenzufuhr. Ein Redoxvorgang ist eine Elektronenverschiebung. Na + Cl Na + + Cl - Reduktionsmittel Oxidationsmittel Oxidationsmittel Reduktionsmittel Red 1 Ox 2 Ox 1 Red 2 Redoxpaar: Red Ox + n e - Redoxvorgang: Red 1 + Ox 2 Ox 1 + Red 2 Oxidationszahl (OZ) gibt an, welche Ladung ein Element in einer Verbindung tragen würde, wenn alle am Aufbau dieser Verbindung beteiligten Elemente in Form von Ionen vorlägen. Das bindende Elektronenpaar zählt zum elektronegativeren Element. Beispiele: NaCl Al 2 O 3 +1 einatomige Ionen: OZ= Ladung Na neutrale Moleküle: OZ = 0 H 2 O +6-2 Komplexion: OZ = Ladung [SO 4 ] 2- Regeln: freie Elemente OZ = 0 Metalle OZ > 0 B, Si OZ > 0 F OZ = -1 H OZ = +1 O OZ = NH 3 NaH NaHCO 3 28

29 2.6.2 Redoxreaktionen - Beispiele Na + Cl 2 2 Na Cl - (Na Na + = Ox / Cl Cl - = Red) Oxidation: OZ nimmt zu (Na 0 Na + ) Reduktion: OZ nimmt ab (Cl Cl - ) Reduktion CuO + H 2 Cu + H 2 O Oxidation Oxidation Fe + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cu Reduktion Ein Reduktionsmittel (Red 1 ) überträgt Elektronen nur auf Oxidationsmittel (Ox 2 ), die stärker sind (leichter Elektronen binden) als sein konjugiertes Oxidationsmittel (Ox 1 ). Aufstellen von Reaktionsgleichungen: Beispiel: Salpetersäure (HNO 3 ) reagiert mit Schwefelwasserstoff (H 2 S) in saurer Lösung zu Schwefel (S) und Stickstoffmonoxid (NO) ) Redoxpaare: 3H + + HNO e - NO + 2 H 2 O H 2 S S + 2 H + + 2e - 3 2) Bilanzieren der Atome, deren OZ sich ändert 3) (saure Lösung): für jedes benötigte O Atom wird ein H 2 O-Molekül verwendet; für jedes H-Atom wird ein H + verwendet. 3 H + + HNO 3 NO + 2 H 2 O H 2 S S + 2 H + 4) Zufügen von e - zur Ladungsbilanzierung 3 H + + HNO 3 + 3e - NO + 2 H 2 O H 2 S S + 2 H + + 2e - 5) Bilanziere Anzahl der Elektronen in beiden Redoxpaaren (kleinstes gemeinsames Vielfaches): 6 6 H HNO e - 2 NO + 4 H 2 O 3 H 2 S 3 S + 6 H e - 6) Addiere beide Teilgleichungen 2 HNO H 2 S 2 NO + 3 S + 4 H 2 O 7.) Überprüfe Bilanz 29

30 2.6.3 Redoxpotential Versuche: 1. Spannungsreihe In 3 mit CuSO 4 -Lösung gefüllte Porzellanschalen werden a) ein Fe-Blech b) ein Zn-Blech c) ein Ag-Blech hineingelegt. Man beobachtet, dass sich im Fall a) Cu abscheidet, b) Cu abscheidet, c) nichts verändert. 2. Cu/Fe-Element In der unten abgebildeten Versuchsanordnung wird das Normalpotential des Cu/Fe- Elements gemessen. Die in der Vorlesung verwendete Apparatur unterscheidet sich von der in der Abbildung lediglich dadurch, dass ein Fe- Stift in eine 1- molare FeSO 4 - Lösung eintaucht. Die am Voltmeter angezeigte Spannung entspricht genau dem aus der Spannungsreihe (siehe unten) folgenden Wert von 0,75 V. Ox, E 0 = V Fe + Cu 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cu E 0 = (-(-0.41)+0.34)V = 0.75 V Red, E 0 = 0.34 V 3. Normalwasserstoffelektrode In der eben verwendeten Versuchsanordnung wird der in die FeSO 4 - Lösung eingetauchte Fe- Stift durch die unten abgebildete Normal- Wasserstoffelektrode ersetzt. Diese Elektrode besteht aus einem von H 2 bei Umgebungsdruck umspülten Pt- Blech, das in eine Säure mit [H + ] = 1 mol/l eintaucht. Nach kurzer Zeit wird am Voltmeter das Normalpotential von Cu (0,34 V) abgelesen. Messung des Elektronenübergangs durch Messung eines Stromes, wenn beide Teilvorgänge örtlich getrennt werden. Spannung (Potentialdifferenz) zwischen Elektroden ist messbar. 30

31 Messung der Spannung bzw. Stromstärke zwischen zwei Metallelektroden. Die Halbzellen sind mit einem Stromschlüssel leitend miteinander verbunden. (links) Wasserstoffelektrode (rechts) Am Zinkblech: Zn 2+ -Ionen gehen in Lösung (Anode) Kupferelektrode: Entladung von Cu 2+ -Ionen (Kathode) Elektronen wandern über den Draht (das Amperemeter), in den Stromschlüssel (gesättigte KCl- Lösung) wandern Zn 2+ -Ionen, aus dem Stromschlüssel treten K + - Ionen in die CuSO 4 -Lösung über, da diese an Ionen verarmt. Spannung (Potentialdifferenz) zwischen den Elektroden messbar. Hier: Zn- Elektrode negativer Pol (Elektronen wandern von hier zum Kupferblech (0.8 V bei 1M-Lösung) Galvanische Zelle = Kombination zweier Halbzellen (Stromquelle) Aufstellen einer Spannungsreihe (Redoxreihe) mittels Normalwasserstoffelektrode (Pt, von H 2 unter Atmosphärendruck umspült, in Lösung mit ph=0 oder [H 3 O + ] = 1M). 2 H 2 O + H 2 2 H 3 O e -. 31

32 Das Standardpotenzial E 0 ist das gegenüber einer Normalwasserstoffelektrode gemessene Potential eines Redoxpaares im Standardzustand (25 C, 1 atm, Konz. aller Reaktanden 1mol/l). Das Normalpotential des Gleichgewichts Red Ox + z e - hängt von den Konzentrationen von Red und Ox ab: RT [Ox] E = E0 + ln F = Faraday-Konstante = N A e = 9,648*10 4 C/mol = [As/mol] zf [Re d] Nernst sche Gleichung 32

33 2.7 Elektrochemie Primärbatterien Zink-Kohle-Batterie (Le Clanché-Zelle) Anode (-) Zinkblech Zn Zn e - Kathode (+) Braunstein/Graphitstift (MnO 2 ) 2 MnO H 2 O + 2 e - 2 MnO(OH) + 2 OH - Zn + 2 MnO NH 4 Cl 2 MnO(OH) + [Zn(NH 3 ) 2 ]Cl Handelsübliche Zink/Kohlebatterien (links) und Aufbau der Leclanché (rechts oben) und der Alkali/Mangan-Zelle (rechts unten) Alkali-Mangan-Batterie (-) Zn + 4 OH - [Zn(OH) 4 ] e - (+) MnO H 2 O + 2 e - Mn(OH) OH - +Folge- und Nebenreaktionen Vorteil gegenüber der Zink/Kohle-Batterie: H 2 O wird verbraucht (ist trocken) Heute wieder aufladbar; E = 1.5 V 33

