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

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1 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 : ) MILESS: Chemie für Biologen 66

2 Chemische Reaktionen Säure-Base-Reaktion: Neutralisation H + + Cl - + Na OH Na + + Cl - + H 2 O Typische Beispiele Salzsäure Natronlauge Natriumchlorid Wasser Salz Fällungsreaktion: Ag + + NO Na + + Cl - Ag + Cl - + Na + + NO 3 - Ausgangsstoffe (Edukte) Endstoffe (Produkte) Sibernitrat Kochsalz Silberchlorid Natriumnitrat löslich in H 2 O löslich in H 2 O unlöslich in H 2 O löslich in H 2 O Metall-Komplex-Bildung: Cu 2+ + SO 2- + NH 3 [Cu(NH 3 ) ] 2+ + SO 2- Kupfertetrammin- Komplex Kupfersulfat Ammoniak löslich in H 2 O (gasförmig) Reduktion - Oxidation: Redox-Reaktion: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O + Energie Wasserstoff Sauerstoff Wasser CH + 2 O 2 Methan CO H 2 O + Energie Kohlendioxid Knallgasreaktion 67

3 Gesetzmäßigkeiten bei chemischen Reaktionen Erhaltungssätze: 1. Massenerhaltung (kein Atom geht verloren oder kommt neu hinzu). 2. Ladungserhaltung (Ionen und Elektronen) 3. Energieerhaltung (1. Hauptsatz der Thermodynamik) Stöchiometrisches Rechnen 1. Darstellung (= Herstellung) von 1 g Wasser aus H + und OH - (Neutralisation) H + + OH - H 2 O 1 mol: 1 g + 17 g = 18 g / : g g = g 2. Wieviel NaOH und HCl werden benötigt, um 150 g NaCl herzustellen? NaOH + HCl NaCl + H 2 O 1 mol: 0.0 g g = 58.5 g g x = g NaOH y g HCl = 36.5 y = = 93.6 g HCl = 2.56 mol = x g NaOH 0.0 =

4 Chemische Gleichgewichte A + B Edukte k 1 k 2 C + D Produkte Reaktionsgeschwindigkeiten a) Hinreaktion A + B C + D Gleichgewicht liegt auf der Produktseite v = - d [A] dt b) Rückreaktion d [B] = - = k dt 1 [A] [B] A + B C + D v = - d [C] dt d [D] = - = k dt 2 [C] [D] Gleichgewicht liegt auf der Eduktseite Der Gleichgewichtszustand ist erreicht, wenn die Geschwindigkeit der Hinreaktion gleich der Geschwindigkeit der Rückreaktion ist. k 1, k 2 - Geschwindigkeitskonstanten K Gleichgewichtskonstante, charakterisiert die Reaktion Massenwirkungsgesetz (MWG) k 1 [A] [B] = k 2 [C] [D] [C] [D] [A] [B] v = v k 1 = = K k 2 69

5 Gleichgewichtskonstante K Aufgabe: Wenden Sie das Massenwirkungsgesetz auf folgendes Gleichgewicht an; bestimmen Sie den Ausdruck für K. Lösung: 2 A + B 3 C + 2 D A + A + B C + C + C + D + D K = [C] 3 [D] 2 [A] 2 [B] Frage: Wie lautet K für folgendes Gleichgewicht? Cu 2+ + NH 3 + SO 2- - [Cu(NH 3 ) ] 2+ + SO 2- Antwort: [Cu(NH 3 ) 2+ ] [SO 2- ] [Cu(NH 3 ) 2+ ] K = = [Cu 2+ ] [NH 3 ] [SO 2- ] [Cu 2+ ] [NH 3 ] 70

6 Thermodynamik: Energetik chemischer Reaktionen Bei chemischen Reaktionen findet neben dem Stoffumsatz ein Energieumsatz statt. Exotherme Reaktion: Energie wird in Form von Wärme frei. Endotherme Reaktion: Für die Reaktion ist eine Energiezufuhr erforderlich. Die Reaktionswärme lässt sich durch die Reaktionsenthalpie H 0 ausdrücken. Außerdem ist die Reaktionsentropie S 0 wichtig. Beide Größen ergeben mit der Gibbs-Helmholtz-Gleichung die freie Enthalpie G 0. Diese bestimmt die Lage des Gleichgewichts, ist also ein Maß für die Triebkraft der Reaktion. G 0 = H 0 T S 0 = R T lnk = 2.3 R T 10 logk Beziehung zwischen G 0 und K (bei 25 C) K G [kj/mol] 71

