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

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

2 Chemische Reaktionen A + B C + D / ± ΔH Edukte Produkte Energie Gesetz von der Erhaltung der Masse Gesetz der konstanten Proportionen Gesetz der multiplen Proportionen 2

3 Chemische Reaktionen Gesetz von der Erhaltung der Masse Bei chemischen Reaktionen bleibt die Masse der Reaktionsteilnehmer unverändert CH O 2 CO H 2 O / ΔH 16u u 44u u 80u = 80u 3

4 Chemische Reaktionen Gesetz der konstanten Proportionen In chemischen Verbindungen liegen die beteiligten Atome immer in einem konstanten Massenverhältnis vor CH O 2 CO H 2 O / ΔH CH 4 : C : H = 12 : 4 = 3 : 1 CO 2 : C : O = 12 : 32 = 3 : 8 H 2 O: H : O = 2 : 16 = 1 : 8 4

5 Chemische Reaktionen Gesetz der multiplen Proportionen Bilden zwei Elemente A und B mehrere Verbindungen, so stehen die Massen des Elements B, die mit jeweils der gleichen Masse des Elements A reagieren, im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen. H 2 O: H 2 O 2 : H : O = 2 : 16 = 1 : 8 = 1: 1x8 H : O =2:32 =1:16 = 1: 2x8 5

6 Verbrennung von CH 4 Knallgasreaktion Chemische Reaktionen Übungen 6

7 Atommasse Absolute und Relative Atommasse 1 H Atom = 1, g => Absolute Atommasse Sehr ungünstig zum Rechnen und Arbeiten, weil a) Masse viel zu klein, um gewogen werden zu können b) man arbeitet nie mit nur einem, zwei oder. 10, sondern mit Milliarden, Billionen,. Teilchen Daher wurde eine geschickte Umrechnung auf sinnvolle Zahlen gesucht 1 H Atom =1(am)u => Relative Atommasse 7

8 Atommasse Avogadro sche Zahl N A 1 H Atom wiegt 1, g. Wie viele H Atome braucht man, um auf 1 g zu kommen? 1, g 1 H Atom 1 g? H Atome x = 1 g / 1, g x = 0, x = 6, H Atome => Avogadro sche Zahl N A 8

9 Atommasse Bezugspunkt 12 C wenn man ~ H Atome abwiegt, ergibt dies 1g Wasserstoff! früher war die Masse des Wasserstoffs der Bezugspunkt für Relative Atommassen heute bezieht man sich auf das Kohlenstoff Isotop 12 C 9 1(am)u = 1 / 12 m 12 C

10 1 MOL 3 wichtige Informationen 3 wichtige Informationen Einheit der Stoffmenge 1 Mol enthält N A Teilchen N A = Avogadro sche Zahl = 6, / mol hat eine bestimmte Masse Molmasse = Formelmasse in g Anzahl der Mole: 10

11 1 MOL Definition Ein Mol ist die Stoffmenge eines Systems, das aus ebensoviel Einzelteilchen besteht, wie Atome in 12 Gramm des Kohlenstoff Isotops 12 C enthalten sind. 11

12 Molmasse Beispiele M H 2 = 2 g/mol M C 2 H 5 OH = M Fe 2 O 3 = M H 2 O = 12

13 Chemisches Rechnen Stöchiometrie Stoffmenge n: n = m / M Molmasse M: Formelmasse in g Konzentration c: c = n / V (mol/l) 13

14 Chemisches Rechnen Stöchiometrie Molarer Ansatz Molarer Ansatz: Mg + 1/2O 2 MgO / ΔH 24u + 16u 40u 24g + 16g 40g? MgO lässt sich aus 60 g Mg herstellen? 24g Mg : 40g MgO = 60g Mg : X g MgO X = / 24 X = 100g MgO 14

15 Chemisches Rechnen Stöchiometrie Beispiele Wie viel wiegen 2 mol Schwefelsäure (H 2 SO 4 )? Wie viel Mol sind 88g CO 2? Wenn ich für eine Reaktion 2,5 mol Fe 2 O 3 brauche, wie viel g sind das? Knifflig: Ein menschliches Skelett hat eine durchschnittliche Masse von 11 kg. Der Gehalt an Calciumphosphat Ca 3 (PO 4 ) 2 beträgt 58%. Wie viel g Phosphor (P) und wie viel mol P enthält ein durchschnittliches menschliches Skelett? 15