34 2.7.2 Sekundärbatterien (Akkumulatoren) Aufladen der Batterie durch Stromumkehr möglich. Bleiakku (Autobatterie) Bleiakkumulator (nach Pauling) Entladen / Aufladen : A(-) Pb + SO 2-4 PbSO e - (hin) (zurück) K(+) PbO 2 + SO H 3 O e - PbSO H 2 O Nickel-Cadmium-Akku: (NiCd) (-) Cd + 2 OH - Cd(OH) e - (+) 2 NiOOH + 2 H 2 O + 2 e - 2 Ni(OH) OH - Nickel-Metallhydrid-Akku (NiMH) (-) 2 MH + 2 OH - 2M + 2 H 2 O + 2e - E=1,32V (+) 2 NiOOH + 2 H 2 O + 2 e - 2 Ni(OH) OH - M=La 0,8 Nd 0,2 Ni 2,5 Co 2,4 Si 0,1 34

35 Lithium-Ionen-Akkumulator (sehr hohe Energiedichte) Schema eines Li-Ionen-Akkumulators Anode (-): Li x C n n C + x Li + + x e - Kathode (+): Li n-x Mn 2 O 4 + x Li + + x e - Li n Mn 2 O 4 Li sehr reaktiv ( Probleme bei Laptops) Reaktionsgeschwindigkeit stark temperaturabhängig: Überhitzung muss vermieden werden. 35

36 2.7.3 Brennstoffzellen direkte Umwandlung chemischer in elektrische Energie, kontinuierlich PEM-Brennstoffzelle (PEM-BZ bzw. engl.: PEMFC Fuel Cell) Schema einer PEM-Brennstoffzelle Polymerelektrolyt, z. B. Protonenaustauschmembran (Proton Exchange Membrane) Elektroden: Pt/C Ladungsträger: H 3 O + (H + ) Anode: 2 H H 2 O 4 H 3 O e - Kathode: O H 3 O e - 6 H 2 O Gesamtreakt.: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O T= (CO-Vergiftung möglich) 36

37 SOFC Solid-Oxide Fuel Cell (Festoxid-BZ) Elektrolyt: Oxid (YSZ) Anode: Ni/YSZ 2 H O 2-2 H 2 O + 4 e - Kathode: Ni/Oxid O e - 2 O 2-2 H 2 + O 2 2 H 2 O Betriebstemperatur: 800 C (keine CO-Vergiftung möglich, daher kann der Brennstoff auch Kohlenwasserstoffe (HC = hydrocarbons im Bild) oder CO enthalten) 37

38 2.7.4 Elektrolyse Versuch: Kupfer-Elektrolyse Die Versuchsanordnung entspricht der unten abgebildeten Elektrolyse von Na 2 SO 4, jedoch wird eine CuCl 2 - Lösung verwendet. Nach einiger Zeit erkennt man, dass an der als Kathode geschalteten Messingelektrode Cu abgeschieden wird (Farbe). Elektrolyte: Stoffe, die den elektrischen Strom durch Wanderung von Ionen leiten. Elektrolyse: Redoxreaktionen unter Einwirkung des elektrischen Stroms; zwangsweise Umkehrung von Vorgängen, die in einer Galvanischen Zelle freiwillig ablaufen. Elektrolyse einer Na 2 SO 4 -Lösung. Faradaysche Gesetze: 1. abgeschiedene Stoffmenge proportional zur Ladung 2. abgeschiedene Masse proportional zum Atomgewicht m abgeschieden = M I t z F n = Q z F 38

39 Beispiele: Elektrolytische Raffination Cu und Elemente mit höherem Normalpotential werden abgeschieden, Elemente mit geringerem Normalpotential bleiben in der Lösung Cu und Elemente mit geringerem Normalpotential gehen in Lösung, Elemente mit größerem Normalpotential fallen als Anodenschlamm aus Schema der elektrolytischen Raffination von Kupfer. An der Kathode setzt sich das reine Kupfer an. Der Anodenschlamm wird zur Gewinnung von Edelmetallen weiterverarbeitet. Herstellung galvanischer Überzüge (Versilbern, Vernickeln, Verchromen) Anodische Oxidation elektrolytische Gewinnung (Cl 2, H 2 ) 39

7. Chemische Reaktionen

7. Chemische Reaktionen 7. Chemische Reaktionen 7.1 Thermodynamik chemischer Reaktionen 7.2 Säure Base Gleichgewichte 7. Chemische Reaktionen 7.1 Thermodynamik chemischer Reaktionen 7.2 Säure Base Gleichgewichte 7.3 Redox - Reaktionen

Mehr

Lerninhalte CHEMIE 12 - MuG erstellt von der Fachschaft Chemie

Lerninhalte CHEMIE 12 - MuG erstellt von der Fachschaft Chemie Christian-Ernst-Gymnasium Am Langemarckplatz 2 91054 ERLANGEN Lerninhalte CHEMIE 12 - MuG erstellt von der Fachschaft Chemie C 12.1 Chemisches Gleichgewicht Umkehrbare / Reversible Reaktionen Bei einer

Mehr

Chemie für Biologen. Vorlesung im. WS 2004/05 V2, Mi 10-12, S04 T01 A02. Paul Rademacher Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen

Chemie für Biologen. Vorlesung im. WS 2004/05 V2, Mi 10-12, S04 T01 A02. Paul Rademacher Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen Chemie für Biologen Vorlesung im WS 200/05 V2, Mi 10-12, S0 T01 A02 Paul Rademacher Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil : 03.11.200) MILESS: Chemie für Biologen 66 Chemische

Mehr

B Chemisch Wissenwertes. Arrhénius gab 1887 Definitionen für Säuren und Laugen an, die seither öfter erneuert wurden.

B Chemisch Wissenwertes. Arrhénius gab 1887 Definitionen für Säuren und Laugen an, die seither öfter erneuert wurden. -I B.1- B C H E M I S C H W ISSENWERTES 1 Säuren, Laugen und Salze 1.1 Definitionen von Arrhénius Arrhénius gab 1887 Definitionen für Säuren und Laugen an, die seither öfter erneuert wurden. Eine Säure

Mehr

Fällungsreaktion. Flammenfärbung. Fällungsreaktion:

Fällungsreaktion. Flammenfärbung. Fällungsreaktion: 2 Fällungsreaktion: 2 Fällungsreaktion Entsteht beim Zusammengießen zweier Salzlösungen ein Niederschlag eines schwer löslichen Salzes, so spricht man von einer Fällungsreaktion. Bsp: Na + (aq) + Cl -

Mehr

Themen heute: Säuren und Basen, Redoxreaktionen

Themen heute: Säuren und Basen, Redoxreaktionen Wiederholung der letzten Vorlesungsstunde: Massenwirkungsgesetz, Prinzip des kleinsten Zwangs, Löslichkeitsprodukt, Themen heute: Säuren und Basen, Redoxreaktionen Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr.

