1902 Wilhelm Ostwald entdeckt die katalytische Ammoniak- verbrennung zur Salpeter- säureherstellung
bis ca. 1000 v. Chr. Herstellung von Bronze, Gewinnung von Kupfer und Eisen durch Erz röstung, Glas herstellung, alkoholische Gärung, Fettverseifung
1662 Mit den Gesetzen zur Gastheorie von Robert Boyle und Edme Mariotte (1676) wird die Chemie zur messbaren Wissen- schaft
1869 Dimitrij I. Mendelejew und Lothar Meyer entwickeln das Periodensystem der Elemente (PSE)
1865 Friedrich August Kekulé fi ndet die richtige Struktur - formel für Benzen
1953 James D. Watson und Francis H. C. Crick veröffentlichen die Struktur der DNA
1907 Mit der Entwicklung von Bakelit durch Leo Hendrik Baekeland beginnt die großtech- nische Herstellung von Kunststoff
1807 Joseph Louis Gay- Lussac formuliert das Gasgesetz
1806 Mit Humphrey Davys Entdeckung der Elektrolyse entsteht die Elektrochemie
1863 Mit der Gründung von Bayer und der BASF setzt die indus trielle Chemie ein
1909 Fritz Haber und Carl Bosch entwickeln ein Verfahren zur kataly tischen Hoch- druck synthese von NH3
1924 Mit der Einführung des Welle-Teilchen-Dualismus, der Unschärferelation und des Orbitalmodells durch Louis-Victor de Broglie, Erwin Schrödinger und Werner Heisenberg beginnt die Quantenchemie
2003 Auf Kunststofffolie gedruckte Polymer- transistoren ermög- lichen die massen- hafte Herstellung von Minichips
1990 Wolfgang Krätschmer und Donald Huffman leiten mit der Synthese von C 60 (Fullerene) die Entwick lung von Nano werkstoffen ein
1897 Mit der Herstellung der Acetylsalicyl- säure (ASPIRIN®) nimmt die pharma- zeutische Industrie ihren Anfang
ca. 450 v. Chr. Empedokles begründet die Vier-Elemente-Lehre (Feuer, Erde, Luft und Wasser)
1775 Antoine Laurent de Lavoisier entdeckt den Sauerstoff und erkennt Verbrennungs- vorgänge erstmals als Sauerstoffaufnahme (Oxidation)
Periodensystem der Elemente
Lithium Beryllium Bor Kohlenstoff Stickstoff Sauerstoff Fluor Neon
Natrium Magnesium Aluminium Silicium Phosphor Schwefel Chlor Argon
Kalium Calcium Scandium Titan Vanadium Chrom Mangan Eisen Cobalt Nickel Kupfer Zink Gallium Germanium Arsen Selen Brom Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niob Molybdän Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silber Cadmium Indium Zinn Antimon Tellur Iod Xenon
Cäsium Barium Lanthanoide Hafnium Tantal Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platin Gold Quecksilber Thallium Blei Bismut Polonium Astat Radon
Francium Radium Actinoide DubniumRutherfordium
3 4 5 6 7 8 9 10
11 12 13 14 15 16 17 18
19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
55 56 57–71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
87 88 89–103 104 105
1
Actinoide
Lanthanoide
6,94 9,01 10,81 12,01 14,007 15,999 18,998 20,18
22,99 24,31 26,98 28,09 30,97 32,06 35,45 39,95
39,10 40,08 44,96 47,88 50,94 51,996 54,94 55,85 58,93 58,70 63,55 65,38 69,72 72,61 74,92 78,96 79,90 83,80
85,47 87,62 88,91 91,22 92,91 95,94 [97] 101,07 102,91 106,4 107,87 112,41 114,82 118,71 121,75 127,60 126,90 131,30
