Einführung in die Chemie

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1 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) Weiterführend: Greenwood/Earnshaw (Chemie der Elemente) Hollemann/Wiberg (Lehrbuch der Anorg. Chemie)

2 Allgemeine Informationen 4 Stunden Vorlesung müssen alle besuchen. (MO, DI 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

3 Physik Nanowissenschaften Biologie Pharmazie Geo-/Umweltwissenschaften Medizin

4 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

5 Historische Entwicklung Griechische Philosophen Zusammensetzung der Materie (Feuer, Wasser, Luft, Erde) Atome (Leukipp, Demokrit) Phlogiston (z.b., Holz = Asche + Phlogiston) 600 B.C. 300 B.C A.C.1790 B.C. Töpferei, Kochen Backen, Brauwesen... `trial and error` Keine theoretischen Konzepte Alchemie Experimente als Nachweis von Theorien Der Stein der Weisen Sammlung chemischer Daten Moderne Chemie (Lavoisier) Organische Chemie Anorganische Chemie Analytische Chemie Physikalische Chemie Biochemie Makromoleculare Chemie...

6 Die Eigenschaften der Materie Materie Mischungen Physikalische Methoden Kristallisation Fällung Filtration Destillation Chromatographie Substanzen Verbindungen Elemente chemische Methoden

7 Der physikalische Zustand der Materie fest schmelzen erstarren kondensieren sublimieren flüssig verdampfen kondensieren gasförmig

8 Masseinheiten Quantitative Beobachtungen basieren auf Messungen und numerischer Information Chemie Masse Volumen Temperatur SI-Einheiten: Masse m Kilogramm kg Länge l Meter m Zeit t Sekunde s Temperatur T Kelvin K Substanzmenge n Mol mol Elektrischer Strom I Ampère A Lichtintensität I v Candela cd

9 Abgeleitete Einheiten Volumen V = Länge*Weite*Höhe m 3 Dichte r = Masse/Volumen g/cm 3 Konzentration c = Substanzmenge/Volumen mol/l Extensive Grössen Intensive Grössen abhängig von Probengrösse unabhängig von Probengrösse Masse? Temperatur? Volumen? Dichte?

10 Konzentration von Lösungen Massenanteil w(x) = m(x) m(lösung) Stoffmengenanteil (Molenbruch) Stoffmengenkonzentration (vgl. Molarität, Normalität) Molalität Massenkonzentration Volumenkonzentration Volumenanteil (Volumenbruch) x(a) = j(a) = n(a) n(a) + n(b) + n(c) +... c(x) = n(x) V Lösung b(x) = n(x) m Lösungsmittel b(x) = m(x) V Lösung d(x) = V (X) V Lösung V (A) V (A) + V (B) + V (C) +...

11 Die Zusammensetzung der Materie Atom Element kleinstes Teilchen eines Elements, das die chemischen Eigenschaften dieses Elements aufweist. Substanz aus Atomen mit den gleichen chemischen Eigenschaften

12 Elemente ca. 110 Elemente wurden bislang identifiziert Namen und Symbole der Elemente Altertum Kupfer Zypern Gold gelb (a.d. engl.) Charakteristika Chlor gelb-grün Brom Gestank Personen/Orte Berkelium Einsteinium Curium

13 Chemische Symbole Abkürzung 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) Kohlenstoff (Carbonium) Stickstoff (Nitrogenium) Sauerstoff (Oxygenium) Helium Aluminium Nickel Silizium Magnesium Zink Chlor H C N O He Al Ni Si Mg Zn Cl

14 Das Periodensystem der Elemente (PSE) spezielle Anordnung der Symbole der Elemente räumliche Anordnung eines Elements in PSE gibt Hinweise auf seine Eigenschaften Gruppen vertikale Spalten (chemische Verwandtschaft) Perioden horizontale Reihen (Elektronische Struktur der Atome)

15 I II III IV V VI VII VIII H He Alkalimetalle Erdalkalimetalle Uebergangsmetalle Halogene Edelgase Lanthanide Actinide

16 Metalloide Nichtmetalle I II III IV V VI VII VIII B Al Ga C Si GeAs Sn P Sb Bi Se Te Po I At Rn Metalle

17 Atome John 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 Mengenverhältnis) verschiedener Atome Bei chemischen Reaktionen können keine Atome zerstört, neu gebildet oder umgewandelt werden Atome bestehen aus Protonen, Elektronen und Neutronen! Teilchen Elektron Proton Neutron Symbol e - p n Ladung * Masse, g 9.109* * *10-24 Masse, u *: Vielfache von 1.602*10-19 C = Elementarladung

18 Das Rutherford Modell: Elektronen Kern (Protonen + Neutronen) Zahl der Protonen im Atomkern: Ordnungszahl z Periodensystem?