Mehr

Chemie Formelsammlung. 2003 Niklaus Burren

Chemie Formelsammlung. 2003 Niklaus Burren Chemie Formelsammlung 2003 Niklaus Burren Formelsammlung Chemie 2 Inhaltsverzeichnis 1. Grundlagen...3 1.1. Definitionen...3 1.2. ph-wert...4 2. Gasgesetze...5 2.1. Gasgleichung...5 2.2. Gasmischungen...5

Mehr

Vorlesung Anorganische Chemie

Vorlesung Anorganische Chemie Vorlesung Anorganische Chemie Prof. Ingo Krossing WS 2007/08 B.Sc. Chemie Lernziele Block 6 Entropie und Gibbs Enthalpie Gibbs-elmholtz-Gleichung Absolute Entropien Gibbs Standardbildungsenthalpien Kinetik

Mehr

Musterklausur 1 zur Allgemeinen und Anorganischen Chemie

Musterklausur 1 zur Allgemeinen und Anorganischen Chemie Musterklausur 1 zur Allgemeinen und Anorganischen Chemie Achtung: Taschenrechner ist nicht zugelassen. Aufgaben sind so, dass sie ohne Rechner lösbar sind. Weitere Hilfsmittel: Periodensystem der Elemente

Mehr

+ O. Die Valenzelektronen der Natriumatome werden an das Sauerstoffatom abgegeben.

+ O. Die Valenzelektronen der Natriumatome werden an das Sauerstoffatom abgegeben. A Oxidation und Reduktion UrsprÄngliche Bedeutung der Begriffe UrsprÅnglich wurden Reaktionen, bei denen sich Stoffe mit Sauerstoff verbinden, als Oxidationen bezeichnet. Entsprechend waren Reaktionen,

Mehr

Elektrolyte. (aus: Goldenberg, SOL)

Elektrolyte. (aus: Goldenberg, SOL) Elektrolyte Elektrolyte leiten in wässriger Lösung Strom. Zu den Elektrolyten zählen Säuren, Basen und Salze, denn diese alle liegen in wässriger Lösung zumindest teilweise in Ionenform vor. Das Ostwaldsche

Mehr

Erkläre die Bedeutung der negativen Blindprobe. Erkläre die Bedeutung der positiven Blindprobe. Erkläre das Prinzip der Flammenfärbung.

Erkläre die Bedeutung der negativen Blindprobe. Erkläre die Bedeutung der positiven Blindprobe. Erkläre das Prinzip der Flammenfärbung. Erkläre die Bedeutung der negativen Blindprobe. Durchführung einer Nachweisreaktion ohne Beteiligung der zu analysierenden Substanz. Ziel: Überprüfen der Reinheit der verwendeten Nachweisreagenzien. Erkläre

Mehr

Grundwissen Chemie Mittelstufe (9 MNG)

Grundwissen Chemie Mittelstufe (9 MNG) Grundwissen Chemie Mittelstufe (9 MNG) Marie-Therese-Gymnasium Erlangen Einzeldateien: GW8 Grundwissen für die 8. Jahrgangsstufe GW9 Grundwissen für die 9. Jahrgangsstufe (MNG) GW9a Grundwissen für die

Mehr

Übungen zur VL Chemie für Biologen und Humanbiologen 05.12.2011 Lösung Übung 6

Übungen zur VL Chemie für Biologen und Humanbiologen 05.12.2011 Lösung Übung 6 Übungen zur VL Chemie für Biologen und Humanbiologen 05.12.2011 Lösung Übung 6 Thermodynamik und Gleichgewichte 1. a) Was sagt die Enthalpie aus? Die Enthalpie H beschreibt den Energiegehalt von Materie

Mehr

ELEKTROCHEMIE. Elektrischer Strom: Fluß von elektrischer Ladung. elektrolytische (Ionen) Zwei Haupthemen der Elektrochemie.

ELEKTROCHEMIE. Elektrischer Strom: Fluß von elektrischer Ladung. elektrolytische (Ionen) Zwei Haupthemen der Elektrochemie. ELEKTROCHEMIE Elektrischer Strom: Fluß von elektrischer Ladung Elektrische Leitung: metallische (Elektronen) elektrolytische (Ionen) Zwei Haupthemen der Elektrochemie Galvanische Zellen Elektrolyse Die

Mehr

Das Chemische Gleichgewicht

Das Chemische Gleichgewicht II. Gleichgewichte von Säuren S und Basen 13 Puffer-Lösungen Definition: Lösungen, die einen definierten ph-wert haben, der konstant bleibt, auch wenn Säuren S oder Basen in begrenzten Mengen zugesetzt

Mehr

7. Tag: Säuren und Basen

7. Tag: Säuren und Basen 7. Tag: Säuren und Basen 1 7. Tag: Säuren und Basen 1. Definitionen für Säuren und Basen In früheren Zeiten wußte man nicht genau, was eine Säure und was eine Base ist. Damals wurde eine Säure als ein

Mehr

0.3 Formeln, Gleichungen, Reaktionen

0.3 Formeln, Gleichungen, Reaktionen 0.3 Formeln, Gleichungen, Reaktionen Aussage von chemischen Formeln Formeln von ionischen Verbindungen - Metallkation, ein- oder mehratomiges Anion - Formel entsteht durch Ausgleich der Ladungen - Bildung

Mehr

Hinweise für den Schüler. Von den 2 Prüfungsblöcken A und B ist einer auszuwählen.

Hinweise für den Schüler. Von den 2 Prüfungsblöcken A und B ist einer auszuwählen. Abitur 2001 Chemie Gk Seite 1 Hinweise für den Schüler Aufgabenauswahl: Von den 2 Prüfungsblöcken A und B ist einer auszuwählen. Bearbeitungszeit: Die Arbeitszeit beträgt 210 Minuten, zusätzlich stehen

Mehr

a.) Wie groß ist die Reaktionsenthalpie für die Diamantbildung aus Graphit? b.) Welche Kohlenstoffform ist unter Standardbedingungen die stabilere?

a.) Wie groß ist die Reaktionsenthalpie für die Diamantbildung aus Graphit? b.) Welche Kohlenstoffform ist unter Standardbedingungen die stabilere? Chemie Prüfungsvorbereitung 1. Aufgabe Folgende Reaktionen sind mit ihrer Enthalpie vorgegeben C (Graphit) + O 2 CO 2 R = 393,43 KJ C (Diamant) + O 2 CO 2 R = 395,33 KJ CO 2 O 2 + C (Diamant) R = +395,33

Mehr

DEFINITIONEN REINES WASSER

DEFINITIONEN REINES WASSER SÄUREN UND BASEN 1) DEFINITIONEN REINES WASSER enthält gleich viel H + Ionen und OH Ionen aus der Reaktion H 2 O H + OH Die GGWKonstante dieser Reaktion ist K W = [H ]*[OH ] = 10 14 In die GGWKonstante