132,91 137,33 178,49 180,95 183,85 186,21 190,2 192,22 195,09 196,97 200,59 204,37 207,2 208,98 [209] [210] [222]
[223] [226] [261] [262] [262] [262] [265] [266]
1,008 4,00
1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0
0,9 1,2 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0
0,8 1,0 1,3 1,5 1,6 1,6 1,5 1,8 1,8 1,8 1,9 1,6 1,6 1,8 2,0 2,4 2,8
0,8 1,0 1,3 1,4 1,6 1,8 1,9 2,2 2,2 2,2 1,9 1,7 1,7 1,8 1,9 2,1 2,5
0,7 0,9 1,3 1,5 1,7 1,9 2,2 2,2 2,2 2,4 1,9 1,8 1,8 1,9 2,0 2,2
0,7 0,9
106 Sg*
Cerium Praseodym Neodym Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium
58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71140,12 140,91 144,24 [145] 150,35 151,96 157,25 158,92 162,50 164,93 167,26 168,93 173,04 174,97 1,1 1,1 1,1 1,1 1,2 1,2 1,2 1,2 1,2 1,2 1,2 1,2 1,2 1,2
Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium
91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103232,04 231,04 238,03 237,05 [244] [243] [247] [247] [251] [252] [257] [258] [259] [260 ] 1,3 1,5 1,4 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3 1,3
Lanthan
Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc* Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po* At* Rn*
H
Ce Pr Nd Pm* Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
Th* Pa* U* Np* Pu* Am* Cm* Bk* Cf* Es* Fm* Md* No* Lr*
La
Ac*
Bor
III IV V VI VIIIVII HauptgruppeProtonenzahl
(Ordnungszahl) Atommasse in u (u = 1,66·10–27 kg)
ElementsymbolElektronegativität Elementname
[ ] Die umklammerten Werte für die Atommasse geben die Massenzahl des Isotops mit der größten Halbwertszeit an.
1) Aggregatzustand bei 25 °C (298,15 K) und 1013,25 hPa
1
2
3
4
5
6
7
1)
1)
1)
[272]
Darmstadium
Wichtige Informationen 6 · 1.1 Reaktionsgeschwindig- keit 8 · 1.2 Der Energieumsatz chemischer Reak- tionen 19
T O P T H E M A Die Gibbs-Helmholtz-Gleichung 26
1.3 Chemisches Gleichgewicht 28
T O P T H E M A Massenwirkungsgesetz 36
1.4 Suren und Basen 38
T O P T H E M A Berechnung des pH-Werts 50
1.5 Elektrochemie 54
T O P T H E M A Die Nernst-Gleichung 58
2. Atombau und chemische Bindung 68
Wichtige Definitionen 68 · 2.1 Quantenzahlen und Pauli-Prinzip 69 · 2.2 Das Orbitalmodell 71
T O P T H E M A Hybridisierung 74
2.3 Der Atomkern 75 · 2.4 Chemische Bindung 77
T O P T H E M A Komplexverbindungen 80
2.5 Die Systematik im Periodensystem 86
2
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3. Organische Chemie 88
Wichtige Definitionen 88 · 3.1 Das C-Atom im Orbitalmodell 90 · 3.2 Gesttigte Kohlenwasserstoffe – Alkane 90 · 3.3 Ungesttigte Kohlenwasserstoffe – Alkene 94 · 3.4 Ungesttigte Kohlenwasserstoffe – Alkine 95 · 3.5 Halogenkohlenwasserstoffe 96
3.6 Aromatische Kohlenwasserstoffe – Benzen 101
T O P T H E M A Elektrophile Substitution 102
3.7 Alkohole 105 · 3.8 Ether 109 · 3.9 Aldehyde 111
3.10 Ketone 115 · 3.11 Carbonsuren 117
3.12 Synthetische Makromolekle 121
3.13 Oxidationsstufen des Kohlenstoffatoms 125
4. Farbstoffe und Indikatoren 126
Wichtige Definitionen 126 · 4.1 Farbensehen und Farb- stoffmolekle 128 · 4.2 Chromatografie 131
T O P T H E M A Sure-Base-Indikatoren 132
