3. Physikalische Chemie

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Viktoria Dittmar
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1 3. Physikalische Chemie 3.1 Aggregatzustände Phasenübergänge; Stofftrennung sublimieren schmelzen verdampfen fest flüssig gasförmig Temp. erstarren kondensieren resublimieren Liegt Materie in einem physikalischen System ohne makroskopische Trennflächen vor, spricht man von einer Phase. Die Aggregatzustände sind Phasen; die Änderung des Aggregatzustands ein Phasenübergang. Der Aggregatzustandeines Stoffes hängt nicht nur von der Temperatur T ab, sondern auch vom Druck p. Seite 1

2 Das Phasendiagramm Druck p Normaldruck fest Raumtemp. T m Tripelpunkt flüssig T b gasförmig Temperatur T Lage der Schmelzkurve, Siedekurve und Sublimationskurve ist stoffspezisch. Tripelpunkt: fest, flüssig, gasf. nebeneinander. Beispiel: Bei RT fester Stoff X wird erwärmt bis er schmilzt (T m )und verdampft (T b ) Seite 2

3 Gasverflüssigung Druck p fest flüssig Gase kann man verflüssigen durch Abkühlen oder Kompression Normaldruck gasförmig Raumtemp. Temperatur T Seite 3

4 Phasendiagramm des Wassers Druck p [hpa] 1013 Eis Wasser Wasserdampf Temperatur T [ C] Anomalie: Wasser nimmt ein geringeres Volumen ein als Eis. (Negative Steigung der Schmelzkurve) Schlittschuhlaufen: Bei gleicher Temperatur(ca. -1 C) wird der Druck erhöht das Eis schmilzt Schnellkochtopf: Höherer Druck höhere Siedetemp. schnelleres Garen Seite 4

5 Mehrphasensysteme heterogene Systeme Heterogene Systeme: Aus zwei oder mehr Komponenten(= Phasen) zusammengesetzt; an Phasengrenzensprunghafte Änderungen der physikalischen (und chemischen) Eigenschaften. Unterscheidung nach Kombination der Aggregatzustände (Beispiel) (1) fest/fest Gemenge (Granit = Feldspat+ Quarz+ Glimmer) (2) fest/flüssig Suspension (Blut = Blutkörperchen im Blutplasma) (3) flüssig/flüssig Emulsion (Milch = Fetttröpfchen in Wasser) (4) fest/gasförmig Rauch; Schaum (Zigarettenrauch, Styropor) (5) flüssig/gasf. Nebel, Schaum (Nebel, Schlagsahne) = Aerosole Durch einfache, physikalische Operationen (z. B. Filtrieren, Dekantieren, Zentrifugieren etc.) lassen sich heterogene in homogene d.h. in sich einheitliche Systeme zerlegen. Seite 5

6 Homogene Systeme Eigenschaften einer homogenen Phase sind durchgehend identisch, d.h. unabhängig vom Ort der Probennahme; keine Phasengrenzen. Homogene Systeme können reine Stoffe sein oder Mehrkomponentensysteme (Lösungen). Folgende Lösungen werden unterschieden: (1) fest/fest (Metalllegierungen, z.b. Messing) (2) fest/flüssig (Zucker gelöst in Wasser) (3) flüssig/flüssig (Alkohol + Wasser) (4) fest/gasförmig (eine Lösung von Wasserstoff in Platin) (5) flüssig/gasförmig (Luft gelöst in Wasser) (6) gasförmig/gasförmig (Luft) Auch homogene Systeme können durch physikalische Operationen getrennt werden, z. B. Destillation: Trennung durch versch. Siedetemp.; (Schnapsbrennen) Extraktion: Trennung aufgrund versch. Löslichkeit; (Kaffeekochen) Seite 6

7 Destillation Thermisches Trennverfahren: Stoffgemisch wird getrennt durch unterschiedliche Siedepunkte. Stoffgemisch (2) wird erhitzt (1); Leichterflüchtige Komp. verdampft. Thermometer (4) zeigt die Temperatur des Dampfes (3) = Siedetemp. leichter flüchtige Komp. Im Kondensator (hier Liebig-Kühler (5) mit Kühlwasseranschlüssen (6;7) kondensiert die leicher flüchtige Komponente und tropft als Destillat in die Vorlage (8). Wegen der Ausdehnung beim Verdampfen Druckausgleich (9). Bei hoch siedenden Stoffen bp.>200 C: Unterdruck anlegen (Vakuumdestillation). Absenkung der Siedetemperaturen. Beispiele: Ätherische Öle, Alkohol Meerwasser Süßwasser Seite 7

8 3.2. Chemische Thermodynamik Überlegungen zur elektr. Struktur der chem. Verb. (Bindigkeit, Polarität etc.) + Gesetz der Erhaltung der Masse welche chem. Reaktionen grundsätzlich möglich, d. h. welche Produkte aus den Edukten entstehen könnten. Manchmal mehrere Reaktionen möglich. Ob eine Reaktion statt findet, in welchem Ausmaß und wie schnell, wird durch die chem. Thermodynamik und Kinetik bestimmt. Reaktionsenergetik = chem. Thermodynamik: Wann läuft einer Reaktion spontan ab? Wird dabei Energie abgegeben oder aufgenommen? Chem. Reaktionen immer mit Umsatz an Energie verbunden. Ob Reaktion statt findet, welche Produkte entstehen und wie viel, hängt von den Energieinhalten der Stoffe und der vorhandenen Wärme ab. Reaktionskinetik: Wie schnell eine chemische Reaktion abläuft, d. h., wie viel Produkt sich in welcher Zeit bildet, wird von ihrer Kinetik bestimmt, die vom Reaktionsmechanismus abhängt und von den Konzentrationen der beteiligten Stoffe. Seite 8