Mehr

3. Säure-Base-Beziehungen

3. Säure-Base-Beziehungen 3.1 Das Ionenprodukt des Wassers In reinen Wasser sind nicht nur Wassermoleküle vorhanden. Ein kleiner Teil liegt als Ionenform H 3 O + und OH - vor. Bei 25 C sind in einem Liter Wasser 10-7 mol H 3 O

Mehr

Säure/Base - Reaktionen. 6) Titration starker und schwacher Säuren/Basen

Säure/Base - Reaktionen. 6) Titration starker und schwacher Säuren/Basen Säure/Base - Reaktionen 1) Elektrolytische Dissoziation 2) Definitionen Säuren Basen 3) Autoprotolyse 4) ph- und poh-wert 5) Stärke von Säure/Basen 6) Titration starker und schwacher Säuren/Basen 7) Puffersysteme

Mehr

Inhalt. Atombau und Periodensystem ein untrennbarer Zusammenhang... 1. Chemische Bindung wie Teilchen zusammenhalten... 25

Inhalt. Atombau und Periodensystem ein untrennbarer Zusammenhang... 1. Chemische Bindung wie Teilchen zusammenhalten... 25 Inhalt Vorwort Atombau und Periodensystem ein untrennbarer Zusammenhang... 1 1 Vorstellung über den Bau der Atome... 1 1.1 Erste Atommodelle Entwicklung aus Grundgesetzen und Versuchen... 1 1.2 Atomkern

Mehr

Crashkurs Säure-Base

Crashkurs Säure-Base Crashkurs Säure-Base Was sind Säuren und Basen? Welche Eigenschaften haben sie?` Wie reagieren sie mit Wasser? Wie reagieren sie miteinander? Wie sind die Unterschiede in der Stärke definiert? Was ist

Mehr

2. Chemische Reaktionen und chemisches Gleichgewicht

2. Chemische Reaktionen und chemisches Gleichgewicht 2. Chemische Reaktionen und chemisches Gleichgewicht 2.1 Enthalpie (ΔH) Bei chemischen Reaktionen reagieren die Edukte zu Produkten. Diese unterscheiden sich in der inneren Energie. Es gibt dabei zwei

Mehr

Grundlagen der Chemie Elektrochemie

Grundlagen der Chemie Elektrochemie Elektrochemie Prof. Annie Powell KIT Universität des Landes Baden-Württemberg und nationales Forschungszentrum in der Helmholtz-Gemeinschaft www.kit.edu Elektrischer Strom Ein elektrischer Strom ist ein

Mehr

Grundwissen 9. Klasse NTG

Grundwissen 9. Klasse NTG Grundwissen 9. Klasse NTG 9.1 Qualitative Analysemethoden gibt Antwort auf Fragen nach der stofflichen Zusammensetzung Sauerstoff: Glimmspanprobe Wasserstoff: Knallgasprobe: 2 2 + O 2 2 2 O AlkalimetallKationen:

Mehr

Abb. 1: Exotherme und endotherme Reaktionen Quelle: http://www.seilnacht.com/lexikon/aktivi.htm#diagramm

Abb. 1: Exotherme und endotherme Reaktionen Quelle: http://www.seilnacht.com/lexikon/aktivi.htm#diagramm Energie bei chemischen Reaktionen Chemische Reaktionen sind Stoffumwandlungen bei denen Teilchen umgeordnet und chemische Bindungen gespalten und neu geknüpft werden, wodurch neue Stoffe mit neuen Eigenschaften

Mehr

Dissoziation, ph-wert und Puffer

Dissoziation, ph-wert und Puffer Dissoziation, ph-wert und Puffer Die Stoffmengenkonzentration (molare Konzentration) c einer Substanz wird in diesem Text in eckigen Klammern dargestellt, z. B. [CH 3 COOH] anstelle von c CH3COOH oder

Mehr

VI Säuren und Basen (Mortimer: Kap. 17 u 18 Atkins: Kap. 14, 15)

VI Säuren und Basen (Mortimer: Kap. 17 u 18 Atkins: Kap. 14, 15) VI Säuren und Basen (Mortimer: Kap. 17 u 18 Atkins: Kap. 14, 15) 19. Säure-Base-Theorien Stichwörter: Arrhenius- u. Brönstedt-Theorie von Säuren und Basen, konjugiertes Säure- Base-Paar, Amphoterie, nivellierender

Mehr

Elektrodenpotenziale im Gleichgewicht

Elektrodenpotenziale im Gleichgewicht Elektrodenpotenziale im Gleichgewicht Zn e - e - e - Cu e - e - Zn 2+ e - Zn 2+ e - Cu 2+ Zn 2+ Zn 2+ Cu 2+ Wenn ein Metallstab in die Lösung seiner Ionen taucht, stellt sich definiertes Gleichgewichtspotential

Mehr

Rupprecht-Gymnasium München Fachschaft Chemie. Grundwissen der 9. Klasse NTG

Rupprecht-Gymnasium München Fachschaft Chemie. Grundwissen der 9. Klasse NTG Rupprecht-Gymnasium München Fachschaft Chemie Grundwissen der 9. Klasse NTG 1. Quantitative Aspekte chemischer Reaktionen 1.1 Die Atommasse m a Da die Masse eines Atoms unvorstellbar klein ist (ein H-Atom

Mehr

Zusammenfassung vom

Zusammenfassung vom Zusammenfassung vom 20.10. 09 Löslichkeitsprodukt = quantitative Aussage über die Löslichkeit einer schwerlöslichen Verbindung bei gegebener Temperatur A m B n m A n+ + n B m- K L = (c A n+ ) m (c B m-

Mehr

3.2. Aufgaben zu Säure-Base-Gleichgewichten

3.2. Aufgaben zu Säure-Base-Gleichgewichten .. Aufgaben zu Säure-Base-Gleichgewichten Aufgabe : Herstellung saurer und basischer Lösungen Gib die Reaktionsgleichungen für die Herstellung der folgenden Lösungen durch Reaktion der entsprechenden Oxide

Mehr

CHEMIE KAPITEL 4 SÄURE-BASE. Timm Wilke. Georg-August-Universität Göttingen. Wintersemester 2013 / 2014

CHEMIE KAPITEL 4 SÄURE-BASE. Timm Wilke. Georg-August-Universität Göttingen. Wintersemester 2013 / 2014 CHEMIE KAPITEL 4 SÄURE-BASE Timm Wilke Georg-August-Universität Göttingen Wintersemester 2013 / 2014 Folie 2 Wiederholung: Brönstedt - Lowry Teilchen, die bei einer Reaktion Protonen abgeben (Protonendonatoren),

Mehr

Allgemeine Chemie für Biologen

Allgemeine Chemie für Biologen Universität Regensburg Allgemeine Chemie für Biologen Rudolf Robelek Vorlesungsübersicht Ü Übersicht über die Kapitel der Vorlesung Kapitel 1: Materie - Elemente, Verbindungen, Mischungen Kapitel 2: Elektronenhülle,