4.3 Phenolphthalein 134
5.2 Optische Aktivitt 141 · 5.3 Polysaccharide 144
T O P T H E M A Eiweißstoffe – Proteine 148
5.4 Die Struktur von Peptiden und Proteinen 150
5.5 Wirkstoffe 152
T O P T H E M A Nucleinsuren 156
5.6 Grung 158 · 5.7 Fotosynthese 159
5.8 Atmung 160
6. Analytische Chemie 162
Wichtige Definitionen 162 · 6.1 Beispiele fr qualita- tive Analysen 164 · 6.2 Beispiele fr quantitative Analysen 165 · 6.3 Ermittlung chemischer Formeln 168
6.4 Ermittlung der molaren Masse 169
T O P T H E M A Elementaranalyse nach Liebig 170
7. Industrielle Chemie 172
Wichtige Definitionen 172 · 7.1 Treibstoff- gewinnung 173
T O P T H E M A Cracken und Reforming 174
7.2 Hydroformylierung 179 · 7.3 Enzymatische industrielle Verfahren 181 · 7.4 Haber-Bosch- Verfahren 182 · 7.5 Chlor-Alkali-Elektrolyse 183
T O P T H E M A Salpeter- und Schwefelsure 184
7.6 Schmelzflusselektrolyse von Aluminiumoxid 186
7.7 Der Hochofenprozess und die Stahlgewinnung 187
4
Prfungsratgeber und PrfungsaufgabenPrfungsratgeber und Prfungsaufgaben 190
1 M I N D - M A P Der Prfungsstoff 190
2 Die Klausur 192
2.2 Die Operatoren 193
3.1 Allgemeine und physikalische Chemie 196
3.2 Atombau und chemische Bindung 202
3.3 Organische Chemie 205
3.5 Biochemie 210
t!0
c Konzentration; t Zeit
Geschwindigkeit als Funk- tion der Konzentration n = 1,5
Energieumsatz
Einheit: kJ mol–1
Wrmeanteil der Reaktions- energie
Satz von Hess: Standardtemperatur (T=298 K) Standarddruck (p = 1 013 hPa) : Standardbedingungen
Entropie S Einheit: kJ mol –1
Maß fr die „Unordnung“
freie Reaktionsenthalpie GR: GR < 0: exergonisch GR > 0: endergonisch
Einheit: kJ mol –1
Triebkraft chemischer Reak- tionen
Zusammenhang zwischen Re- aktionsenthalpie, Reaktions- entropie und freier Enthalpie
HR = S H (Produkte) – S H (Edukte)
HR eines Systems ist unab- hngig vom Reaktionsweg.
6
A + B C + D
Suren und Basen
Protonenbertragungs- reaktion (Protolyse)
HNO3 + H2O H3O+ + NO3
H2O + H2O H3O+ + OH –
Zitronensaft: pH = 2,3 Blut: pH = 7,4
Ionenprodukt des Wassers: KW = c (H+) · c (OH –) = 10–14
pKW = pH + pOH = 14
Nernst-Gleichung: z Ladungszahl, E(0) Normal- potenzial, c Konzentration (mol l–1), Ox/Red oxidierter/ reduzierter Zustand
Redoxreaktion Oxidation: Abgabe von e–
Reduktion: Aufnahme von e–
0,059 V c(Ox) E = E(0) + log
z c(Red)
c (A) · c (B)
1.1 Reaktionsgeschwindigkeit Chemische Reaktionen kçnnen unterschiedlich schnell ver- laufen. Eine Explosion verluft sehr schnell; die Bildung der Patinaschicht auf Kupfer ist wiederum so langsam, dass sie mehrere Jahre dauern kann.
Definition der Reaktionsgeschwindigkeit Bei einer chemischen Reaktion werden Ausgangsstoffe (Edukte) verbraucht und die Endstoffe (Produkte) gebildet. Dabei ndern sich im zeitlichen Verlauf die Stoffmenge, das Volumen oder die Masse der beteiligten Reaktions- partner. Zur analytischen Bestimmung der Reaktionsge- schwindigkeit whlt man eine Grçße aus, die sich mçglichst einfach bestimmen lsst. Das ist meistens die Konzentra-
tion (Stoffmengenkonzentration c = n V
; mit n: Stoffmenge,
V: Volumen).