19 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) A Z Symbol

20 Gängige Isotope Name Ordnung s-zahl Zahl Neutronen Massenzahl Masse, u Häufigkeit Symbol Wasserstoff Deuterium Tritium Kohlenstoff-12 Kohlenstoff-13 Sauerstoff % 0.015% * 98.90% 1.10% 99.76% 1 H 2 H oder D 3 H oder T 12 C 13 C 16 O *: radioaktiv, kurzlebig Atommasseneinheit, u: 1 / 12 der Masse von C-12!

21 Mol und Molmasse 1 g einer Substanz besteht aus ca Atomen! 1 mol = Anzahl der Atome in 12 g Kohlenstoff C-12 = * Avogadro-Zahl N A = * mol = 6.023*10 23 Teilchen

22 Molmasse Masse pro Mol Atome eines Elements (entspricht der durchschnittlichen Massenzahl in Atommasseneinheiten) Molmasse von Gold? Masse von 2 mol Natrium?

23 Verbindungen Definitionen: Eine Verbindung ist ein Stoff, der aus verschiedenen Elementen in definierter Zusammensetzung aufgebaut ist. Ein Molekül ist ein Teilchen, in dem zwei oder mehr Atome fest miteinander verknüpft sind; bei chemischen und physikalischen Prozessen verhalten sich Moleküle als Einheit. Ein Ion ist ein Atom oder Molekül, das eine elektrische Ladung trägt.

24 Moleküle Wasser 1 O + 2H Methan 1C + 4H Empirische Formel: H 2 O, CH 4, P 2 O 5,... Glucose empirische Formel: CH 2 O Aber tatsächliche Zahl an Atomen: 6 C + 12 H + 6 O Molekularformel: C 6 H 12 O 6

25 Ionen und Ionische Verbindungen Ionische Verbindungen sind aus Kationen und Anionen aufgebaut, die durch elektrostatische Kräfte zusammengehalten werden. Kationen Gruppe I Li + Na + K + Rb + Cs + Gruppe II Be 2+ Ca 2+ Sr 2+ Ba 2+ Ra 2 + Uebergangsmetalle Fe 2+, Fe 3+ Cu +, Cu 2+ Zn 2+ Ag + Cd 2+ Au +, Au 3+ Hg 2+ 2, Hg 2+ Gruppe III Al 3+ Ga 3+ In + Tl +, Tl 3+ Gruppe IV Sn 2+, Sn 4+ Pb 2+, Pb 4 + Metalle!

26 Ein- und zweiatomige Anionen Gruppe V Nitrid N 3- Phosphid P 3- Cyanid CN - Gruppe VI Oxid O 2- Sulfid S 2- Hydroxid OH - Gruppe VII Fluorid F - Chlorid Cl - Bromid Br - Iodid I - Mehratomige Ionen NH + 4 Oxoanionen: Carbonat CO 2-3, Nitrat NO 3-, Nitrit NO 2-, Sulfat SO 2-4

27 Nomenklatur Trivialname systematischer Name Kationen Anhängen der Silbe ion an den Namen des Elements Na + Natriumion Ca 2+ Calciumion Fe 2+ Eisen(II)ion Fe 3+ Eisen(III)ion Mn 2+ Mangan(II)ion Mn 3+ Mangan(III)ion

28 Anionen Endung -id am Stamm des Elementnamens Element Fluor Oxygenium Nitrogenium Stamm Fluor- Ox- Nitr- Ion Fluoridion F - Oxidion O 2- Nitridion N 3- Oxoanionen Endung -at am Stamm des Elements, das nicht Sauerstoff ist CO 2-3 SO 2-4 HPO 2-4 Carbonat Sulfat Hydrogenphosphat

29 Oxoanionen mit unterschiedlichen Anteilen an Sauerstoff ClO - 4 ClO - 3 ClO - 2 ClO - Cl - Perchlorat Chlorat Chlorit Hypochlorit Chlorid Benennung ionischer Verbindungen Beispiele: - Natriumchlorid - Ammoniumnitrat - Kupfer(II)chlorid - Aluminiumoxid Molekularformeln??