Mehr

Bindung in Kohlenwasserstoffmolekülen

Bindung in Kohlenwasserstoffmolekülen Bindung in Kohlenwasserstoffmolekülen Die Kohlenstoffbindungen im Vergleich Bindung Bindungsstärke Differenz Bindungslänge [kj/mol] [pm] H-H 430 74 C-H 413-17 109 C-C 348 154 C=C 614 + 266 134 C C 839

Mehr

C Säure-Base-Reaktionen

C Säure-Base-Reaktionen -V.C1- C Säure-Base-Reaktionen 1 Autoprotolyse des Wassers und ph-wert 1.1 Stoffmengenkonzentration Die Stoffmengenkonzentration eines gelösten Stoffes ist der Quotient aus der Stoffmenge und dem Volumen

Mehr

Lösungen zu den Übungsaufgaben zur Thematik Säure/Base (Zwei allgemeine Hinweise: aus Zeitgründen habe ich auf das Kursivsetzen bestimmter Zeichen

Lösungen zu den Übungsaufgaben zur Thematik Säure/Base (Zwei allgemeine Hinweise: aus Zeitgründen habe ich auf das Kursivsetzen bestimmter Zeichen Lösungen zu den Übungsaufgaben zur Thematik Säure/Base (Zwei allgemeine Hinweise: aus Zeitgründen habe ich auf das Kursivsetzen bestimmter Zeichen verzichtet; Reaktionsgleichungen sollten den üblichen

Mehr

Oxidation und Reduktion

Oxidation und Reduktion I. Definitionen Alte Definition nach Lavoisier: Oxidation: Aufnahme von Sauerstoff Reduktion: Abgabe von Sauerstoff Moderne, elektronische Deutung: 2 Mg(f) + O 2 (g) 2 MgO(f) Teilschritte: a) Mg(f) b)

Mehr

KULTUSMINISTERIUM DES LANDES SACHSEN-ANHALT. Abitur April/Mai 2002. Chemie (Grundkurs) Thema 1 Wasserstoff

KULTUSMINISTERIUM DES LANDES SACHSEN-ANHALT. Abitur April/Mai 2002. Chemie (Grundkurs) Thema 1 Wasserstoff KULTUSMINISTERIUM DES LANDES SACHSEN-ANHALT Abitur April/Mai 2002 Chemie (Grundkurs) Einlesezeit: Bearbeitungszeit: 30 Minuten 210 Minuten Thema 1 Wasserstoff Thema 2 Organische Verbindungen und ihr Reaktionsverhalten

Mehr

8.+9. Tag: Säuren und Basen (II) / Redoxreaktionen (II)

8.+9. Tag: Säuren und Basen (II) / Redoxreaktionen (II) 8.+9. Tag: Säuren und Basen (II) / Redoxreaktionen (II) 1 8.+9. Tag: Säuren und Basen (II) / Redoxreaktionen (II) 1. Säuren und Basen II : Puffersysteme Zuweilen benötigt man Lösungen, die einen definierten

Mehr

Fragen zum Analytischen Grundpraktikum für Chemiker/LAK

Fragen zum Analytischen Grundpraktikum für Chemiker/LAK 1 Fragen zum Analytischen Grundpraktikum für Chemiker/LAK Allgemeine Arbeitsoperationen 1. Was versteht man unter der Empfindlichkeit einer Waage? 2. Welche Empfindlichkeit besitzt die Waage, mit welcher

Mehr

Reduktion und Oxidation. Oxidationszahlen (OZ)

Reduktion und Oxidation. Oxidationszahlen (OZ) Redox-Reaktionen Reduktion und Oxidation Oxidationszahlen (OZ) REDOX Reaktionen / - Gleichungen Das elektrochemische Potential Die Spannungsreihe der Chemischen Elemente Die Nernstsche Gleichung Definitionen

Mehr

Allgemeine Chemie. SS 2014 Thomas Loerting. Thomas Loerting Allgemeine Chemie

Allgemeine Chemie. SS 2014 Thomas Loerting. Thomas Loerting Allgemeine Chemie Allgemeine Chemie SS 2014 Thomas Loerting 1 Inhalt 1 Der Aufbau der Materie (Teil 1) 2 Die chemische Bindung (Teil 2) 3 Die chemische Reaktion (Teil 3) 2 Definitionen von den an einer chemischen Reaktion

Mehr

Fakultät Chemie Physikalische Chemie I

Fakultät Chemie Physikalische Chemie I Fakultät Chemie Physikalische Chemie I Einstiegstraining für die Chemie-Olympiade 013 in Russland Physikalische Chemie Einheiten und Größen Ableiten und Integrieren Ideale Gase Thermodynamik chemischer

Mehr

Kapiteltest 1.1. Kapiteltest 1.2

Kapiteltest 1.1. Kapiteltest 1.2 Kapiteltest 1.1 a) Perchlorsäure hat die Formel HClO 4. Was geschieht bei der Reaktion von Perchlorsäure mit Wasser? Geben Sie zuerst die Antwort in einem Satz. Dann notieren Sie die Reaktionsgleichung.

Mehr

Übungsklausur zum chemischen Praktikum für Studierende mit Chemie als Nebenfach

Übungsklausur zum chemischen Praktikum für Studierende mit Chemie als Nebenfach Übungsklausur zum chemischen Praktikum für Studierende mit Chemie als Nebenfach 1. (10P) Was ist richtig (mehrere Richtige sind möglich)? a) Fructose besitzt 5 Kohlenstoffatome. FALSCH, Fructose besitzt

Mehr

Praktische Einführung in die Chemie Integriertes Praktikum:

Praktische Einführung in die Chemie Integriertes Praktikum: Praktische Einführung in die Chemie Integriertes Praktikum: Versuch 1-2 (MWG) Massenwirkungsgesetz Versuchs-Datum: 20. Juni 2012 Gruppenummer: 8 Gruppenmitglieder: Domenico Paone Patrick Küssner Michael

Mehr

Chem. Grundlagen. ure-base Begriff. Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept. Wasserstoff, Proton und Säure-Basen. Basen-Definition nach Brønsted

Chem. Grundlagen. ure-base Begriff. Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept. Wasserstoff, Proton und Säure-Basen. Basen-Definition nach Brønsted Der SäureS ure-base Begriff Chem. Grundlagen Das Protonen-Donator-Akzeptor-Konzept Wasserstoff, Proton und Säure-Basen Basen-Definition nach Brønsted Wasserstoff (H 2 ) Proton H + Anion (-) H + = Säure

Mehr

AC2 ÜB12 Säuren und Basen LÖSUNGEN Seite 1 von 7

AC2 ÜB12 Säuren und Basen LÖSUNGEN Seite 1 von 7 AC2 ÜB12 Säuren und Basen LÖSUNGEN Seite 1 von 7 1. a) CH3COOH, C0=0.125 mol/l Schwache Säure pks = 4.75 (aus Tabelle) => ph = 0.5*(4.75-Log(0.125))= 2.83 b) H24, C0=0.1 mol/l Erste Protolysestufe starke

Mehr

Tabellen und Formelsammlung Chemie

Tabellen und Formelsammlung Chemie Tabellen und Forelsalung Cheie Fakultät Maschinenbau Stand SS 2015 Nachfolgende Tabellen und Inforationen staen aus de Lehrbuch G. Kickelbick, Cheie für Ingenieure, Pearson-Verlag, 2008 soweit nicht anderweitig