Verfolgt man z. B. bei der Reaktion mit der allgemeinen Reaktionsgleichung
A + B! C + D
die Konzentration des sich bildenden Produktes C oder die des abreagierenden Eduktes A im Zeitintervall t (= t2 – t1), so lassen sich die mittleren Geschwindigkeiten v folgender- maßen angeben:
D c (A) vA 5 – (Verbrauchsgeschwindigkeit von A)
D t
D t
c (= c2 – c1) ist die Differenz der Konzentrationen im Zeitintervall t. Allgemein bedeutet das in diesem Fall:
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Die Konzentrationsnderungen der Reaktionspartner er- folgen immer entsprechend der Reaktionsgleichung. Ist diese komplexer, d. h. treten in der allgemeinen Reak- tionsgleichung stçchiometrische Faktoren (hier , , und ) auf,
A + B ! C + D,
v = 1
Dabei werden fr Produkte die stçchiometrischen Faktoren mit positivem Vorzeichen versehen, fr Edukte mit nega- tivem.
E Die Reaktionsgeschwindigkeit
Die Reaktionsgeschwindigkeit v beschreibt die nderung der Konzentration der an einer chemischen Reaktion beteiligten Stoffe pro Zeiteinheit unter Bercksichtigung der Stçchio- metrie. Sie ist immer positiv und hat die Einheit mol l–1 s–1.
Beispiel: Distickstoffpentoxid zersetzt sich zu Stickstoff- dioxid und Sauerstoff gemß 2 N2O5 ! 4 NO2 + O2.
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1
1
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Im Versuch werden nach 20 bzw. 40 Minuten N2O5-Kon- zentrationen von 0,5 mol l–1 bzw. 0,2 mol l–1 gemessen. Bestimmen Sie vO2
(Bildungsgeschwindigkeit von Sauer- stoff) und die Gesamtgeschwindigkeit der Reaktion. Die Verbrauchsgeschwindigkeit von N2O5 lsst sich be- stimmen:
vN2O5 =cðN2O5Þ t
mol
l s Aufgrund der Stçchiometrie der Reaktion besteht zwischen den Einzelgeschwindigkeiten der folgende Zusammenhang:
v = 1
cðO2Þ t
:
mol
Grafische Darstellung der Reaktionsgeschwindigkeit Zur Ermittlung der Reaktionsgeschwindigkeit reicht es aus, die Konzentrationen eines Reaktionspartners im zeitlichen Verlauf zu bestimmen. Diese Werte (Konzentrationen in Abhngigkeit von der Zeit) trgt man in ein Konzentra- tions-Zeit-Diagramm ein. Das Konzentrations-Zeit-Dia- gramm fr die Zersetzung von N2O5 aus obigem Beispiel ist in der folgenden Grafik dargestellt.
In diesem Diagramm sind auch die Kurven fr die Bil- dung von NO2 bzw. O2 dargestellt.
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Konzentration-Zeit-Diagramm der Zersetzung von N2O5
Durchschnitts- und Momentangeschwindigkeit Man unterscheidet die Durchschnittsgeschwindigkeit v fr ein bestimmtes Zeitintervall t und die Momentange- schwindigkeit v zu einem bestimmten Zeitpunkt t1 der Re- aktion, hierfr muss das Zeitintervall beliebig klein gewhlt werden. Mathematisch entspricht das der folgenden Glei- chung:
v ¼ lim t!0
Steigung der Sekanten. n Die Momentangeschwindigkeit v zu einem bestimmten
Zeitpunkt t1 entspricht der Steigung der Tangente an einem Punkt im Konzentrations-Zeit-Diagramm.
11
1
1
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Wird das Zeitintervall t sehr klein, so nhert sich die Se- kante der Tangente bzw. die Durchschnittsgeschwindigkeit der Momentangeschwindigkeit an.
c1
c2
c
Sekante
TangenteTangente
v v == limlim Δ Δcc == d dcc ΔΔtt →→00 ΔΔtt d dtt
v = Δc Δt
Δc = c2–c1
Δt = t2–t1
Mittlere Geschwindigkeit v im Zeitabschnitt t und momentane Ge- schwindigkeit v im Zeitpunkt t1.