30 Molekulare Verbindungen werden behandelt, als ob sie ionisch wären HCl Wasserstoffchlorid H 2 S Diwasserstoffsulfid PCl 3 Phosphortrichlorid SF 6 Schwefelhexafluorid N 2 O Distickstoffmonoxid N 2 O 5 Distickstoffpentoxid ClO 2 Chlordioxid Trivialnamen H 2 O Wasser H 2 O 2 Wasserstoffperoxid NH 3 Ammoniak N 2 H 4 Hydrazin NH 2 OH Hydroxylamin PH 3 Phosphin NO Stickoxid N 2 O Lachgas

31 Chemische Reaktionen Chemische Reaktionsgleichungen Reaktanden (Edukte) Beispiele: Wasserstoff + Sauerstoff 2H 2 (g) + O 2 (g) Produkte Wasser 2H 2 O(l) Stöchiometrische Faktoren Calciumcarbonat CaCO 3 (s) 800 C D Calciumoxid + Kohlendioxid CaO(s) + CO 2 (g) s: solidus l:liquidus g: gas

32 Klassifizierung von Reaktionen Synthese 2H 2 (g) + O 2 (g) Bildung einer Verbindung aus einfacheren Edukten 2H 2 O(l) Zersetzung CaCO 3 (s) Bildung einfacherer Substanzen aus einem Edukt CaO(s) + CO 2 (g) Doppelte Umsetzung Partnertausch 2NaCl(aq) + Pb(NO 3 ) 2 (aq) 2NaNO 3 (aq) + PbCl 2 (s) Verbrennung CH 4 (g) + 2O 2 (g) Reaktion mit Sauerstoff zu CO 2, H 2 O, N 2 und Oxiden CO 2 (g) + 2H 2 O(g) Korrosion 4Fe(s) + 3O 2 (g) Reaktion eines Metalls mit Sauerstoff zum Metalloxid 2Fe 2 O 3 (s)

33 Klassifizierung Classification von of Reaktionen reactions Gasentwicklung CaCO 3 (s) + 2HCl(aq) Bildung von Gas CaCl 2 (aq) + H 2 O(l) + CO 2 (g) Fällung Bildung eines Niederschlags 3CaCl 2 (aq) + 2Na 3 PO 4 (aq) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + 6NaCl(aq) Neutralisation HCl(aq) + NaOH(aq) Redoxreaktion 2Mg(s) + O 2 (g) Reaktion zwischen Säure und Base NaCl(aq) + H 2 O(l) Elektronentransfer 2MgO(s)

34 Ausgleichen von Reaktionsgleichungen 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: CH 4 + O 2 CO 2 + H 2 O Zunächst die Elemente ausgleichen, die am seltensten auftreten C, H!

35 CH 4 + O 2 CO 2 + 2H 2 O O ausgleichen! CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O Physikalischen Zustand zuordnen CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(g)

36 Beispiele: Redox-Reaktionen Transfer von Elektronen CH 4 (g) + 2O 2 (g) 2Mg(s) + O 2 (g) Zn(s) + HCl(aq) Fe 2 O 3 (s) + 3CO(g) CO 2 (g) + 2H 2 O(g) 2MgO(s) ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) 2Fe(l) + 3CO 2 (g)