16 Chemisches Rechnen Stöchiometrie Beispiele 1mol Kohlendioxid wiegt 44g. Welche der Aussagen sind richtig: a) 44g Kohlendioxid enthalten Sauerstoffatome b) In 220 g Kohlendioxid befinden sich Kohlendioxidmoleküle c) 44 Kg Kohlendioxid enthalten 1000 mol d) 1 Kohlendioxidmolekül wiegt 44 relative atomaren Masseneinheiten (u) 16

17 Chemisches Rechnen Stöchiometrie Beispiele Wie viel H 2 O bildet sich maximal aus 4 g H 2 (relative atomare Masse von H=1, O=16)? Man stellt 85 g Ammoniak her. Wie viele Teilchen sind das? 17

18 18 Chemisches Rechnen Stöchiometrie Beispiele zur Konzentration

19 Chemisches Rechnen Stöchiometrie Beispiele zu den Gasgesetze Allgemeines Gasgesetz: p. V = n. R. T Molvolumen eines Gases (NB): 22,4 L(dm 3 ) Beispiel: Zink reagiert mit Salzsäure zu Wasserstoff und Zinkchlorid: 19 Zn + 2HCl <==> H2 + ZnCl2 Wieviel g Zn sind erforderlich, um bei einer Reaktion mit Salzsäure 10 L Wasserstoff zu erzeugen (p1 = 1bar, T1= 293K)?

20 Thermodynamik Die Thermodynamik bildet die Grundlage für die quantitative Beschreibung der energetischen Situation bei chemischen Reaktionen Sie erklärt, warum gewisse Reaktionen spontan oder nicht spontan, vollständig oder nur unvollständig ablaufen, und sie gestattet die Berechnung des sogenannten chemischen Gleichgewichts. 20 Die Thermodynamik macht keine Aussage über die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen, diese ist Gegenstand der chemischen Kinetik.

21 Thermodynamik Jede Chemische Verbindung besitzt innere Energie (potentielle + kinetische) Bei chemischen Reaktionen kann Energie gewonnen oder Energie benötigt werden. Dabei macht sich in abgeschlossenen Systemen der Energieumsatz als Änderung der Temperatur bemerkbar. Diese Temperaturänderung nennt man Enthalpie (H), sie kann in einem Kalorimeter gemessen werden. Enthalpie H von Elementen im Elementarzustand (NB) : H = 0 21

22 22 Thermodynamik Kalorimeter

23 Thermodynamik exotherm & endotherm Bei chemischen Reaktionen ändert sich der Energiebetrag ΔH = HEnde HAnfang Exotherme Reaktion Endotherme Reaktion Energie wird abgegeben Änderung der Enthalpie (ΔH) negativ Energie wird aufgenommen Änderung der Enthalpie (ΔH) positiv 23

24 Thermodynamik exotherm & endotherm Bei exothermen Reaktionen( ΔH) wird Energie an die Umgebung abgegeben! Stark exotherme Reaktionen laufen spontan ab! Beispiele: Verbrennungsprozesse, Explosionen Bei endothermen Reaktionen (+ΔH) muss Energie ständig zugeführt werden! EndothermeReaktionen laufen nicht spontan ab! Beispiele: Herstellung von Aspirin, Kochen von Speisen 24

25 Thermodynamik Enthalpie & 1. Hauptsatz der Wärmelehre Frei interpretiert besagt der 1. HS, dass Energie nicht einfach irgendwie erzeugt oder vernichtet werden kann. Es gibt kein Perpetuum mobile In unserem Universum gibt es einen bestimmten Betrag an Energie, der ist für immer da ist. 25

26 Thermodynamik Entropie & 2. Hauptsatz der Wärmelehre Entropie S = Maß für die Unordnung eines Systems Jedes System strebt nach möglichst großer Unordnung (+ ΔS) Jedes Zimmer wird selber und von alleine unordentlich. Will man diese Unordnung in Ordnung bringen, muss dafür Energie aufgewendet werden. 26

27 Thermodynamik Absoluter Nullpunkt & 3. Hauptsatz der Wärmelehre Der absolute Nullpunkt ist (aus quantentheoretischer Sicht) nicht erreichbar! 27

28 Thermodynamik Freie Enthalpie G & Gibbs Helmholz Gleichung ΔG = ΔH T. ΔS Freie Enthalpie Enthalpie Gebundene Energie Frei zur Verfügung stehender Energiebetrag Gesamte Reaktionswärme Energiebetrag zur Veränderung des Ordnungszustands - ΔG = exergone Reaktion - läuft spontan ab! +ΔG = endergone Reaktion - läuft nicht spontan ab! 28