9 Reaktionsenthalpie Exotherme/endotherme Reaktion Reaktionsenthalpie( H R )(=Reaktionswärme)=wievielWärme bei Reaktion frei wird oder zugeführt werden muss. Enthalpie negativ H R <0 Energie wird frei = exotherm EnthaIpie pos. ( H R >0) Energie muss zugeführt werden =endotherm. Produkte II H R <0 H R >0 Energie Edukte H R endotherm Reaktion exotherm Produkte I In chemischen Verbindungen ist Energie "stofflich" gespeichert. Sind die Produkte (I) energieärmer, als die Edukte exotherm, Energie wird frei. (Wärme, Licht, Knall) Sind die Produkte (II) energiereicher, ist die Reaktion endotherm, muss Energie zugeführt werden(wärme, Strom) und wird verbraucht. Seite 9

10 Beispiele für exotherme/endotherme Reaktion Beispiel: Knallgas-Reaktion 2 H 2 + O 2 2 H 2 O Elektrolyse Knallgasreaktion H R =-286kJ/mol(werdenfrei;Wärme,Licht,Knall) BeiderWasserelektrolyse H R =286kJ/mol (müssen"rein gesteckt" werden; Strom) Weitere exotherme Reaktionen: Verbrennung fossiler Brennstoffe Explosion von Schwarzpulver Entzünden von Streichholz Auflösen von Metall durch Säure Weitere endotherme Prozesse: Photosynthese Auflösen von Kochsalz Ausfällen von CaCO 3 Brennen von Kalk Seite 10

11 Energie Edukte Aktivierungsenergie/Katalyse Auch exotherme Reaktionen müssen häufig durch eine initiierende Energiegabe in Gang gesetzt werden (der"zündende" Funke). Die Energiefreisetzung danach übersteigt die Aktivierungsenergie um ein Vielfaches. Das System (chem. Stoffe) gibt insges. Energie ab. Aktivierungsenergie mit Katalysator Reaktion Reaktionsenthalpie H R < O exotherm Produkte Katalysator -in geringen Mengen zugegeben chem. Verbindung) -senkt Aktivierungsenergieab -beschleunigt dadurch die chemische Reaktion - geht unverbraucht aus Reaktion hervor -beeinflusst Lage des Gleichgewichts nicht! Seite 11

12 Chemisches Gleichgewicht Reversible/irreversible Reaktion Im Prinzip kann eine chemische Reaktion auch umgekehrt verlaufen: Die Produkte reagieren miteinander und ergeben wieder die Ausgangstoffe (Edukt). Solch eine Reaktion nennt man reversibel. reversible Reaktion: A + B C + D Es liegt ein chemisches Gleichgewichtvor, in dem beständig A und B zu C und D reagieren, und C und D wieder zu A und B. Eine Reaktion ohne Rückreaktion nennt man irreversibel. Sie läuft so lange ab, bis A und/oder B verbraucht sind. irreversible Reaktion: A + B C + D Seite 12

13 Das Massenwirkungsgesetz Der Gleichgewichtszustand einer chemischen Reaktion wird quantitativ beschrieben durch das Massenwirkungsgesetz MWG. A + B Konzentrationen werden multipliziert! allgemein: fast vollständig C + D Gleichgewichtskonst. aa + bb cc+ dd Kc = a b A + B C+ äquivalentes Gleichgewicht: kaum ablaufende A B C+ D Reaktion: Verwendung des MWG: Löslichkeit von Salzen, Ionenprodukt d. Wasser D c( C) c( A) c c( D) c( B) verlaufende Reaktion: K c >>1 ; z.b A+ B D K c c( C) c( A) C+ K c =1 c( D) c( B) + K c <<1 ; z.b = d Seite 13

14 Le Chatelier- Prinzip des kleinsten Zwangs Konzentrationsveränderung: Erhöht man in einem chemischen Gleichgewicht die Konzentration eines Reaktanden (C), weicht das Gleichgewicht diesem äußeren Zwang aus. Durch Rückreaktion wird C teilweise abreagiert; die Konzentration von A und B wird erhöht, c( C) c( D) die von D gesenkt. K c = K C bleibt konstant! c( A) ( B) A+ B C+ D C A + B + A+B Temperaturveränd.: Exotherme Reakt. kommen durch Kühlung zu mehr Produkten; Endotherme Reaktionen durch Energiezufuhr. C + Druckveränderung: Bei Reaktionen mit Volumenexpansion, kann man mehr Produkte erzeugen, indem man den Druck vermindert. Umkehrbeispiel: N H 2 2 NH 3 A+ B C + D + PoderV D A+ B C + D + Energie D Seite 14

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