37 Element Quelle Prozess Elemente durch Reduktion H 2 H 2 O Synthesegas Reaktion CH 4 (g) + H 2 O(g) 800 C, Ni CO(g) + 3H 2 (g) Cu CuS Kupferverhüttung CuS(s) + O 2 (g) Cu(s) + SO 2 (g) P PO 4 3-2Ca 3 (PO 4 ) 2 (l) + 6SiO 2 (l) + 10C(s) 1500 C P 4 (g) +6CaSiO 3 (l) + 10 CO(g) Fe Fe 2 O 3 Hochofen-Prozess Fe 2 O 3 (s) + 3 CO(g) 900 C 2Fe(l) + 3CO 2 (g) Na NaCl Downs-Prozess 2NaCl(l) Elektrolyse, 600 C 2Na(l) +Cl 2 (g) K KCl KCl(l) + Na(g) 700 C K(l) +NaCl(s) Si SiO 2 SiO 2 (l) + 2C(s) 1500 C Si(l)+ 2CO(g) Al Al 2 O 3 Hall-Prozess 2Al 2 O 3 (l) + 3C(s) Elektrolyse, 900 C 4Al(l) +3CO 2 (g) Ti TiCl 4 Kroll-Prozess TiCl 4 (g) + 2Mg(l) 1000 C Ti(s) + 2MgCl 2 (l)

38 Elemente durch Oxidation Element Quelle Prozess S H 2 S Claus-Prozess 2H 2 S(g) + 3O 2 (g) 2H 2 S(g) + SO 2 (g) 300 C, Fe 2 O 3 2SO 2 (g) +2H 2 O(g) 3S(g) + 2H 2 O(g) Cl 2 NaCl Downs Prozess (wie für Na) Br 2, I 2 Br -, I - Cl 2 (g) + 2Br - (aq) 2Cl - (aq) + Br 2 (aq) F 2 F - Moissan sche Methode HF(mit etwas KF) Elektrolyse, 100 C F 2 (g) +H 2 (g) Au Au Cyanid-Prozess 4Au(s) + 8CN - (aq) + O 2 (g) +2H 2 O(l) 2[Au(CN) 2 ] - (aq) + Zn(s) 2[Au(CN) 2 ] - (aq) + 4H 2 O 2Au(s) +Zn 2+ (aq) + 4CN - (aq)

39 Redox-Reaktionen: Oxidation von Mg

40 Elektronentransfer 2*2e - 2Mg(s) + O 2 (g) 2Mg 2+ (s) + O 2- (s) MgO(s) Oxidation: Abgabe von Elektronen! Teilgleichung: Mg(s) Mg 2+ (s) + 2e - Reduktion: Aufnahme von Elektronen! Teilgleichung: O 2 (g) + 4e - 2O 2- (s)

41 Oxidationszahlen Wie kann man beurteilen, ob eine Substanz bei einer Reaktion reduziert oder oxidiert wird? Aenderung der Ladung! Beispiel: Fe 2+ Fe 3+ Br Br - aber 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l)??? Oxidationszahl N ox H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l) 0-2

42 Regeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen 1. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines Moleküls /Ions entspricht dessen Gesamtladung 2. Atome in elementarer Form. N ox = 0 3. Für Elemente Gruppe I N ox = +1 Gruppe II N ox = +2 Gruppe III (ausser B) N ox = +3 für M 3+ N ox = +1 für M + Gruppe IV (ausser C, Si) N ox = +4 für M 4+ N ox = +2 für M Wasserstoff N ox = +1 in Verbindungen mit Nichtmetallen N ox = -1 in Verbindung mit Metallen 5. Fluor N ox = -1 in allen Verbindungen 6. Sauerstoff N ox = -2 ausser in Verbindungen mit F N ox = -1 in Peroxiden (O 2 2- ) N ox = - 1 / 2 in Superoxiden (O 2- ) N ox = - 1 / 3 in Ozoniden (O 3- )

43 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) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) Was ist was?

44 Richtung der Reaktion Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) Hilfreich: Aber: Kupfer kann nicht Zn 2+ reduzieren!! Spannungsreihe Tabellarische Anordnung der Metalle, so dass ein gegebenes Metall alle Kationen der Metalle weiter unten in der Liste reduzieren kann

45 Die Spannungsreihe der Metalle Element Am stärksten reduzierend Kalium Natrium Magnesium Chrom Zink Eisen Nickel Zinn Blei (Wasserstoff) Kupfer Quecksilber Silber Platin Gold Am wenigsten reduzierend Reduzierte Form K Na Mg Cr Zn Fe Ni Sn Pb H 2 Cu Hg Ag Pt Au Oxidierte Form K + Na + Mg 2+ Cr 2+ Zn 2+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Hg 2 2+ Ag + Pt 2+ Au +

