Vorlesung Allgemeine Chemie: Kinetik I, Chemisches Gleichgewicht und Säure- Base-Gleichgewichte

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1 Vorlesung Allgemeine Chemie: Kinetik I, Chemisches Gleichgewicht und Säure- Base-Gleichgewichte Inhalte Reaktionsgeschwindigkeit, Faktoren, die diese beeinflussen, Geschwindigkeits-gesetz, Reaktionsordnung, Molekularität von Elementarschritten und Brutto-gleichung, Begriff Reaktionsmechanismus und geschwindigkeits-bestimmender Schritt, Landolt-Zeit-Reaktion als komplexe Redoxreaktion Chemische Gleichgewichte als dynamische Gleichgewichte, Ableitung des Massenwirkungsgesetzes mit Hilfe der Geschwindigkeitsgesetze von Hin- und Rückreaktion, Formulierung von Massenwirkungsgesetzen, K c und K p, Nutzen der Gleichgewichtskonstante K als thermodynamischer Größe, Reaktionsrichtung, Vergleich mit Reaktionsquotient, Steuerung der Gleichgewichtslage, Prinzip von Le Chatelier Konjugierte Säure/Base-Paare nach Bronsted und Lowry, Autoprotolyse, Stärke von Säuren und Basen, ph, ph, pkw, pks und pkb, Berechnung des ph-wertes einer Lösung, Näherung starke Säure, Näherung schwache Säure, Protolysegrad, Wirkungsweise von Indikatoren, Titrationen, starke Säure/starke Base, schwache Säure/starke Base, mehrbasige Säuren, spezielle Punkte einer Titration (Häggsche Diagramme), Puffersysteme, Pufferbereich, Pufferkapazität Die folgenden Folien haben in der Vorlesung zur Veranschaulichung g g g ausgewählter Fakten gedient, sie stellen keine umfassende Darstellung der betreffenden Themen dar.

2 Vorlesung Allgemeine Chemie: Chemisches Gleichgewicht Wiedereinstellung eines Gleichgewichtes N H 2 2 NH 3 H = 46.2 kj/mol

3 Vorlesung Allgemeine Chemie: Chemisches Gleichgewicht Technische Ammoniak-Synthese

4 Vorlesung Allgemeine Chemie: Chemisches Gleichgewicht Temperaturabhängigkeit eines Gleichgewichtes ½ 2 + ½ N 2 N H = 90.4 kj/mol 2 2

5 Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte Hydratation des Hydroniumions

6 Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

7 Vorlesung Allgemeine Chemie: Chemisches Gleichgewicht Amine und Aminhydrochloride als Drogen: Chinin, Codein, Koffein, Amphetamin + H H + Xylomethazolin Xylomethazolin-Hydrchlorid Kokain Kokain-Hydochlorid

8 Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

9 Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte logarithmische Diagramme nach Hägg ph-wert HAc Ac H + H - lg c

10 Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte Konstruktion der Titrationskurve schwache Säure + starke Base ph 10 H Äquivalenzpunkt 8 HAc H Halbäquivalenzpunkt Plateau-Bereich Start 3 2 Ac lg c 0 0,0 0,2 0,4 0,6 0,8 1,0 1,2 1,4 1,6 1,8 2,0

11 Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte Konstruktion der Titrationskurve starke Säure + starke Base H ph 8 7 Äquivalenzpunkt H Start lg c 0 0,00 0,50 1,00 1,50 2,00 2,50

12 Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte Titration mehrbasiger Säuren: H 3 P 4

13 Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte Phenolphtalein als Indikator mit komplexem Elementarverhalten Deprotonierung von Phenolresten (schwache Säure) plus H Folgereaktion - H - 2 H + Umschlag ph 8 bis 10 - farblos im Neutralbereich rosa im basischen Bereich

14 Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte H H - 3 H H 2 - H H + langsame + H - Entfärbung ab ph = 12 -

15 Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

16 Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

17 Vorlesung Allgemeine Chemie: Gleichgewichte und Elektrochemie Inhalte Löslichkeitsprodukt, Sättigungskonzentration, Kopplung von Gleichgewichten, Bruttokonstanten, Sulfidfällungen verschiedener Metallionen mit H 2 S (pk s + pk L ), Redox-Gleichgewichte: elektrochemisches Potenzial, galvanische Zellen, Zellspannung, Standard-Wasserstoffelektrode, elektrochemische Spannungsreihe, Nernstsche Gleichung, Stärke von Reduktionsmitteln und xidationsmitteln, Daniellelement, Einfluss des Konzentrationsterms der Nernstschen Gleichung, Konzentrationszellen, Berechnung der Gleichgewichtskonstante, i h ph-abhängige Elektroden (Dichromat + Iodid) Typen von Elektroden, Batterien: Primärelemente, Sekundärelemente, Bleiakkumulator, l Alkalibatterie, Nickel/Metallhydrid-Batterie, Lithiumionenakku, Elektroden unter Stromfluss: Strom-Spannungskurven, Überspannung, Zersetzungsspannung, Zusammenhang Ladung/Anode/Kathode in Batterie und Elektrolyse, Elektrolyse, Faraday-Gesetz, pferelektroden Die folgenden Folien haben in der Vorlesung zur Veranschaulichung g g g ausgewählter Fakten gedient, sie stellen keine umfassende Darstellung der betreffenden Themen dar.

18 Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

19 Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

20 Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie Die Erfindung der Batterie: die Voltasche Säule Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Graf von Volta 1800 flüssigkeitsgetränkte Filzlappenl

21 Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie Batterieleistung: Produkt aus Strom und Spannung möglichst hoher Strom, große Elektrodenoberfläche mehrere Platten parallelgeschaltet Batteriespannung: 6 Unterzellen in Reihenschaltung: 6 mal 2 V ~ 12 V gegen Kurzschluss, durchgängig für den Elektrolyten

22 Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie Alkalibatterie Zinkpulver/KH - Separatormembran Braunsteinpaste +

23 Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie Nickel-Metallhydrid-Akkumulator Nickel-Metall- Legierung - Separator elektrolytgetränkt Nickeloxidpaste +

24 Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie Lithium-Ionen-Akku Graphitschichten mit eingelagertem Li + geladen Metalloxid mit eingelagertem Li + entladen Struktur-Li + Wander-Li + Zellreaktion Entladen LiC n + 2 Li 0,5 Co 2 C n + 2 LiCo 2 Laden SEI

25 Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie hohe Spannung E (Li, Co III/IV ) ~ 3.7 V hohe Energiedichte 260 W h L 1 Leitsalz (LiPF 6 ) in aprotischem organische LM SEI: Solid Elektrolyte Interface

26 Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie Kupferraffination als Beispiel einer Elektrolyse E = 0.4 V Ladung aus der Steckdose Michael Faraday ( ) I t z n = const = F = N A e chemisch gebundene Ladung F = C / mol

27 Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie Galvanisieren als Form der Elektrolyse Versilbern von Besteck E (Ni,Ni 2+ ) = 0.28 V E (Fe (Fe,Fe 2+ )= 044V 0.44

28 Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie Begriff Lokalelement: Berührung zweier Metalle mit Flüssigkeit als Elektrolyt Nutzung als pferanode

29 Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie Begriff Lokalelement Nutzung als pferanode