Geschwindigkeitsgesetz und Geschwindigkeitskonstante Die Geschwindigkeitsgesetze chemischer Reaktionen ms- sen immer experimentell bestimmt werden. Sie lassen sich nicht aus der Reaktionsgleichung ablesen. In den meisten Fllen sind Reaktionsgeschwindigkeiten abhngig von den Konzentrationen der Edukte – in welchem Maß, muss ex- perimentell ermittelt werden.
Beispiel: v = k . c(A) . c(B)
Hier liegen beide Konzentrationen jeweils in der 1. Potenz vor. Der Proportionalittsfaktor k zwischen der Reaktions- geschwindigkeit v und dem konzentrationsabhngigen Term c(A) . c(B) heißt Geschwindigkeitskonstante. Sie ist abhngig von der Temperatur, aber unabhngig von der Konzentration der Partner. Die Geschwindigkeitskonstante ist fr eine Reaktion eine charakteristische Grçße, die in entsprechenden Tabellen nachgeschlagen werden kann.
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Eine solche Gleichung fr die Geschwindigkeit einer Reaktion in Abhngigkeit von der Konzentration wird Geschwindigkeitsgesetz der Reaktion genannt.
E Geschwindigkeitsgesetz
Das Geschwindigkeitsgesetz einer Reaktion lsst sich nur expe- rimentell bestimmen; es ist nicht aus der Reaktionsgleichung ableitbar. Allgemein hat es die Form
v = k . cx(A) . cy(B) . cz(C) ...
Bei der Suche nach dem genauen Ablauf einer Reaktion (Re- aktionsmechanismus) sind Geschwindigkeitsgesetze wichtig. Wird ein Mechanismus fr eine Reaktion vermutet, muss geprft werden, ob dieser im Einklang mit dem experimentell bestimmten Geschwindigkeitsgesetz steht.
Die Reaktionsordnung Die gesuchte Reaktionsordnung einer Reaktion ist die Summe der Ordnungen bzgl. aller beteiligten Substanzen. Sie muss nicht ganzzahlig sein und sie kann auch null be- tragen. Hat das Geschwindigkeitsgesetz die allgemeine Form
v = k . cx(A) . cy(B) . cz(C) ...,
so ergibt sich damit eine Gesamtreaktionsordnung n von
n = x + y + z + ...
Die Reaktionsordnung lsst sich grundstzlich nicht aus der Reaktionsgleichung ablesen. Wie in der folgenden Tabelle gezeigt, sind bei Reaktionen hnlicher Stçchiometrie un- terschiedliche Zeitgesetze und damit unterschiedliche Re- aktionsordnungen mçglich.
13
1
Reaktion Geschwindigkeits- gesetz
CH3CHO!CH4 + CO v = k . c1,5(CH3CHO) 1,5
H2 + Br2! 2 HBr v = k . c1(H2) . c0,5(Br2) 1,5
H2 + I2! 2 HI v = k . c1(H2) . c1(I2) 2
Es gibt auch Reaktionen 0. Ordnung; ihr Zeitgesetz lautet dann v = k. Damit ist bei solchen Reaktionen die Reaktions- geschwindigkeit unabhngig von den Stoffkonzentrationen.
Reaktionen, die in einem Schritt ablaufen nennt man Elementarreaktionen. Bei solchen Reaktionen kann man aus der Reaktionsgleichung auf die Reaktionsordnung schließen. Die meisten Reaktionen laufen allerdings ber (mehrere) Zwischenschritte ab, es laufen sozusagen mehrere Elementarreaktionen nacheinander ab. In einem solchen Fall ist die langsamste Reaktion der geschwindigkeits- bestimmende Schritt der Gesamtreaktion. Ein wichtiges Beispiel hierfr ist die nucleophile Substitution von tert.- Butylbromid mit Natronlauge; hier dissoziiert das organi- sche Molekl im ersten Schritt in Ionen. Diese Elementar- reaktion ist sehr langsam und bestimmt damit die Ge- schwindigkeit der Gesamtreaktion (: S. 107).