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47 Ausgleichen von Redoxreaktionen mit Hilfe von Teilgleichungen Beispiel: Oxidation von Oxalsäure durch Permanganat in saurer Lösung Preview der Reaktionsgleichung 2MnO 4- (aq) + 6H + (aq) + 5H 2 C 2 O 4 (aq) 2Mn 2+ (aq) + 10CO 2 (g) + 8H 2 O(l) Oxidierte und reduzierte Spezies in der Stammgleichung? MnO 4- (aq) + H 2 C 2 O 4 (aq) Mn 2+ (aq) + CO 2 (g) +3 +4

48 Vorgehensweise 1. Formuliere die Stammgleichungen der beiden Teilgleichungen Reduktionsteilgleichung: MnO - 4 Mn 2+ Oxidationsteilgleichung: H 2 C 2 O 4 CO 2 2. Gleiche alle Elemente der Teilgleichungen ausser O, H und der Ladung aus Reduktionsteilgleichung: MnO - 4 Mn 2+ Oxidationsteilgleichung: H 2 C 2 O 4 2CO 2

49 3. Gleiche H und O aus. Bei Oxoanionen in saurer Lösung durch Zugabe von H + und H 2 O; In alkalischem Medium durch Zugabe von OH - und H 2 O a. Ausgleichen von O mit H 2 O: Reduktionsteilgleichung: MnO - 4 Mn H 2 O Oxidationsteilgleichung : H 2 C 2 O 4 2CO 2 b. Zugabe von H +, zum Ausgleichen der H Atome Reduktionsteilgleichung: MnO H + Mn H 2 O Oxidationsteilgleichung : H 2 C 2 O 4 2CO 2 + 2H +

50 4. Ausgleichen der elektrischen Ladungen durch e - Red: MnO H + + 5e - Mn H 2 O Ox: H 2 C 2 O 4 2CO 2 + 2H + + 2e - 5. Vorbereitung der Teilgleichungen zur Addition (identische Zahl an Elektronen) (i.e., multipliziere Red mit 2 und Ox mit 5) Red: 2MnO H e - 2Mn H 2 O Ox: 5H 2 C 2 O 4 10CO H e -

51 6. Kombination der Teilgleichungen a. Addition 2MnO H e - + 5H 2 C 2 O 4 2Mn H 2 O + 10CO H e - b. Vereinfachung 2MnO H e - + 5H 2 C 2 O 4 2Mn H 2 O + 10CO H e - 2MnO H + + 5H 2 C 2 O 4 2Mn H 2 O + 10CO 2 c. Angabe des phys. Zustandes 2MnO 4- (aq) + 6H + (aq)+ 5H 2 C 2 O 4 (aq) 2Mn 2+ (aq) + 8H 2 O(l) + 10CO 2 (aq)

52 Elektrochemische Zellen Bsp: Redoxreaktion: Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s)

53 Das Daniell Element Halbreaktionen: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e - Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) R Räumliche Trennung: Zn ZnSO 4 Cu CuSO 4 poröses Gefäss

54 Zellen und Zelldiagramme Kathode: Reduktion Anode: Oxidation Zelldiagramm Zn(s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu(s) Anode Salzbrücke Kathode (Merke: Rechts Reduktion)

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56 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?

57 Bsp: Das Leclanché Element Primärzellen Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2e - Zn 2+ (aq) + 2NH 4+ (aq) + 2OH - (aq) [Zn(NH 3 ) 2 ] 2+ (aq) + 2 H 2 O MnO 2 (s) + H 2 O(l) + e - MnO(OH) (s) + OH - (aq)

58 Sekundärzellen Alle beteiligten Substanzen müssen unlöslich sein! (Elektroden müssen beim Entladen/Laden Form behalten) Bsp: Bleiakkumulator Pb(s) + SO 2-4 (aq) PbSO 4 (s) + 2e - PbO 2 (s) + SO 2-4 (aq) + 4 H 3 O + (aq) + 2e - PbSO 4 (s) + 6H 2 O(l) Pb(s) + PbO 2 (s) + 2H 2 SO 4 (aq) 2PbSO 4 (s) + 2H 2 O(l)

59 Brennstoffzellen Kontinuierliche Zufuhr elektrochemisch aktiver Stoffe PEM: proton exchange membrane H 2 (g) 2H + (aq) + 2e - O 2 (g) + 2H 2 O(l) + 4e - 4OH - (aq)

60 Der Zitteraal: Schwimmende Brennstoffzelle Spannungspulse bis ca. 700 V (1A, 100W) durch Hintereinanderschaltung von Zellen!

