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Anorganische Chemiefür Biologen

Dr. Nadja Giesbrecht

AK Prof. Dr. Thomas BeinRaum: E3.005Tel: 089/[email protected]

Inhalte

• Stöchiometrie – chemisches Rechnen

• Chemisches Gleichgewicht – Massenwirkungsgesetz

• Säure-Base-Theorie

• Komplexchemie

• Redox-Theorie

• Löslichkeitsgleichgewichte

• Anionen-Kationen-Nachweise

Seminar Anorganische Chemie für Biologen 2

Arten chemischer Bindung

Die entscheidende Größe für den Charakter einer chemischenBindung ist die Elektronegativität EN, der Bindungspartner. Siegibt das Bestreben eines Atoms an, Bindungselektronen an sichzu ziehen.


Arten chemischer Bindung


Hohe EN beiderBindungspartnerà kovalente Bindung

Große EN-Differenz (> 1,7)à ionische Bindung

Nierige EN

à metallische Bindung

+ -

+ +

+e-

+

e-e-

e-

Triebkraft für Bindungsbildung:Erreichen der Edelgaskonfiguration

Ionische Bindung


Typisch für feste Salze:- Meist hoher Schmelz- und Siedepunkt- Löslich in polaren Lösungsmitteln (Wasser)- In organischen Lösungsmitteln meist wenig löslich- Bilden Kristallgitter- Spröde

Metallische Bindung


Atome geben ihre Valenzelektronen ab. Die positivenAtomrümpfe sind umgeben vom sog. Elektronengas aus freibeweglichen Elektronen:- Elektrische und Wärmeleitfähigkeit- Metallischer Glanz- Duktilität

Kovalente Bindung


Zwei Atome mit hoher EN teilen Valenzelektronen um Edelgaskonfiguration (Oktett) zu erreichen.

Cl Cl Cl Cl

Atome mit Edelgaskonfiguration haben 8 Valenzelektronen (4 Elektronenpaare). Ausnahme ist der Wasserstoff mitHeliumkonfiguration, d.h. 2 Valenzelektronen. Dies lässt sichdurch Lewis-Strukturformeln darstellen.

nicht-bindendes E-Paar

bindende E-Paare, hier Doppelbindung

Lewis-Strukturen


Essigsäure

Schwefelsäure Salpetersäure

Wasser Kohlenstoffdioxid

Ozon

VSEPR-Modell


Valenzschalenelektronenpaarabstoßung: Vorhersage der räumlichen Molekülstruktur.1. Was ist das Zentralatom?2. Wieviele Bindungspartner hat es? Freie E-Paare mitzählen.3. Grundstruktur:

linear trigonal-planar tetraedrisch trigonal-bipyramidal oktaedrisch

4. Elektronenpaare verteilen. Freie Paare und Doppelbindungenbrauchen mehr Raum als Einfachbindungen.

Beispiele für wichtige Redoxprozesse


Elektrolyse Batterie

Korrosion Analogfotografie

Photosynthese Zellatmung

Was sind Redoxprozesse?

Alle RedOx-Prozesse beinhalten die Reduktion eines Stoffesgekoppelt mit der Oxidation eines Stoffes.Reduktion: Ein Stoff nimmt Elektronen auf.z.B: 2 H+ + 2 e-àH2

Oxidation: Ein Stoff gibt Elektronen ab.z.B: 2 Cl- à Cl2 + 2 e-

Somit ist eine Redoxreaktion eine Elektronenübertragung von einem Elektronendonator (Reduktionsmittel) auf einenElektronenakzeptor (Oxidationsmittel).z.B: 2 HCl à H2 + Cl2


Beschreibung von Redoxprozessen

Die Oxidationszahl (OZ) gibt die formale Abweichung der Elektronenzahl eines Atoms vom Neutralzustand an. Jedes Atom, das an einer Reaktion beteiligt ist, hat eine entsprechende OZ.Regeln: • In Elementen ist die OZ immer 0.• Metalle haben in Verbindungen positive OZ.• Sauerstoff hat in Verbindungen die OZ -2 (-1 in Peroxiden).• Halogene in Verbindungen haben OZ -1 (außer bei O-Hal).• Wasserstoff in Verbindungen hat die OZ +1 (-1 in Hydriden).• Die Summe der OZ aller Atome in einem Molekülion ist gleich

der Ladung des Ions.• Bei anderen Bindungen wird das Elektron zum

elektronegativeren Bindungspartner gezählt


Ermittlung der Oxidationszahl




NaCl

+1 +1-2

0 0 +1 -2

+1 -2-2

-2

+6

+1 +1-2

+1 -1+1

-1 -1+1



Name Lewis Struktur Oxidationsstufe (Chlor)