Mehr

Allgemeine Chemie für Studierende mit Nebenfach Chemie Andreas Rammo

Allgemeine Chemie für Studierende mit Nebenfach Chemie Andreas Rammo Allgemeine Chemie für Studierende mit Nebenfach Chemie Andreas Rammo Allgemeine und Anorganische Chemie Universität des Saarlandes E-Mail: a.rammo@mx.uni-saarland.de innere Energie U Energieumsatz bei

Mehr

Allgemeine Chemie für r Studierende der Zahnmedizin

Allgemeine Chemie für r Studierende der Zahnmedizin Allgemeine Chemie für r Studierende der Zahnmedizin Allgemeine und Anorganische Chemie Teil 6 Dr. Ulrich Schatzschneider Institut für Anorganische und Angewandte Chemie, Universität Hamburg Lehrstuhl für

Mehr

Grundlagen der Chemie

Grundlagen der Chemie 1 Das Massenwirkungsgesetz Verschiebung von Gleichgewichtslagen Metastabile Systeme/Katalysatoren Löslichkeitsprodukt Das Massenwirkungsgesetz Wenn Substanzen miteinander eine reversible chemische Reaktion

Mehr

Formelsammlung physikalische Chemie Seite 1

Formelsammlung physikalische Chemie Seite 1 Formelsammlung physikalische Chemie Seite 1 Mengenangaben: Masse m [g] Volumen V [L] (laut Norm l, wegen Verwechslung mit 1 hier groß geschrieben) Molzahl n [mol] Teilchenzahl N Multiplikatoren: *10 *100

Mehr

Lösungen (ohne Aufgabenstellungen)

Lösungen (ohne Aufgabenstellungen) Kapitel 1 Das chemische Gleichgewicht Lösungen (ohne Aufgabenstellungen) Aufgaben A 1 Die Hin- und die Rückreaktion läuft nach der Einstellung des Gleichgewichts mit derselben Geschwindigkeit ab, d. h.

Mehr

Grundlagen der Chemie Elektrolyt- und Nichtelektrolytlösungen

Grundlagen der Chemie Elektrolyt- und Nichtelektrolytlösungen Elektrolyt- und Nichtelektrolytlösungen Prof. Annie Powell KIT Universität des Landes Baden-Württemberg und nationales Forschungszentrum in der Helmholtz-Gemeinschaft www.kit.edu Elektrolyt- und Nichtelektrolytlösungen

Mehr

n = V Lsg m n l mol Grundwissen 9. Klasse Chemie (NTG) Analytische Chemie Stoffmenge n Molare Masse M Molares Volumen V M Stoffmengenkonzentration c

n = V Lsg m n l mol Grundwissen 9. Klasse Chemie (NTG) Analytische Chemie Stoffmenge n Molare Masse M Molares Volumen V M Stoffmengenkonzentration c Grundwissen 9. Klasse Chemie (NTG) 1. Analytische Chemie und Stöchiometrie Analytische Chemie Untersuchung von Reinstoffen und Stoffgemischen mit dem Ziel diese eindeutig zu identifizieren (= qualitativer

Mehr

Gliederung Thema Buch Heft 1. 1.1 1.2 1.3

Gliederung Thema Buch Heft 1. 1.1 1.2 1.3 Themenblock: 1 A. Differenzierte quantitative Betrachtung chemischer Reaktionen Baustein: 1 A. I. Betrachtungen zum Verlauf chemischer Reaktionen (8) 2 3 Der unterschiedliche Verlauf chemischer Reaktionen

Mehr

Film der Einheit Metalle

Film der Einheit Metalle Film der Einheit Metalle Edle und unedle Metalle Produktionszahlen Metalle im Periodensystem der Elemente Herstellung einiger Metalle (Eisen, Aluminium, Kupfer) Kristallgitter und Bindungen in Metallen

Mehr

SS 2010. Thomas Schrader. der Universität Duisburg-Essen. (Teil 7: Säuren und Basen, Elektrolyte)

SS 2010. Thomas Schrader. der Universität Duisburg-Essen. (Teil 7: Säuren und Basen, Elektrolyte) Chemie für Biologen SS 2010 Thomas Schrader Institut t für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 7: Säuren und Basen, Elektrolyte) Definition Säure/Base Konjugierte Säure/Base-Paare Konjugierte

Mehr

Auswahlverfahren Medizin Prüfungsgebiet Chemie. 3.Termin Chemische Gleichung, Chemisches Rechnen, Kinetik, Thermodynamik, Chemisches Gleichgewicht

Auswahlverfahren Medizin Prüfungsgebiet Chemie. 3.Termin Chemische Gleichung, Chemisches Rechnen, Kinetik, Thermodynamik, Chemisches Gleichgewicht Auswahlverfahren Medizin Prüfungsgebiet Chemie 3.Termin Chemische Gleichung, Chemisches Rechnen, Kinetik, Thermodynamik, Chemisches Gleichgewicht Kursleiter Mag. Wolfgang Mittergradnegger IFS Kurs 2009

Mehr

Säure-Base Titrationen. (Seminar zu den Übungen zur quantitativen Bestimmung von Arznei-, Hilfs- und Schadstoffen)

Säure-Base Titrationen. (Seminar zu den Übungen zur quantitativen Bestimmung von Arznei-, Hilfs- und Schadstoffen) Säure-Base Titrationen (Seminar zu den Übungen zur quantitativen Bestimmung von Arznei-, Hilfs- und Schadstoffen) 1. Gehaltsbestimmung von Salzsäure HCl ist eine starke Säure (fast zu 100% dissoziiert)

Mehr

NH 4 [Fe(H 2O) 6] 3+

NH 4 [Fe(H 2O) 6] 3+ 141 17 SäureBaseGleichgewichte (SäureBaseKonzept von Brönsted) Säuren Stoffe die Protonen abgeben können (Protonendonatoren) Basen Stoffe die Protonen aufnehmen können (Protonenakzeptoren) Korrespondierendes

Mehr

Grundkurs Chemie I und II

Grundkurs Chemie I und II Arnold Arni Grundkurs Chemie I und II Allgemeine, Anorganische und Organische Chemie für Fachunterricht und Selbststudium unter Mitarbeit von Klaus Neuenschwander WIEY- VCH WIEY-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA

Mehr

EinFaCh 1. Studienvorbereitung Chemie. Einstieg in Freibergs anschauliches Chemiewissen Teil 1: Redoxreaktionen und Elektrochemie.