61 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!

62 Schema einer Elektrolysezelle Stromquelle Anode + - Kathode Kationen Beispiel: K: Cu e - Cu A: Cu Cu 2+ +2e - Oxidation Reduktion

63 Bsp: Elektrolyse von Wasser 2H 2 O(l) 2H 2 (g) + O 2 (g) Umkehrung der Zellreaktion Pt H 2 (g) OH - (aq) O 2 (g) Pt E = 1.23V (ph=7) Anlegen von U > 1.23V Wieviel Substanz kann mit einer gegebenen Elektrizitätsmenge elektrolysiert werden?

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65 Faraday sche Gesetze Bsp: Cu e - 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 C mol -1 = F (Faraday Konstante) Bsp: Silbermenge, die durch die Ladung 1 As abgeschieden wird (elektrochemisches Aequivalent des Silbers) m Ag = M Ag / (z*f) = mg A -1 s -1 z: Ladungszahl Anwendung: Silbercoulombmeter!

66 Anwendungen der Elektrolyse Bsp: Downs Prozess zur Herstellung von metallischem Na

67 Reaktionen und Enthalpie

68 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

69 In welcher Form Energie mit der Umgebung ausgetauscht wird, hängt davon ab wie eine Reaktion durchgeführt wird : 2H 2 (g) +O 2 (g) 2H 2 O(g) + Energie als Wärme In einer Brennstoffzelle: 2H 2 (g) +O 2 (g) 2H 2 O(g) + Energie als Arbeit Exotherme Reaktionen setzen Wärme frei (2Al(s) + Fe 2 O 3 (s) Al 2 O 3 (s)+ 2Fe(l)) Endotherme Reaktionen nehmen Wärme auf (Ba(OH) 2 *8H 2 O(s) +NH 4 SCN(s) Ba(SCN) 2 (s) +2NH 3 (g) +10H 2 O(s))

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71 Luminol DH =?

72 Einheit 1J = Wärme, die benötigt wird, um die Temperatur (1Joule) von g Wasser um 1K zu erhöhen! Aeltere Einheit, die noch viel in Gebrauch ist: 1cal = J Enthalpie = Wärme die bei konstanten Druck aufgenommen oder abgegeben wird! Die Enthalpie eines Systems nimmt ab (zu), wenn Wärme freigesetzt (aufgenommen) wird. (Vgl. Wasserpegel in einem Reservoir!)

73 Enthalpie ist eine extensive Grösse 100 C 50 C 100 kj 100 C 50 C 400 kj DH = H ende - H anfang Exothermer Vorgang: DH < 0! Endothermer Vorgang: DH > 0!

74 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 gasförmig DH vap flüssig DH sub fest DH m

75 Enthalpie einer chemischen Umwandlung CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(l) DH = -890 kj Reaktionsenthalpie Die Standardreaktionsenthalpie ist die Reaktionsenthalpie einer Umwandlung 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

76 Der Satz von Hess Die 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) + 2O 2 (g) 2CO 2 (g) b. 2C(s) + O 2 (g) 2CO(g) c. 2CO(g) + O 2 (g) 2CO 2 (g) a = b + c!!

77 2C + O 2 + O 2 b -221 kj 2CO + O 2 a -787 kj c -566 kj 2CO 2

78 Bildungsenthalpie Die Standardbildungsenthalpie DH f 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 Enthalpie C 2 H 2 NO 2 Elemente CO H 2 O -286 CH 4-75

79 Bezug zur Standardreaktionsenthalpie Edukte Produkte Edukte DH DH f Produkte DH f Elemente DH 0 = ÂnDH 0 f (Produkte) -ÂnDH 0 f (Edukte)