Chlorwasserstoff Linear -1

Chlorgas Linear 0

Hypochlorige Säure Gewinkelt +1

Chlorige Säure Gewinkelt +3

Chlorsäure Pseudo-Tetraeder +5

Perchlorsäure Tetraeder +7

Änderung der OZ bei Redoxprozessen

Aus der Definition von Oxidation, Reduktion und Oxidationszahlergibt sich: Bei Oxidationen steigt die OZ des jeweiligen Atoms, bei Reduktionen sinkt sie.

Sonderfälle: • In Oxidations-und Reduktionsmittel liegt das gleiche Atom mit

gleicher OZ vor: Disproportionierung, z.B: 3 OCl- à 2 Cl- + ClO3

-

• Oxidations-und Reduktionsmittel reagieren zu Produkten, in denen das gleiche Atom mit gleicher OZ vorliegt: Komproportionierung, z.B:

2 H2SO4 + 6 H2S à S8 + 4 H2O


Aufstellen von Redoxreaktionsgleichungen

1. Aufstellen der bekannten Edukte und Produkte als vorläufigeReaktionsgleichung. Bestimmung der OZ. Indentifizieren von Oxidation und Reduktion.

2. Aufstellen der Oxidations- und Reduktionsteilgleichungenunter Berücksichtigung der Elektronen.

3. Ladungsausgleich durch Oxonium- (im Sauren) oderHydroxidionen (im Alkalischen).

4. Stoffausgleich durch Wasser.5. Multiplizieren, sodass Oxidation und Reduktionen gleich

viele Elektronen beinhalten.6. Addieren der Teilgleichungen zu Gesamtgleichung und

Streichen überflüssiger Edukte und Produkte.


Redoxgleichungen ausgleichen

Im saurem Milieu:

H+: H+ + H2O H3O+

O2-: O2- + 2 H3O+ 3 H2O

Im basischem Milieu:

H+: H+ + OH- H2OO2-: O2- + H2O 2 OH-


Übung

Bei der Reaktion von Kaliumpermanganat (KMnO4) mit Wasser-stoffperoxid (H2O2) im alkalischen Medium wird Sauerstoff und Braunstein (MnO2) gebildet. Indentifizieren Sie Oxidations- und Reduktionsmittel und stellen Sie die stöchometrisch korrektenTeilgleichungen und die Gesamtgleichung auf.

1. “KMnO4 + H2O2 à O2 + MnO2” àKMnO4 ist Oxidations-, H2O2 Reduktionsmittel

2. Ox: “H2O2 à O2 + 2 e-” Red: “KMnO4 + 3 e- à K+ + MnO2”


+1 +7 -2 +1 -1 0 +4 -2

Übung

3. Ox: “H2O2 + 2 OH- à O2 + 2 e-”Red: “KMnO4 + 3 e- à K+ + MnO2 + 4 OH-”

4. Ox: H2O2 + 2 OH- à O2 + 2 e- + 2 H2ORed: KMnO4 + 3 e- + 2 H2O à K+ + MnO2 + 4 OH-

5. 3 x Ox + 2 x Red:3 H2O2 + 6 OH- + 2 KMnO4 + 6 e- + 4 H2O à 3 O2 + 6 e- + 6 H2O + 2 K+ + 2 MnO2 + 8 OH-

6. Vereinfachen:3 H2O2 + 2 KMnO4 à 3 O2 + 2 H2O + 2 K+ + 2 MnO2 + 2 OH-


Parallelen zwischen Säure/Base und Redox


Elektrochemie


Luigi Galvani (1780):Tierische Elektrizität

Alessandro Volta (1799):Metallische Elektrizität

Voltasche Säule: erste Batterie

Redoxreaktionen und Elektrochemie

Elektrischer Strom: Gerichtete Bewegung geladener Teilchen(Elektronen oder Ionen)

Da bei Redoxreaktionen Elektronen übertragen werden, ent-spricht dies einem elektrischen Strom. Demzufolge kann man aus Redoxreaktionen Strom gewinnen (Entladen einer Batterie) und mit Strom Redoxreaktionen antreiben (Laden einer Batterie, Elektrolyse)


Redoxreihe der Metalle

Metalle bilden durch Elektronenabgabe Kationen (positiv). Je unedler ein Metall ist, desto größer ist sein Bestreben als Kationvorzuliegen. Man kann eine Redoxreihe aufstellen.


