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Meilensteine der Chemie

1902Wilhelm 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

1662Mit den Gesetzen zur Gastheorie von Robert Boyle und Edme Mariotte (1676) wird die Chemie zur messbaren Wissen-schaft

1869Dimitrij I. Mendelejew und Lothar Meyer entwickeln das Periodensystem der Elemente (PSE)

1865Friedrich August Kekulé fi ndet die richtige Struktur -formel für Benzen

1953James D. Watson und Francis H. C. Crick veröffentlichen die Struktur der DNA

1907Mit der Entwicklung von Bakelit durch Leo Hendrik Baekeland beginnt die großtech-nische Herstellung von Kunststoff

1807Joseph Louis Gay-Lussac formuliert das Gasgesetz

1806Mit Humphrey Davys Entdeckung der Elektrolyse entsteht die Elektrochemie

1863Mit der Gründung von Bayer und der BASF setzt die indus trielle Chemie ein

1909Fritz Haber und Carl Bosch entwickeln ein Verfahren zur kataly tischen Hoch-druck synthese von NH3

1924Mit der Einführung des Welle-Teilchen-Dualismus, der Unschärferelation und des Orbitalmodells durch Louis-Victor de Broglie, Erwin Schrödinger und Werner Heisenberg beginnt die Quantenchemie

2003Auf Kunststofffolie gedruckte Polymer-transistoren ermög-lichen die massen-hafte Herstellung von Minichips

1990Wolfgang Krätschmer und Donald Huffman leiten mit der Synthese von C 60 (Fullerene) die Entwick lung von Nano werkstoffen ein

1897Mit 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)

1775Antoine Laurent de Lavoisier entdeckt den Sauerstoff und erkennt Verbrennungs-vorgänge erstmals als Sauerstoffaufnahme (Oxidation)

Periodensystem der Elemente

Helium

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

2

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

2,1

Fr* Ra* Rf* Db*Seaborgium

106Sg*

Bohrium

107Bh*

Hassium

108Hs*

Meitnerium

109Mt*

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] 150,35 151,96 157,25 158,92 162,50 164,93 167,26 168,93 173,04 174,971,1 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

57 138,911,1

Actinium

90[227]1,1

Na

He

Li Be B C N O F Ne

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

5 10,812,0 B

89

Wasserstoff

II

NebengruppeIII IV V VI VII VIII I II

III IV V VI VIIIVIIHauptgruppeProtonenzahl

(Ordnungszahl)Atommasse in u(u = 1,66·10–27 kg)

ElementsymbolElektronegativitätElementname

[ ] 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

Perio

de HauptgruppeI

HBrMg

*

:::::::

GasFlüssigkeitFeststoffNichtmetallHalbmetallMetallAlle Isotope dieses Elements sind radioaktiv.

1)

1)

1)

[272]

Darmstadium

110Ds*

[272]

Roentgenium

111Rg*

[277]

Copernicium

112Cn*

[284]

Nihonium

113Nh*

[289]

Flerovium

114Fl*

[288]

Moscovium

115Mc*

[292]

Livermoriuim

116Lv*

[294]

Organesson

118Og*Ts*

Tenness

117 [292]

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Duden

AbiChemie

DudenverlagBerlin

K:/Publishing/Produktion/BibInst/Abi genial Chemie/01_work/Chemie_2016.3d vom 9.8.2016 / Seite 1[1]224 / Opp

Inhaltsverzeichnis

1. Allgemeine und physikalische Chemie 6

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 S�uren 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 undPauli-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


3. Organische Chemie 88

Wichtige Definitionen 88 · 3.1 Das C-Atom imOrbitalmodell 90 · 3.2 Ges�ttigte Kohlenwasserstoffe –Alkane 90 · 3.3 Unges�ttigte Kohlenwasserstoffe –Alkene 94 · 3.4 Unges�ttigte 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 Carbons�uren 117

3.12 Synthetische Makromolek�le 121

3.13 Oxidationsstufen des Kohlenstoffatoms 125

4. Farbstoffe und Indikatoren 126

Wichtige Definitionen 126 · 4.1 Farbensehen und Farb-stoffmolek�le 128 · 4.2 Chromatografie 131