7 Reaktionsenthalpie H Die Reaktionsenthalpie kann experimentell bestimmt oder aus den Standardbildungsenthalpien H f0 der beteiligten Stoffe berechnet werden. H 0 = Σ H f0 (Produkte) - Σ H f0 (Edukte) Index f (formation): Darstellung aus den Elementen: H f für alle Elemente Exponent 0 : Standardbedingungen: 25 C = 298 K, bar (1 atm) Beispiel: Reaktion von Glucose (Traubenzucker) mit O 2 im Stoffwechsel C 6 H 12 O O 2 6 CO H 2 O 6 C (Graphit) + 6 H 2 (gasf.) + 3 O 2 (gasf.) C 6 H 12 O 6 H 0 = kj/mol H 0 f C (Graphit) + O 2 (gasf.) CO 2 H 0 = kj/mol H f 0 H 2 + ½ O 2 H 2 O H 0 = kj/mol H f 0 Oxidation der Glucose: H 0 = [6 (-393.5) + 6 (-285.9)] - [ ] = kj/mol stark exothermer Prozess (Energie wird frei) Photosynthese: 6 CO2 + hν + 6 H 2 O C 6 H 12 O O 2 H 0 = kj mol -1 Lichtenergie hν = 1 Lichtquant Chlorophyll, Pigment in grünen Blättern, Katalysator Speicherung von Energie in chemischer Form 72

8 Entropie S gasförmig flüssig kristallin Die Entropie S ist ein Maß für die Ordnung bzw. Unordnung eines Systems. Je geringer die Ordnung eines Systems ist, desto größer ist seine Entropie. Die Entropie eines Stoffes und damit der Grad der Unordnung nimmt zu beim Übergang vom kristallinen über den flüssigen zum gasförmigen Aggregatzustand. Bei chemischen Reaktionen tritt fast immer eine Entropieänderung auf, die als Reaktionsentropie S 0 bezeichnet wird. Diese kann experimentell bestimmt oder theoretisch berechnet werden. 73

9 Einfluss von H und S auf den Ablauf einer Reaktion H S G = H T S Reaktion läuft spontan ab + ja + + nein bei niedrigem T + bei hohem T bei niedrigem T bei hohem T ja nein nein ja Beispiel: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O H = -286 kj/mol, S = -16 J K -1 mol -1, (1 kj = 1000 J) bei 25 C: T = 298 K bei 2000 C: T = 2273 K 298 (-16) 2273 (-16) G = G = = -237 kj/mol = +88 kj/mol G < 0: Reaktion läuft spontan ab G > 0: Reaktion (läuft nicht spontan ab) 7

10 Na + Cl - H 2 O Elektrolyte: Salze Na + (aq) + Cl - (aq) Reines Kochsalz Kochsalz-Lösung aq - hydratisiert von aqua - Wasser Anode + Na + Cl - Wässrige NaCl-Lösung Kathode - Elektrolyt: Stoff, dessen wässrige Lösung den elektrischen Strom leitet: ionische Verbindungen wie Salze, Säuren, Basen Nichtelektrolyt: Lösung leitet den elektrischen Strom nicht: nichtionische Verbindungen, z.b. Zucker In wässriger Lösung sind die Ionen relativ frei beweglich. Sie wandern im elektrischen Feld und transportieren ihre Ladung. Für Gleichstrom gilt: Anionen (negativ geladen) wandern zur Anode (positiv geladen). Kationen (positiv geladen) wandern zur Kathode (negativ geladen). Auch Salzschmelzen leiten den elektrischen Strom. 75

11 Säuren und Basen sind Elektrolyte: ihre wässrigen Lösungen leiten den elektrischen Strom Beim Lösen in Wasser erfolgt Dissoziation von kovalenten oder ionischen Bindungen. Beispiele: Chlorwasserstoff H Cl + H 2 O H 3 O + + Cl - kovalente Bindung Salzsäure Natriumhydroxid H Na + OH - 2 O ionische Bindung Na + (aq) + OH - (aq) Natronlauge ( Base) Definition nach Brönsted: Säure: Protonendonator Base: Protonenakzeptor 76

12 Beispiele von Brönsted-Säuren und -Basen H Cl +H 2 O H 3 O + + Cl - Säure A Base B Säure B Base A Konjugierte Säure/Base-Paare: HCl / Cl - und H 3 O + / H 2 O NH 3 + H 2 O + NH + - OH Base C Säure D Säure C Base D Konjugierte Säure/Base-Paare: + NH / NH 3 und H 2 O / - OH H 2 O (B) reagiert gegenüber HCl als Base und (D) gegenüber NH 3 als Säure. H 2 O besitzt also amphotere Eigenschaften (griechisch: amphoteros - beiderlei). Ampholyt (Amphoterer Elektrolyt) 77

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