Eine charakteristische Grçße bei der Betrachtung von Re- aktionen und ihren Geschwindigkeiten sind die sogenannten Halbwertszeiten. Darunter versteht man die Zeit, in der die Konzentration einer (Ausgangs-)Substanz auf die Hlfte ih-
res Anfangswertes c0 abnimmt: c(A) = c0ðAÞ
2 . Je kleiner die
14
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Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit Folgende Faktoren beeinflussen die Reaktionsgeschwin- digkeit: n Konzentration der Reaktionspartner n Druck und Temperatur n Gegenwart weiterer, an der Reaktion beteiligter Stoffe,
die nicht in der Reaktionsgleichung aufgefhrt sind, z. B. Katalysatoren.
n Chemische Eigenschaften der Reaktionspartner. Reak- tionen zwischen neutralen Teilchen (Molekle) sind meist viel langsamer als Reaktionen zwischen geladenen Teilchen (Ionen).
Kollisionstheorien (Stoßtheorie) Nach der Kollisionstheorie erfolgt eine Reaktion immer durch den wirksamen Zusammenstoß von Teilchen. Ein wirksamer Zusammenstoß muss die folgenden Bedingun- gen erfllen: n Die Teilchen mssen in einer gnstigen rumlichen Lage
aufeinandertreffen. n Die Teilchen mssen eine bestimmte Mindestenergie
(kinetische Energie) aufweisen, damit eine Kollision zu einer Reaktion fhrt. Viele Reaktionen bençtigen Akti- vierungsenergie EA, die in Form von Licht oder Wrme zugefhrt wird.
Konzentrationsabhngigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit Je grçßer die Teilchenanzahl, umso grçßer ist die Wahr- scheinlichkeit fr einen wirksamen Zusammenstoß von Teilchen bzw. umso mehr Teilchen kçnnen miteinander reagieren. Damit folgt: Je hçher die Konzentration, umso grçßer ist die Reaktionsgeschwindigkeit.
15
1
1
Temperaturabhngigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit Je hçher die Temperatur, umso grçßer ist die kinetische Energie der Teilchen und damit auch die Wahrscheinlichkeit wirksamer Zusammenstçße. Damit folgt: Je hçher die Tem- peratur, umso grçßer ist die Reaktionsgeschwindigkeit.
Die RGT-Regel Aus der Erfahrung ergibt sich die Reaktionsgeschwin- digkeits-Temperatur-Regel: Bei vielen Reaktionen ver- doppelt sich die Reaktionsgeschwindigkeit, wenn die Tem- peratur um 10 K (10 C) erhçht wird.
Die Arrhenius-Gleichung Der Chemiker Arrhenius (1859–1927) erkannte den Zu- sammenhang zwischen der Geschwindigkeitskonstanten k, der Temperatur und der Aktivierungsenergie. Die sog. Arrhenius-Gleichung lautet:
k = A e EA RT bzw. ln k = ln A EA
R T A = Stoßfaktor R = allg. Gaskonstante (= 8,314 J . mol–1 . K–1) T = Temperatur EA= Aktivierungsenergie
Die Abhngigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Oberflche Bei einem heterogenen Reaktionsgemisch (nicht alle Reak- tionspartner befinden sich in der gleichen Phase), kçnnen nur Teilchen reagieren, die an der Grenzflche zusammen- stoßen. Je grçßer der Zerteilungsgrad (die zur Reaktion bereite Oberflche), desto grçßer ist die Wahrscheinlichkeit fr Zusammenstçße von Teilchen.
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Oberflche entscheidend).
Katalyse Besitzt eine Reaktion eine sehr hohe Aktivierungsenergie, so fhren bei normalen Temperaturen nur sehr wenige Stçße zu einer Reaktion. Bei vielen Reaktionen ist es allerdings nicht mçglich, die Temperatur beliebig zu erhçhen, da es dann zu unerwnschten Nebenreaktionen kommt. Eine hufig genutzte Mçglichkeit zur Erhçhung der Ge- schwindigkeit ist die Katalyse, die im Alltag und in der Industrie von großer Bedeutung ist.
E Katalysatoren
Katalysatoren sind Stoffe, die eine Reaktion beschleunigen, am Ende aus der Reaktion aber wieder unverbraucht hervorgehen. In ihrer Anwesenheit luft die Reaktion ber einen anderen Reaktionsweg, bei dem die Aktivierungsenergie niedriger ist.
