Allgemeine Chemie für r Studierende der Medizin

Allgemeine Chemie für r Studierende der Medizin Allgemeine und Anorganische Chemie Teil 4+5 Dr. Ulrich Schatzschneider Institut für Anorganische und Angewandte Chemie, Universität Hamburg Lehrstuhl für Anorganische Chemie I, Ruhr-Universität Bochum ulrich.schatzschneider@rub.de Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 1/35

Organisatorisches Vorlesung: Mo UKE Hörsaal N55, Di+Mi+Do Chemie Hörsaal A Klausur jede/r Teilnehmer/in kriegt Kopie des Periodensystems Vorlesungsskripte als PDF-Dateien jetzt online unter http://www.chemie.uni-hamburg.de/ac/burger/medizinerpraktikum/skripte.htm Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 2/35

Inhalt Aufbau der Materie: Atome, Elemente, Periodensystem, Radioaktivität chemische Bindung und intermolekulare Wechselwirkungen chemische Reaktionen wässrige Lösungen, Säuren und Basen, Puffer Oxidationszahlen, Redoxreaktionen, Elektrochemie Koordinationsverbindungen und Bioanorganische Chemie "Chemie ist die Wissenschaft, die sich mit der Zusammensetzung und den Eigenschaften der Materie befasst, insbesondere aber mit Veränderungen, die diese betreffen." Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 3/35

Chemische Reaktionen Materie Stoffe Elemente oder chemische Verbindungen Stoffumwandlungen chemische Reaktionen Änderung der physikalischen und chemischen Eigenschaften Beschreibung von chemischen Reaktionen und den sie bestimmenden Gesetzmäßigkeiten zentrales Thema der Chemie chemische Reaktionen Generierung von molekularer Vielfalt durch Erzeugung immer neuer Kombinationen der Elemente in Verbindungen früher Entdeckung neuer Reaktionstypen heute Verbindungen mit neuen Eigenschaften: Materialien, Wirkstoffe "Chemie ist die Wissenschaft, die sich mit der Zusammensetzung und den Eigenschaften der Materie befasst, insbesondere aber mit Veränderungen, die diese betreffen." Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 4/35

Wichtige Reaktionstypen in der Chemie Säure-Base-Reaktionen HCl + NaOH NaCl + H 2 O Fällungsreaktionen AgNO 3 + NaCl AgCl + NaNO 3 ( bedeutet: unlösliches Produkt) Redox-Reaktionen 2 H 2 + O 2 2 H 2 O Komplexierungsreaktionen CuSO 4 + 4 NH 3 [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 2 H-H + O O 2 H O H (in der anorganischen Chemie) Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 5/35

Reaktionsgleichungen Reaktionsgleichung beschreibt chemische Reaktion Formeln aller beteiligter Atome oder Verbindungen und deren Verhältnis Ausnahme Lösemittel, sofern an Reaktion nicht beteiligt links Ausgangsstoffe (Edukte, engl. starting materials) rechts Produkte (gebildete Stoffe) dazwischen Reaktionspfeil ( ) gibt (Haupt)richtung der Reaktion an 2 H 2 + O 2 2 H 2 O AgNO 3 + NaCl AgCl + NaNO 3 Bitte: Lösemittel und nicht Lösungsmittel ein Mittel, um etwas aufzulösen und nicht aufzulösungen Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 6/35

Reaktionsgleichungen Atome in einer Verbindung immer im Verhältnis ganzer Zahlen Anzahl der Atome auf der linken und rechten Seite des Reaktionspfeils immer gleich Gesetz von der Erhaltung der Masse Summe der Ladungen auf der linken und rechten Seite des Reaktionspfeils immer gleich Gesetz von der Erhaltung der Ladung Überprüfung einer Reaktionsgleichung Massen- und Ladungsbilanz 2 H 2 + O 2 2 H 2 O Ag + + Cl - AgCl Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 7/35

Warum bestimmte Produkte? Aufbau der Elektronenhülle Kombination von Atomorbitalen zu Molekülorbitalen Besetzung bindender vs. antibindender Orbitale Bei neuen Reaktionen: Ausgangsstoffe (häufig) bekannt chemische Intuition spektroskopische Methoden Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 8/35

chemisches Rechnen Stöchiometrie Massen und Volumina der beteiligten Stoffe zentrale Größe Stoffmenge n in Mol (Einheitszeichen: mol) Avogadro-Konstante N A = 6.0221 10 23 mol -1 Zahl der Teilchen pro Mol ideales Gasgesetz p V = n R T oder n = p V/(R T) 2 H 2 + O 2 2 H 2 O n = m/m m Masse M molare Masse (g mol -1 ) V m 22.4 l mol -1 zwei Mol H 2 ein Mol O 2 zwei Mol Wasser Stoffmenge Masse n(h 2 ) = 2 mol m(h 2 ) = 4 g n(o 2 ) = 1 mol m(o 2 ) = 32 g n(h 2 O) = 2 mol m(h 2 O) = 36 g ρ Dichte ρ = m/v ρ(h 2 O) = 1 g/ml Volumen V(H 2 ) = 44.8 l V(O 2 ) = 22.4 l V(H 2 O) = 36 ml Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 9/35