T O P T H E M A S�ure-Base-Indikatoren 132

4.3 Phenolphthalein 134

3


5. Biochemie 136

Wichtige Definitionen 136 · 5.1 Kohlenhydrate 138

5.2 Optische Aktivit�t 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 Nucleins�uren 156

5.6 G�rung 158 · 5.7 Fotosynthese 159

5.8 Atmung 160

6. Analytische Chemie 162

Wichtige Definitionen 162 · 6.1 Beispiele f�r qualita-tive Analysen 164 · 6.2 Beispiele f�r quantitativeAnalysen 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 Enzymatischeindustrielle Verfahren 181 · 7.4 Haber-Bosch-Verfahren 182 · 7.5 Chlor-Alkali-Elektrolyse 183

T O P T H E M A Salpeter- und Schwefels�ure 184

7.6 Schmelzflusselektrolyse von Aluminiumoxid 186

7.7 Der Hochofenprozess und die Stahlgewinnung 187

4


Pr�fungsratgeber und Pr�fungsaufgabenPr�fungsratgeber und Pr�fungsaufgaben 190

1 M I N D - M A P Der Pr�fungsstoff 190

2 Die Klausur 192

2.1 Inhalt und Aufbau einer Klausur 192

2.2 Die Operatoren 193

3 Thematische Pr�fungsaufgaben 196

3.1 Allgemeine und physikalische Chemie 196

3.2 Atombau und chemische Bindung 202

3.3 Organische Chemie 205

3.4 Farbstoffe und Indikatoren 209

3.5 Biochemie 210

3.6 Analytische Chemie 214

3.7 Industrielle Chemie 216

Register 218

5


1Allgemeine und physikalischeChemie

Wichtige DefinitionenReaktionsgeschwindigkeit

Reaktionsgeschwindigkeit v:v ¼ lim

�t!0

�c�t ¼

dcdt

Einheit: mol–1 s–1

c Konzentration; t Zeit

Geschwindigkeitsgesetz:v = k . cx(A) . cy(B)Reaktionsordnung n = x + y

Geschwindigkeit als Funk-tion der Konzentrationn = 1,5

Energieumsatz

Reaktionsenthalpie � HR :� HR < 0: exotherm� HR > 0: endotherm

Einheit: kJ mol–1

W�rmeanteil der Reaktions-energie

Satz von Hess: Standardtemperatur (T=298 K)Standarddruck (p = 1 013 hPa)�: Standardbedingungen

Entropie S Einheit: kJ mol –1

Maß f�r die „Unordnung“

freie Reaktionsenthalpie � GR�:� GR� < 0: exergonisch� GR� > 0: endergonisch

Einheit: kJ mol –1

Triebkraft chemischer Reak-tionen

Gibbs-Helmholtz-Gleichung:� GR� = � HR� – T � SR�

Zusammenhang zwischen Re-aktionsenthalpie, Reaktions-entropie und freier Enthalpie

� HR� = S� H � (Produkte) –S� H � (Edukte)

� HR eines Systems ist unab-h�ngig vom Reaktionsweg.

6


Chemisches Gleichgewicht

Gleichgewichtsreaktion:Ausgangs- und Endprodukteliegen in gleichbleibendenKonzentrationen nebeneinan-der vor. Hin- und R�ckreaktionlaufen gleich schnell ab:u (ges) = u (?) – u (/) = 0

A + B C + D

Gleichgewichtskonstante(Massenwirkungsgesetz)

Le-Chatelier-Prinzip:Chemisches Gleichgewicht ver-lagert sich so, dass es �ußeremZwang ausweicht

Zwang durch:– Temperatur�nderung– Konzentrations�nderung– Druck�nderung (Gase)

S�uren und Basen

Protonen�bertragungs-reaktion (Protolyse)

HNO3 + H2OH3O+ + NO3

–

Autoprotolyse:Protonenaustausch zwischenzwei identischen Molek�len

H2O + H2OH3O+ + OH –

pH-Wert:pH = – log c (H3O+)

Zitronensaft: pH = 2,3Blut: pH = 7,4

Ionenprodukt des Wassers:KW = c (H+) · c (OH –) = 10–14

pKW = pH + pOH = 14

Formelzeichen: KW

Einheit: mol2 · l –2

Elektrochemie

Nernst-Gleichung: z Ladungszahl, E(0) Normal-potenzial, c Konzentration(mol l–1), Ox/Red oxidierter/reduzierter Zustand

RedoxreaktionOxidation: Abgabe von e–

Reduktion: Aufnahme von e–

Elektronen�bertragungs-reaktione– Elektron

0,059 V c(Ox)E = E(0) + log

z c(Red)

c (C) · c (D)Kc 5

c (A) · c (B)

7

1

1


1.1 ReaktionsgeschwindigkeitChemische Reaktionen kçnnen unterschiedlich schnell ver-laufen. Eine Explosion verl�uft sehr schnell; die Bildung derPatinaschicht auf Kupfer ist wiederum so langsam, dass siemehrere Jahre dauern kann.