Verdrängungsreaktionen

Auf unedlen Metallen scheidet sich aus ionischen Lösungeneines edleren Metalls dieses edlere Metall ab. Das unedle Metallgeht dabei in Lösung, z. B: 2 Ag+ + Cu à Cu2+ + 2 Ag


Cu2+

Fe AgCu

Ag+

Elektrolyte

Elektrolyte sind sind Medien (typ. flüssig), in denen geladene freibewegliche Teilchen vorliegen. Beim Anlegen einer Spannungleiten sie den elektrischen Strom durch gerichtete Bewegunggeladener Teilchen.

Echte Elektrolyte: Aus Ionen aufgebaute Substanzen (z.B. NaCl). In Lösung und als Schmelze sind die Ionen frei beweglich.

Potentielle Elektrolyte: Molekulare Substanzen, die erst beiReaktion mit Wasser in bewegliche Ionen dissoziieren.


Galvanische Zellen

Werden Oxidation und Reduktion räumlich voneinandergetrennt und die Elektronen über einen Stromkreis geleitet, spricht man von einer galvanischen Zelle:


Daniell-Element:

Ox: Zn à Zn2+ + 2 e- (Anode)Red: Cu2+ +2 e- à Cu (Kathode)

Gesamt: Zn + Cu2+ à Zn2+ + Cu

Spannung: 1,1 V

Standard-Wasserstoffhalbzelle

In der Elektrochemie werden Elektrodenpotentiale relativ zurStandard-Wasserstoffhalbzelle (SHE) angegeben. Deren Potential wird als 0,0 V definiert:

Aufbau: Platinnetz umspült von Wasserstoff (H2)p = 1013 hPa, T = 25°C, c(H3O+) = 1 mol/L

H2 (g) + 2 H2O (l) 2 H3O+ (aq) + 2 e-

E0 (H2/2 H+) = 0,0 V (E0 = Standardpotential)


Elektrochemische Spannungsreihe


Oxi

datio

nsve

rmög

en st

eigt

Reduktionsvermögen

steigt

Elektromotorische Kraft

Die Differenz der Potentiale zweier Halbzellen ist die elektromotorische Kraft (EMK):

EMK = 𝐸 Kathode − 𝐸(Anode)

Galvanische Zelle, EMK > 0: Die Reaktion läuft spontan ab und kann zur Stromgewinnnung genutzt werden (z.B: Entladen einerBatterie)

Elektrolysezelle, EMK < 0: Die Reaktion läuft nicht spontan ab. Um sie anzutreiben muss Strom zugeführt werden (z.B: Laden einer Batterie, Elektrolyse)


Beispiel: Korrosion

Eisen in Gegenwart von Sauerstoff und Wasser spontan oxidiert:O2 + 4 H+ 4 e- 2 H2O E0 = 1,23 V

Fe Fe2+ E0 = -0,44 V

EMK = 1,23 V − −0,44 V = 1,67 V

Rostschutz: Kontakt zwischenEisen und Wasser verhindern:VerzinkenAnstriche


reagiert weiterzu FeOOH (Rost)

Übung

Poliertes Silber läuft an Luft in Gegenwart von Spuren an Schwe-felwasserstoff (H2S) langsam mit einen Überzug von Ag2S an.

4 Ag + 2 H2S + O2 2 Ag2S + 2 H2OStellen Sie die Oxidations- und Reduktionsgleichung auf und berechnen Sie die EMK.

Ox: Ag Ag+ + e- E0 = 0,80 VRed: O2 + 4 H+ + 4 e- 2 H2O E0 = 1,23 V

EMK = 1,23 V − 0,80 V = 0,43 V


Einflüsse auf das Halbzellpotential

Die Temperatur und die Konzentrationen von Oxidations- und Reduktionsmittel beeinflussen das Potential einer Halbzelle:

𝐸 = 𝐸; +𝑅 𝑇𝐹 𝑧 × ln

𝑐 Ox F

𝑐 Red H

Nernst-Gleichungbei 25°C:

𝐸 = 𝐸; +0,059 V

𝑧× logL;

𝑐 Ox F

𝑐 Red H

R: universelle Gaskonstante (8.3145 J/(mol K))T: Temperatur in KelvinF: Faraday-Konstante (96485 As/mol)z: Anzahl der übertragenen Elektronena, b: Stöchiometrische Koeffizienten