29 Thermodynamik Absoluter Nullpunkt & 3. Hauptsatz der Wärmelehre Jedes System trachtet nach Energieabgabe (Energieminimum) und Entropiezunahme!!! In Formeln ausgedrückt: Enthalpie: ΔH sollte negativ sein Entropie: ΔS sollte positiv sein Eine Formel, die beiden Faktoren miteinander verbindet und so eine Aussage über den spontanen Ablauf einer Reaktion macht, ist die Gibbs Helmholz Gleichung: ΔG = ΔH T. ΔS 29

30 Thermodynamik Wiederholung Enthalpie: exotherm/ endotherm Entropie: Zuwachs erwünscht! Zusammenführung beider Größen: ΔG= ΔH T* ΔS exergon/ endergon 30

31 Kinetik Wie schnell läuft eine chemische Reaktion ab? Die Chemische Kinetik befasst sich mit der Reaktionsgeschwindigkeit und im weiteren Sinne auch mit den detaillierten Mechanismen chemischer Reaktionen 31

32 Kinetik Reaktionsgeschwindigkeit Reaktionsgeschwindigkeit v v = ± Δc Δt (Änderung der Konzentration pro Zeitabschnitt) A 2 + X 2 <=> 2 AX 32

33 Kinetik Reaktionsgeschwindigkeit v (AX) = dc (AX)/ dt = k. c(a). c(x) k = Geschwindigkeitskonstante 33

34 Kinetik Reaktionsgeschwindigkeit? Was beeinflusst die Reaktionsgeschwindigkeit? Art der Stoffe Zerteilungsgrad Konzentration Temperatur Katalysator 34

35 35 Kinetik Reaktionsgeschwindigkeit Abhängigkeit von der Temperatur: Temperaturerhöhung bewirkt starke Steigerung der Reaktionsgeschwindigkeit Geschwindigkeitskonstante k temperaturabhängig! Temperaturerhöhung um 10 C führt zu einer Verdoppelung der Reaktionsgeschwindigkeit Kollisionstheorie: Je mehr Temperatur, desto mehr Bewegungen und effektive Kollisionen

36 T1 / (T1 < T2) Kinetik Reaktionsgeschwindigkeit N T2 E Aktivierung Große Anzahl reaktionsbereiter Teilchen 36 Nur geringe Anzahl reaktionsbereiter Teilchen E

37 Kinetik Reaktionsgeschwindigkeit Effektive Kollisionen: richtige räumliche Orientierung Mindestenergie nicht erfolgreich erfolgreich 37

38 Kinetik Aktivierungsenergie Damit eine chemische Reaktionen ausgelöst werden kann, muss ein kleiner Energieberg die Aktivierungsenergie überwunden werden Diese Energie wird dann wieder in Form von Wärme frei und wird nicht im Produkt gebunden 38

39 39 Kinetik Aktivierungsenergie

40 Kinetik Aktivierungsenergie & Katalysator Katalysator Hilfsstoff, der eine chemische Reaktion beschleunigt, ohne dabei selbst verbraucht zu werden Katalysator senkt die Aktivierungsenergie Biologische Katalysatoren sind die Enzyme (Lipasen, Amylasen) Fast alle in Technik und Industrie durchgeführten Reaktionen werden katalytisch unterstützt (Geschwindigkeit, E Verbrauch) 40

41 Chemisches Gleichgewicht CHEMISCHE REAKTIONEN SIND REVERSIBEL Aus Edukten bilden sich Produkte, Produkte können aber auch wieder in Edukte zerfallen. Nach einiger Zeit wird Bildung und Zerfall von Stoffen gleich schnell ablaufen, sodass sich an den Konzentrationen der beteiligten Stoffe nichts mehr ändert. Für einen Betrachter von außen sieht es dann so aus, als sei die Reaktion zum Stillstand gekommen. Tatsächlich reagieren die Stoffe aber immer noch weiter. Es hat sich ein DYNAMISCHES GLEICHGEWICHT eingestellt! 41

42 Chemisches Gleichgewicht? Wann ist eine chemische Reaktion zu Ende? Wenn sich die Konzentration der beteiligten Stoffe nicht mehr verändern. DYNAMISCHES GLEICHGEWICHT 42

43 43 43

44 Chemisches Gleichgewicht A + B C + D Edukte Produkte? Was beeinflusst die Reaktionsgeschwindigkeit? Art der Stoffe (konstant) Zerteilungsgrad ( konstant) Konzentration (variabel) Temperatur (variabel) Katalysator (konstant) Reaktionsgeschwindigkeit: 44 v = ± Δc Δt (Änderung der Konzentration pro Zeitabschnitt)