EinFaCh 1. Studienvorbereitung Chemie. Einstieg in Freibergs anschauliches Chemiewissen Teil 1: Redoxreaktionen und Elektrochemie. Studienvorbereitung Chemie EinFaCh 1 Einstieg in Freibergs anschauliches Chemiewissen Teil 1: Redoxreaktionen und Elektrochemie www.tu-freiberg.de http://tu-freiberg.de/fakultaet2/einfach Was ist eine

Mehr

Seminar zum Praktikum Quantitative Analyse

Seminar zum Praktikum Quantitative Analyse Seminar zum Praktikum Quantitative Analyse Dr. Dietmar Stephan Tel.: 089-289-13167 Raum: CH 57105 E-Mail: dietmar.stephan@bauchemie-tum.de Stärke von Säuren und Basen Stärke von Säuren und Basen Dissoziationskonstanten

Mehr

LN Vortermin SS 02. PC Teil

LN Vortermin SS 02. PC Teil LN Vortermin SS 02 PC Teil 1. 15g Magnesium werden mit Salzsäure im Überschuß versetzt. Folgende Standardbildungsenthalpien bei 198K sind dazu gegeben: Mg 2+ -466,85 kj/mol Cl - aq -167,16 kj/mol a) Berechnen

Mehr

Chemie für Studierende der Biologie I

Chemie für Studierende der Biologie I SäureBaseGleichgewichte Es gibt verschiedene Definitionen für SäureBaseReaktionen, an dieser Stelle ist die Definition nach BrønstedLowry, die Übertragung eines H + Ions ( Proton ), gemeint. Nach BrønstedLowry

Mehr

6. Tag: Chemisches Gleichgewicht und Reaktionskinetik

6. Tag: Chemisches Gleichgewicht und Reaktionskinetik 6. Tag: Chemisches Gleichgewicht und Reaktionskinetik 1 6. Tag: Chemisches Gleichgewicht und Reaktionskinetik 1. Das chemische Gleichgewicht Eine chemische Reaktion läuft in beiden Richtungen ab. Wenn

Mehr

Grundlagen der Chemie Verschieben von Gleichgewichten

Grundlagen der Chemie Verschieben von Gleichgewichten Verschieben von Gleichgewichten Prof. Annie Powell KIT Universität des Landes Baden-Württemberg und nationales Forschungszentrum in der Helmholtz-Gemeinschaft www.kit.edu Prinzip des kleinsten Zwangs Das

Mehr

Chemie Zusammenfassung KA 2

Chemie Zusammenfassung KA 2 Chemie Zusammenfassung KA 2 Wärmemenge Q bei einer Reaktion Chemische Reaktionen haben eine Gemeinsamkeit: Bei der Reaktion wird entweder Energie/Wärme frei (exotherm). Oder es wird Wärme/Energie aufgenommen

Mehr

Säuren und Basen - Definition

Säuren und Basen - Definition Säuren und Basen - Definition Säuren: Substanzen, die mit Wasser unter Bildung von Wasserstoffionen (Proton H +, Oxoniumion H 3 O + ) reagieren (Protonenspender): z.b. HCl(g) + H 2 O H 3 O + (aq)+ Cl -

Mehr

3. Geben Sie die Energieniveau-Schemata für Sauerstoff, Bor, Chlor und Neon an!

3. Geben Sie die Energieniveau-Schemata für Sauerstoff, Bor, Chlor und Neon an! 1 of 10 10.05.2005 10:57 Übung 1 1.1 Wieviel wiegen 3 mol Natrium? Wieviele Atome enthalten diese 3 mol? 1.2 Wieviel wiegt ein halbes mol Wasser und wieviele Moleküle enthält es? 1.3 Wieviel wiegen 0.784

Mehr

ph-wert Berechnung für starke Säuren / Basen starke Säure, vollständige Dissoziation [H 3 O + ] = 10 1 mol/l; ph = 1

ph-wert Berechnung für starke Säuren / Basen starke Säure, vollständige Dissoziation [H 3 O + ] = 10 1 mol/l; ph = 1 ph-wert Berechnung für starke Säuren / Basen 0.1 mol/l HCl: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl starke Säure, vollständige Dissoziation [H 3 O + ] = 10 1 mol/l; ph = 1 0.1 mol/l NaOH: NaOH + H 2 O Na + aq + OH starke

Mehr

Grundlagen Chemie. Dipl.-Lab. Chem. Stephan Klotz. Freiwill ige Feuerwehr Rosenheim

Grundlagen Chemie. Dipl.-Lab. Chem. Stephan Klotz. Freiwill ige Feuerwehr Rosenheim Grundlagen Dipl.-Lab. Chem. Stephan Klotz Freiwill ige Feuerwehr Rosenheim Einführung Lernziele Einfache chemische Vorgänge, die Bedeutung für die Feuerwehrpraxis haben, erklären. Chemische Grundlagen

Mehr

-Homogene Gelichgewichte -Heterogene Gleichgewichte. Homogen: Die im Gleichgewicht stehenden Substanzen liegen in der gleichen Phase vor

-Homogene Gelichgewichte -Heterogene Gleichgewichte. Homogen: Die im Gleichgewicht stehenden Substanzen liegen in der gleichen Phase vor Heterogene Gleichgewichte Man unterscheidet: -Homogene Gelichgewichte -Heterogene Gleichgewichte Homogen: Die im Gleichgewicht stehenden Substanzen liegen in der gleichen Phase vor Heterogen: Die sich

Mehr

3.2. Fragen zu Säure-Base-Gleichgewichten

3.2. Fragen zu Säure-Base-Gleichgewichten 3.2. Fragen zu Säure-Base-Gleichgewichten Säure-Base-Gleichgewicht (5) a) Formuliere die Reaktionsgleichungen und das Massenwirkungsgesetz für die Reaktion von Fluorwasserstoff HF und Kohlensäure H 2 3

Mehr

Klausur Physikalische Chemie für TUHH (Chemie III)

Klausur Physikalische Chemie für TUHH (Chemie III) 07.03.2012 14.00 Uhr 17.00 Uhr Moritz / Pauer Klausur Physikalische Chemie für TUHH (Chemie III) Die folgende Tabelle dient Korrekturzwecken und darf vom Studenten nicht ausgefüllt werden. 1 2 3 4 5 6

Mehr

Grundwissen Chemie - 9 Klasse NTG

Grundwissen Chemie - 9 Klasse NTG Thema Analytik Flammenfärbung Fällungsreaktionen Nachweis molekularer Stoffe Masse m a Molekülmasse Formelmasse Teilchenzahl N Grundwissen Chemie 9 Klasse NTG Inhalt Untersuchung chemischer Stoffe in einer

Mehr

Elektrochemische Kinetik. FU Berlin Constanze Donner / Ludwig Pohlmann 2010 1

Elektrochemische Kinetik. FU Berlin Constanze Donner / Ludwig Pohlmann 2010 1 Elektrochemische Kinetik FU Berlin Constanze Donner / Ludwig Pohlmann 2010 1 FU Berlin Constanze Donner / Ludwig Pohlmann 2010 2 Elektrochemische Kinetik Was war: Die NernstGleichung beschreibt das thermodynamische

Mehr

7. Woche. Gesamtanalyse (Vollanalyse) einfacher Salze. Qualitative Analyse anorganischer Verbindungen

7. Woche. Gesamtanalyse (Vollanalyse) einfacher Salze. Qualitative Analyse anorganischer Verbindungen 7. Woche Gesamtanalyse (Vollanalyse) einfacher Salze Qualitative Analyse anorganischer Verbindungen Die qualitative Analyse ist ein Teil der analytischen Chemie, der sich mit der qualitativen Zusammensetzung

Mehr

Chemie für Biologen WS 2005/6 Arne Lützen Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 8: Säuren und Basen, Elektrolyte)

Chemie für Biologen WS 2005/6 Arne Lützen Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 8: Säuren und Basen, Elektrolyte) Chemie für Biologen WS 2005/6 Arne Lützen Institut für rganische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 8: Säuren und Basen, Elektrolyte) Lösungen, Konzentration Viele chemische Reaktionen werden

Mehr

Bestimmung der Stoffmenge eines gelösten Stoffes mit Hilfe einer Lösung bekannter Konzentration (Titer, Maßlösung).