Definition der ReaktionsgeschwindigkeitBei 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 w�hlt man eine Grçße aus, die sich mçglichsteinfach bestimmen l�sst. Das ist meistens die Konzentra-

tion (Stoffmengenkonzentration c =nV

; mit n: Stoffmenge,

V: Volumen).

Verfolgt man z. B. bei der Reaktion mit der allgemeinenReaktionsgleichung

A + B! C + D

die Konzentration des sich bildenden Produktes C oder diedes 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 c (C)vC 5 (Bildungsgeschwindigkeit von C)

D t

�c (= c2 – c1) ist die Differenz der Konzentrationen imZeitintervall �t. Allgemein bedeutet das in diesem Fall:

8

1 Allgemeine und physikalische Chemie


�v =��cðEduktÞ�t

=�cðProduktÞ

�t

Die Konzentrations�nderungen der Reaktionspartner er-folgen immer entsprechend der Reaktionsgleichung. Istdiese komplexer, d. h. treten in der allgemeinen Reak-tionsgleichung stçchiometrische Faktoren (hier �, �, �und �) auf,

�A + � B ! � C + �D,

so m�ssen diese bei der Berechnung der verschiedenen Re-aktionsgeschwindigkeiten der beteiligten Stoffe (Bildungs-und Verbrauchsgeschwindigkeiten) ber�cksichtigt werden.Somit ergibt sich allgemein f�r die mittlere Reaktionsge-schwindigkeit im Zeitintervall �t:

�v =� 1

�

�cðAÞ�t

=� 1

�

�cðBÞ�t

=1

�

�cðCÞ�t

=1

�

�cðDÞ�t

Dabei werden f�r Produkte die stçchiometrischen Faktorenmit positivem Vorzeichen versehen, f�r Edukte mit nega-tivem.

E Die Reaktionsgeschwindigkeit

Die Reaktionsgeschwindigkeit v beschreibt die �nderung derKonzentration der an einer chemischen Reaktion beteiligtenStoffe pro Zeiteinheit unter Ber�cksichtigung 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 gem�ß2 N2O5 ! 4 NO2 + O2.

9

1

1


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 l�sst sich be-stimmen:

�vN2O5 =��cðN2O5Þ�t

= 0; 3 mol � l�1

1 200 s= 0; 00025

mol

l � sAufgrund der Stçchiometrie der Reaktion besteht zwischenden Einzelgeschwindigkeiten der folgende Zusammenhang:

�v =� 1

2

�cðN2O5Þ�t

=1

4

�cðNO2Þ�t

=1

1

�cðO2Þ�t

Damit ergeben sich f�r die gesuchten Geschwindigkeiten vund vO2

:

�v =1

2�vN2O5 = �vO2 = 0; 000125

mol

l � s

Grafische Darstellung der ReaktionsgeschwindigkeitZur Ermittlung der Reaktionsgeschwindigkeit reicht es aus,die Konzentrationen eines Reaktionspartners im zeitlichenVerlauf zu bestimmen. Diese Werte (Konzentrationen inAbh�ngigkeit von der Zeit) tr�gt man in ein Konzentra-tions-Zeit-Diagramm ein. Das Konzentrations-Zeit-Dia-gramm f�r die Zersetzung von N2O5 aus obigem Beispiel istin der folgenden Grafik dargestellt.

In diesem Diagramm sind auch die Kurven f�r die Bil-dung von NO2 bzw. O2 dargestellt.