Die Wirkungsweise eines Katalysators In Anwesenheit eines Katalysators verluft eine Reaktion auf einem anderen Weg (nach einem anderen Mechanismus) als ohne Katalysator. Schematisch soll dies an der folgenden Reaktion verdeutlicht werden: A + B! AB
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1
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Ohne Katalysator entsteht das Produkt AB durch den wirk- samen Zusammenstoß der Edukte A und B. Mit Katalysator kann der Reaktionsverlauf vçllig abweichen und beispiels- weise nach einem zweistufigen Mechanismus ablaufen:
En er
gi e
AK + B Zwischen- produkte
A + B + K Edukte
Dabei kann der Katalysator K mit einem der Edukte (hier z. B. A) eine Zwischenverbindung (AK) bilden, die mit B weiter zu dem Produkt AB reagiert. Bei der Bildung des Produktes aus der Zwischenverbindung wird der Katalysator wieder freige- setzt. Der Katalysator verndert also die Gesamtbilanz der Reaktion – wie in der Reaktionsgleichung dargestellt – nicht.
A + B!K AB
Bei der katalysierten Reaktion ist die Aktivierungsenergie EA niedriger als in der unkatalysierten Reaktion. Bei gleicher Temperatur sind bei Anwesenheit eines Katalysators mehr erfolgreiche Zusammenstçße mçglich, damit steigt die Ge- schwindigkeit.
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Homogene Katalysatoren und die Reaktionsmischung lie- gen in der gleichen Phase vor; beispielsweise sind alle Reak- tionspartner flssig. Beispiele: surekatalysierte Veresterung (" S. 120), Enzyme als Biokatalysatoren (" S. 153)
Heterogene Katalysatoren und die Reaktionsmischung liegen in unterschiedlichen Phasen vor, z. B. ein fester Ka- talysator in einer gasfçrmigen oder flssigen Reaktions- mischung. Beispiele: Abgaskatalysator (" S. 176); NH3-Synthese (" S. 182)
1.2 Der Energieumsatz chemischer Reaktionen
Bei allen chemischen Reaktionen wird von den Reaktions- partnern Energie aufgenommen oder freigesetzt. Die aufge- nommene oder abgegebene Energie tritt meist als Wrme auf, kann aber auch in Form von Licht, elektrischer Energie oder mechanischer Energie umgesetzt werden.
Reaktionsenergie und Reaktionsenthalpie Jeder Stoff hat in sich Energie in irgendeiner Form ge- speichert, man nennt diese Energie die innere Energie U. Fr die innere Energie eines Stoffes kann kein Absolutwert angegeben werden, allerdings ist die nderung der inneren Energie U messbar. Bei einer chemischen Reaktion be- schreibt UR die Reaktionsenergie mit UR = S U(Produkte) – SU(Edukte).
Dabei gilt die Festlegung: UR < 0: Energie wird abgegeben. UR > 0: Energie wird aufgenommen.
19
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Die Reaktionsenergie UR besteht aus zwei Anteilen: n der Reaktionsenthalpie HR, die den als Wrme auf-
tretenden Anteil der Reaktionsenergie darstellt, und n der verrichteten Volumenarbeit (V p). Damit ergibt sich fr die Reaktionsenergie: UR = HR – p . V. Bei der Reaktionsenthalpie HR unterscheidet man: n Reaktionen, bei denen Wrme frei wird, sog. exotherme
Reaktionen. HR ist dann negativ, also HR < 0.
n Reaktionen, bei denen Wrme aus der Umgebung zuge- fhrt werden muss, die sog. endothermen Reaktionen. HR ist dann positiv, also HR > 0.
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endotherme Verbindungen
exotherme Verbindungen
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Reaktionsenthalpien sind abhngig vom Druck, der Tem- peratur sowie den Aggregatzustnden der beteiligten Stoffe. Diese mssen daher immer in der Reaktionsgleichung an- gegeben werden. Dabei sind die folgenden Abkrzungen als Index blich: s: fest (solid); l: flssig (liquid); g: gasfçrmig. Achtung: Unterschiedliche Aggregatzustnde fhren auch zu unterschiedlichen Reaktionsenthalpien!
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