Bestimmung der Stoffmenge eines gelösten Stoffes mit Hilfe einer Lösung bekannter Konzentration (Titer, Maßlösung). Zusammenfassung: Titration, Maßanalyse, Volumetrie: Bestimmung der Stoffmenge eines gelösten Stoffes mit Hilfe einer Lösung bekannter Konzentration (Titer, Maßlösung). Bei der Titration lässt man so lange

Mehr

Praktikumsrelevante Themen

Praktikumsrelevante Themen Praktikumsrelevante Themen Lösungen Der Auflösungsprozess Beeinflussung der Löslichkeit durch Temperatur und Druck Konzentration von Lösungen Dampfdruck, Siede- und Gefrierpunkt von Lösungen Lösungen von

Mehr

Technische Universität Chemnitz Chemisches Grundpraktikum

Technische Universität Chemnitz Chemisches Grundpraktikum Technische Universität Chemnitz Chemisches Grundpraktikum Protokoll «CfP5 - Massanalytische Bestimmungsverfahren (Volumetrie)» Martin Wolf Betreuerin: Frau Sachse Datum:

Mehr

Physikalische Chemie. Heinz Hug Wolfgang Reiser EHRMITTEL. EUROPA-FACHBUCHREIHE für Chemieberufe. 2. neu bearbeitete Auflage. von

Physikalische Chemie. Heinz Hug Wolfgang Reiser EHRMITTEL. EUROPA-FACHBUCHREIHE für Chemieberufe. 2. neu bearbeitete Auflage. von 2008 AGI-Information Management Consultants May be used for personal purporses only or by libraries associated to dandelon.com network. EHRMITTEL EUROPA-FACHBUCHREIHE für Chemieberufe Physikalische Chemie

Mehr

Das chemische Gleichgewicht

Das chemische Gleichgewicht 1 Grundlagen Viele Substanzen sind in Wasser praktisch nicht löslich, l d.h. sie sind nur sehr geringfügig gig löslich. (Tatsächlich nicht lösliche Stoffe gibt es nicht! Schwerlösliche Verbindungen In

Mehr

Chemische Verbrennung

Chemische Verbrennung Christopher Rank Sommerakademie Salem 2008 Gliederung Die chemische Definition Voraussetzungen sgeschwindigkeit Exotherme Reaktion Reaktionsenthalpie Heizwert Redoxreaktionen Bohrsches Atommodell s Elektrochemie:

Mehr

Säuren und Basen (Laugen)

Säuren und Basen (Laugen) Säuren und Basen (Laugen) Material Was sind Säuren? Säuren sind auch in vielen Stoffen des Alltags vorhanden. Der Saft vieler Früchte, z. B. von Zitronen und Apfelsinen, schmeckt sauer. Auch mit Essig

Mehr

Lösung 7. Allgemeine Chemie I Herbstsemester Je nach Stärke einer Säure tritt eine vollständige oder nur eine teilweise Dissoziation auf.

Lösung 7. Allgemeine Chemie I Herbstsemester Je nach Stärke einer Säure tritt eine vollständige oder nur eine teilweise Dissoziation auf. Lösung 7 Allgemeine Chemie I Herbstsemester 2012 1. Aufgabe Je nach Stärke einer Säure tritt eine vollständige oder nur eine teilweise Dissoziation auf. Chlorwasserstoff ist eine starke Säure (pk a = 7),

Mehr

Ein Puffer ist eine Mischung aus einer schwachen Säure/Base und ihrer Korrespondierenden Base/Säure.

Ein Puffer ist eine Mischung aus einer schwachen Säure/Base und ihrer Korrespondierenden Base/Säure. 2.8 Chemische Stoßdämpfer Puffersysteme V: ph- Messung eines Gemisches aus HAc - /AC - nach Säure- bzw Basen Zugabe; n(naac) = n(hac) > Acetat-Puffer. H2O Acetat- Puffer H2O Acetat- Puffer Die ersten beiden

Mehr

endotherme Reaktionen

endotherme Reaktionen Exotherme/endotherme endotherme Reaktionen Edukte - H Produkte Exotherme Reaktion Edukte Produkte + H Endotherme Reaktion 101 Das Massenwirkungsgesetz Das Massenwirkungsgesetz Gleichgewicht chemischer

Mehr

Übung zum chemischen Praktikum für Studierende mit Chemie als Nebenfach Übung Nr. 3, 02.05.11/03.05.11

Übung zum chemischen Praktikum für Studierende mit Chemie als Nebenfach Übung Nr. 3, 02.05.11/03.05.11 Übung zum chemischen Praktikum für Studierende mit Chemie als Nebenfach Übung Nr. 3, 02.05.11/03.05.11 1. Sie haben Silberbesteck geerbt. Um Ihren neuen Reichtum ordentlich zur Schau zu stellen, haben

Mehr

1.3 Chemische Reaktionen des Wassers - Bildung von Säuren und Basen

1.3 Chemische Reaktionen des Wassers - Bildung von Säuren und Basen 1.3 Chemische Reaktionen des Wassers Bildung von Säuren und Basen Säure und Basebegriff nach Arrhenius (1887) Wasser reagiert mit Nichtmetalloxiden (Säureanhydriden) zu Säuren. Die gebildete Säure löst

Mehr

Kurstag 2 Maßanalyse 2. Teil

Kurstag 2 Maßanalyse 2. Teil Kurstag 2 Maßanalyse 2. Teil Titration von starken und schwachen Säuren Stichworte zur Vorbereitung: Massenwirkungsgesetz, Prinzip von Le Chatelier, Broenstedt, korrespondierendes Säure-Base-Paar, ph-wert-berechnung

Mehr

b) Berechnen Sie den Verbrauch an Maßlösung und den Massenanteil der Essigsäure.

b) Berechnen Sie den Verbrauch an Maßlösung und den Massenanteil der Essigsäure. Prüfungsvorbereitung Säure-Base-Titrationen und ph-werte 1. ph-werte und Puffer 1.1 Eine Natronlauge hat die Dichte ρ = 1,7 g/m und einen Massenanteil von w(naoh) = %. Berechnen Sie den ph-wert der ösung.

Mehr

4. Redox- und Elektrochemie

4. Redox- und Elektrochemie 4. Redox und Elektrochemie 4. Redox und Elektrochemie 4.1 Oxidationszahlen Eine Oxidation ist ein Vorgang, wo ein Teilchen Elektronen abgibt. Eine Reduktion ist ein Vorgang, wo ein Teilchen ein Elektron

Mehr