Übung

Berechnen sie das Potential einer Kupfer-Halbzelle: Ein Kupferstab taucht in eine 0,1 M CuSO4-Lösung. Die Temperatur beträgt 25°C (298 K). Hinweis: Für Feststoffe wird die Konzentration 1 M angenommen.Cu2+ + 2 e- à Cu E0 = +0,337 V

𝐸 = 𝐸; +0,059 V

𝑧× logL;

𝑐 Ox L

𝑐 Red L

𝐸 = 0,337 V +0,059 V

2 × logL;0,1 M1 M

= 0,337 V +0,059 V

2× −1 = 0,308 V


Stoffmengen in der Elektrochemie

Die Anzahl der in einer elektrochemischen Reaktion übertragenen Elektronen, d.h. die Ladungsmenge ist direkt proportional zur umgesetzten Stoffmenge:

𝐼 𝑡 = 𝑄 = 𝑛 𝐹 𝑧Faradaysches Gesetz

I: Stromstärke in Ampere (A)t: Zeit in Sekunden (s)Q: Ladungsmenge in Amperesekunden (As)F: Faraday-Konstante (=NA * e)


Michael Faraday

Übung

Bei der Elektrolyse einer Natriumchloridlösung entwickelt sich an der Anode Chlorgas (Cl2). Stellen Sie die entsprechende Teil-gleichung auf. Welche Masse an Chlorgas wird gebildet, wenn ein Strom von 1 A für 10 Minuten fließt?

Ox: 2 Cl- à Cl2 + 2 e-

𝐼 𝑡 = 𝑄 = 𝑛 𝐹 𝑧

𝑛 ClR =𝐼 𝑡𝐹 𝑧

=1 A ×600 s

96485 Asmol ×2

= 3,1 mmol

𝑀 ClR = 2×35,5gmol

𝑚 ClR = 𝑛 ClR 𝑀 ClR = 3,1 mmol ×2×35,5gmol = 0,22 g


Übung

Die Anode einer Zink-Kohle-Batterie ist ein Zinkbecher, der beim Entladen oxidiert wird. Wie lange kann eine Batterie, die 10 g Zink enthält, einen Strom von 1 A maximal liefern?Ox: Zn à Zn2+ + 2 e-

𝑀 Zn = 65,4gmol

𝑛 Zn =𝑚(Zn)𝑀(Zn)

=10 g

65,4 gmol

= 0,153 mol

𝐼 𝑡 = 𝑄 = 𝑛 𝐹 𝑧

𝑡 =𝑛(Zn) 𝐹 𝑧

𝐼=0,153 mol ×96485 As

mol ×21 A

= 29524 s == 8,2 h


Übung

Betrachten Sie eine galvanische Zelle aus zwei Fe/Fe2+-Halb-zellen bei 25°C. Die Eisenkonzentration in der Elektrolytlösung sei in einer Zelle 0,05 M, in der anderen 2 M. Berechnen Sie die Potentiale der Halbzellen und die EMK der Gesamtzelle.Fe Fe2+ + 2 e-

𝐸 = 𝐸; +0,059 V

𝑧× logL;

𝑐 Ox F

𝑐 Red H

HZ1: c(Ox) = 0,05 M, E = -0,48 VHZ2: c(Ox) = 2 M, E = -0,43 VGalvanische Zelle: EMK muss > 0 sein à HZ1 ist die AnodeEMK = E(HZ2) – E(HZ1) = 0,05 V


Technische Anwendungen: Bleiakku

Aufbau: 2 Bleielektroden in verdünnter Schwefelsäure. Es bildet sich ein Überzug aus PbSO4.

Ladevorgang:Anode: PbSO4 + 6 H2O PbO2 + H3O+ + SO4

2- + 2 e-

Kathode: PbSO4 + 2 e- Pb + SO42-


Technische Anwendungen: Bleiakku

Entladevorgang:Kathode: Pb + SO4

2- PbSO4 + 2 e-

Anode: PbO2 + H3O+ + SO42- + 2 e- PbSO4 + 6 H2O


Technische Anwendungen: Aluminium

Schmelzflusselektrolyse von Al2O3:Anode: 3 O2- + 2 C CO + CO2 + 6 e-

Kathode: Al3+ + 3 e- Al


LiC6 6 C + Li+ + e- CoO2 + Li+ + e- LiCoO2

Technische Anwendungen: Li-Ionen-Akku


Technische Anwendungen: Brennstoffzelle


H2 2 H+ + 2 e- O2 + 4 H+ + 4 e- 2 H2OEMK: +1,23 V

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