45 Chemisches Gleichgewicht Guldberg und Waage Bildungsgeschwindigkeit (vhin)hängt ab von der Konzentration von A und B v hin = k hin. c A. c B Durch die Abnahme der Konzentration von A und B verringert sich mit der Zeit die Geschwindigkeit vhin 45

46 Chemisches Gleichgewicht Guldberg und Waage Zerfallsgeschwindigkeit (v rück )hängt ab von der Konzentration der Produkte C und D v rück = k rück. c C. c D Durch die Zunahme der Konzentration von C und D erhöht sich mit der Zeit die Geschwindigkeit v rück 46

47 Chemisches Gleichgewicht Guldberg und Waage Es tritt der Zeitpunkt ein, an dem beide Geschwindigkeiten gleich groß sind. v hin = v rück 1) Es ändern sich die Konzentrationen der beteiligten Stoffe nicht mehr. Das System befindet sich in einem dynamischem Gleichgewicht. Chemisch gesehen reagieren zwar immer noch Stoffe hin und her, von außen kann man aber dies nicht mehr feststellen. Das Chemische Gleichgewicht kann sich nur in geschlossenen Systemen einstellen. 1) v hin = v rück dürfen nicht unendlich langsam sein! 47

48 Chemisches Gleichgewicht Guldberg und Waage MWG A + B C + D Edukte Produkte KC = Produkt der Konzentrationen der Produkte Produkt der Konzentrationen der Edukte KC = C C. C D C A. C B Massenwirkungsgesetz 48

49 Chemisches Gleichgewicht Massenwirkungsgesetz MWG aa + bb cc + dd KC = Cc C. C d D C a A. C b B 49

50 Chemisches Gleichgewicht Massenwirkungsgesetz Beispiele H 2 + I 2 2HI N 2 + 3H 2 2 NH 3 NaCl(s) (1) Na + + Cl ( aq) (1) Feststoffe (s) fließen nicht mit ein ins MWG 50

51 Chemisches Gleichgewicht Bedeutung von Kc K c größer 1: Endstoffe im Überschuss vorhanden Gleichgewicht liegt bei den Endstoffen Beispiel: H 2 + Cl 2 2 HCL / K c = 2,

52 Chemisches Gleichgewicht Bedeutung von Kc K c ungefähr 1: Ausgangsstoffe und Endstoffe liegen in ungefähr gleichen Mengen vor Beispiel: 2 NO 2 N 2 O 4 / K= 9,046 52

53 Chemisches Gleichgewicht Bedeutung von Kc K c kleiner 1: Ausgangsstoffe liegen in Überschuss vor Beispiel: N 2 + O 2 2 NO / K= 3,87 *

54 Chemisches Gleichgewicht Prinzip von Le Chatelier Prinzip des kleinsten Zwangs ( Le Chatelier): Übt man auf ein System im Gleichgewicht einen äußeren Zwang aus, so versucht dieses, den Zwang abzubauen. Äußerer Zwang: 1. Konzentrationsänderung 2. Temperaturänderung 3. Druckänderung 54

55 Chemisches Gleichgewicht Prinzip von Le Chatelier Konzentrationsänderung: Durch Erhöhung der Konzentration eines Ausgangsstoffs lässt sich das Gleichgewicht zugunsten der Produkte verschieben Entziehen eines Endstoffs verschiebt das Gleichgewicht ebenfalls zugunsten der Produkte Beispiel: Ammoniak Synthese 55

56 Chemisches Gleichgewicht Prinzip von Le Chatelier Temperaturänderung: Temperaturerhöhung begünstigt die endotherme Reaktion Temperatursenkung begünstigt exotherme Reaktion Beispiel: Boudouard sches Gleichgewicht 56

57 : Druckänderung: Chemisches Gleichgewicht Prinzip von Le Chatelier Druckerhöhung begünstigt Bildung von Stoffen mit kleinerem Volumen (weniger Teilchen) Druckverminderung begünstigt die Bildung von Stoffen mit größerem Volumen (mehr Teilchen) Beispiel: Ammoniak Synthese 57

58 Chemisches Gleichgewicht Katalysator & Prinzip von Le Chatelier Katalysator kann die Gleichgewichtslage nicht verändern. Katalysiert Bildung & Zerfall. Gleichgewicht stellt sich rascher ein! ohne Katalysator mit Katalysator 58

59 59 Chemisches Gleichgewicht Beispiele

60 60 Chemisches Gleichgewicht Beispiele

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