Stöchiometrie Wieviel Gramm bzw. Liter Wasserstoff benötigt man um einen Milliliter Wasser herzustellen? 1 ml Wasser 1 g Wasser, da Dichte von Wasser 1 g/ml (Definition of ml) ρ = m/v m = ρ V = 1 g/ml 1 ml = 1 g 1 g Wasser 0.055 mol da M(H 2 O) = 18 g/mol und n = m/m wegen 2 H 2 + O 2 2 H 2 O braucht man zwei Mol Wasserstoff um zwei Mol Wasser herzustellen, für 0.055 mol Wasser also 0.055 mol Wasserstoff 0.055 mol Wasserstoff 0.11 g da M(H 2 ) = 2 g/mol und m = n M 0.055 mol Wasserstoff 1.23 l da V m = 22.4 l/mol Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 10/35

statisches Gleichgewicht Gleichgewicht dynamisches Gleichgewicht Fließgleichgewicht (offenes System) Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 11/35

Chemisches Gleichgewicht viele chemische Reaktionen kommen äußerlich zum Stillstand obwohl die Ausgangsstoffe noch nicht vollständig verbraucht sind Konzentrationen (Stoffmenge pro Volumen) von Ausgangsstoffen und Produkten ändern sich nichtmehr chemisches Gleichgewicht A + B C + D aber dynamisches Gleichgewicht, es wird pro Zeiteinheit genauso viel C und D aus A und B gebildet (Hinreaktion, von links nach rechts) wie C und D zu A und B zerfällt (Rückreaktion, von rechts nach links) also Hin- und Rückreaktion gleich schnell angezeigt durch Gleichgewichtspfeil (nicht mit Mesomeriepfeil verwechseln) Stoffmengenkonzentration c(x) = [X] = n(x)/v Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 12/35

Chemisches Gleichgewicht Gleichgewicht kann bevorzugt auf der linken (Ausgangsstoffe) oder rechten Seite (Produkte) liegen Lage des Gleichgewichts angezeigt durch unterschiedliche Länge des Doppelpfeils A + B C + D A + B C + D ist für jede Reaktion verschieden und muß experimentell bestimmt werden Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 13/35

Massenwirkungsgesetz im Gleichgewicht Hin- und Rückreaktion gleich schnell v v v k K hin rück hin hin = v k a b [ A] [ B] c [ C] [ D] = k a A + b B c C + d D = = hin rück a b c [ A] [ B] = krück [ C] [ D] c d khin [ C] [ D] = k [ A] a [ B] b rück rück d d K: Gleichgewichtskonstante K > 1 GGW auf Produktseite, K < 1 GGW auf Eduktseite Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 14/35

Prinzip von Le Chatelier Veränderung des Gleichgewichts nach dem Prinzip des kleinsten Zwangs Druckerhöhung bei Reaktionen von Gasen Gleichgewichts verschiebt sich auf Seite mit geringerer Anzahl von Verbindungen Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 15/35

Prinzip von Le Chatelier Veränderung des Gleichgewichts nach dem Prinzip des kleinsten Zwangs Druckerhöhung bei Reaktionen von Gasen Gleichgewichts verschiebt sich auf Seite mit geringerer Anzahl von Verbindungen 3 H 2 + N 2 2 NH 3 Haber-Bosch-Prozess industrielle Ammoniak-Herstellung Düngemittel Fritz Haber Nobelpreis für Chemie 1918 Carl Bosch Nobelpreis für Chemie 1931 Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 16/35

Prinzip von Le Chatelier Veränderung des Gleichgewichts nach dem Prinzip des kleinsten Zwangs Entfernen eines Reaktionsproduktes aus dem Gleichgewicht durch ausfällen (AgNO 3 + NaCl AgCl + NaNO 3 ) oder abdestillieren Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 17/35

Energetik chemischer Reaktionen Stoffumwandlungen Änderung der Stoffeigenschaften aber auch ihrer Energie wichtig Energieerhaltung (1. Hauptsatz der Thermodynamik) Produkte energieärmer als Edukte es wird Energie frei A + B C + D + E Produkte energiereicher als Edukte es muß Energie zugeführt werden A + B + E C + D Maß Reaktionsenthalpie ΔH (Reaktionswärme) ΔH < 0 exotherm ΔH > 0 endotherm Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 18/35

Energetik chemischer Reaktionen Reaktionsenthalpie ΔH (Reaktionswärme) ΔH < 0 exotherm ΔH > 0 endotherm Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 19/35

Energetik chemischer Reaktionen Gibbs freie Enthalpie ΔG exergon endergon ΔG < 0 exergonisch spontan ΔG > 0 endergonisch nicht spontan Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 20/35

Energetik chemischer Reaktionen Gibbs freie Enthalpie ΔG ΔG = ΔH T ΔS Gibbs-Helmholtz-Gleichung ΔH Reaktionsenthalpie ΔS Reaktionsentropie Maß für Unordnung, je größer desto mehr Unordnung Entropie wächst mit abnehmender Ordnung (ΔS > 0) Entropie nimmt ab bei zunehmender Ordnung (ΔS < 0) Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 21/35

Entropie Reaktionsentropie ΔS Maß für Unordnung Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 22/35

Chemisches Gleichgewicht Zusammenhang zwischen freier Enthalpie und Gleichgewichtskonstante a A + b B ΔG 0 = R T ln K c C + d D K = c d [ C] [ D] [ A] a [ B] b Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 23/35

Reaktionsgeschwindigkeit Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 24/35

Reaktionsordnung Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 25/35

Reaktionsordnung Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 26/35

Reaktionsordnung Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 27/35

Konzentrationsprofil Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 28/35

Konzentrationsprofil Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 29/35

Energieprofil Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 30/35

Energieprofil mit Zwischenstufe Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 31/35

Energieprofil mit Katalysator Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 32/35

Beispiel Katalyse: Catalase Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 33/35

Homogene vs. heterogene Katalyse Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 34/35

Nächste Vorlesung Dienstag, 27.10.2009, Hörsaal A Chemie Säure-Base-Reaktionen Allgemeine und Anorganische Chemie IV+V 35/35