10



Kon

zent

ratio

n in

mol

· l–1

0,0

0,4

0,8

1,2

1,6

2,0

Zeit in min

c(N2O5)

c(NO2)

c(O2)

0 20 40 60 80 100 120 140

Konzentration-Zeit-Diagramm der Zersetzung von N2O5

Durchschnitts- und MomentangeschwindigkeitMan unterscheidet die Durchschnittsgeschwindigkeit v f�rein bestimmtes Zeitintervall �t und die Momentange-schwindigkeit v zu einem bestimmten Zeitpunkt t1 der Re-aktion, hierf�r muss das Zeitintervall beliebig klein gew�hltwerden. Mathematisch entspricht das der folgenden Glei-chung:

v ¼ lim�t!0

�c�t ¼

dcdt

Beide Geschwindigkeiten lassen sich grafisch aus dem Kon-zentrations-Zeit-Diagramm bestimmen:n Die Durchschnittsgeschwindigkeit v ergibt sich aus der

Steigung der Sekanten.n Die Momentangeschwindigkeit v zu einem bestimmten

Zeitpunkt t1 entspricht der Steigung der Tangente aneinem Punkt im Konzentrations-Zeit-Diagramm.

11

1

1


Wird das Zeitintervall �t sehr klein, so n�hert sich die Se-kante der Tangente bzw. die Durchschnittsgeschwindigkeitder Momentangeschwindigkeit an.

c1

c2

c

tt1 t2

Sekante

TangenteTangente

v v == limlim Δ Δcc == d dccΔΔtt →→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 GeschwindigkeitskonstanteDie Geschwindigkeitsgesetze chemischer Reaktionen m�s-sen immer experimentell bestimmt werden. Sie lassen sichnicht aus der Reaktionsgleichung ablesen. In den meistenF�llen sind Reaktionsgeschwindigkeiten abh�ngig von denKonzentrationen 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. Potenzvor. Der Proportionalit�tsfaktor k zwischen der Reaktions-geschwindigkeit v und dem konzentrationsabh�ngigenTerm c(A) . c(B) heißt Geschwindigkeitskonstante. Sie istabh�ngig von der Temperatur, aber unabh�ngig von derKonzentration der Partner. Die Geschwindigkeitskonstanteist f�r eine Reaktion eine charakteristische Grçße, die inentsprechenden Tabellen nachgeschlagen werden kann.

12



Eine solche Gleichung f�r die Geschwindigkeit einerReaktion in Abh�ngigkeit von der Konzentration wirdGeschwindigkeitsgesetz der Reaktion genannt.

E Geschwindigkeitsgesetz

Das Geschwindigkeitsgesetz einer Reaktion l�sst sich nur expe-rimentell bestimmen; es ist nicht aus der Reaktionsgleichungableitbar. 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 f�r eine Reaktion vermutet, mussgepr�ft werden, ob dieser im Einklang mit dem experimentellbestimmten Geschwindigkeitsgesetz steht.

Die ReaktionsordnungDie gesuchte Reaktionsordnung einer Reaktion ist dieSumme 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 l�sst sich grunds�tzlich nicht aus derReaktionsgleichung ablesen. Wie in der folgenden Tabellegezeigt, sind bei Reaktionen �hnlicher Stçchiometrie un-terschiedliche Zeitgesetze und damit unterschiedliche Re-aktionsordnungen mçglich.

13

1


Beispiele f�r Reaktionen mit unterschiedlicherReaktionsordnung

Reaktion Geschwindigkeits-gesetz

Reaktions-ordnung

2 N2O5 ! 4 NO2 + O2 v = k . c1(N2O5) 1

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 lautetdann v = k. Damit ist bei solchen Reaktionen die Reaktions-geschwindigkeit unabh�ngig von den Stoffkonzentrationen.

Reaktionen, die in einem Schritt ablaufen nennt manElementarreaktionen. Bei solchen Reaktionen kann manaus der Reaktionsgleichung auf die Reaktionsordnungschließen. Die meisten Reaktionen laufen allerdings �ber(mehrere) Zwischenschritte ab, es laufen sozusagen mehrereElementarreaktionen nacheinander ab. In einem solchenFall ist die langsamste Reaktion der geschwindigkeits-bestimmende Schritt der Gesamtreaktion. Ein wichtigesBeispiel hierf�r ist die nucleophile Substitution von tert.-Butylbromid mit Natronlauge; hier dissoziiert das organi-sche Molek�l 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 sogenanntenHalbwertszeiten. Darunter versteht man die Zeit, in der dieKonzentration einer (Ausgangs-)Substanz auf die H�lfte ih-

res Anfangswertes c0 abnimmt: c(A) =c0ðAÞ

2 . Je kleiner die

Halbwertszeit, umso schneller l�uft die Reaktion ab.

14



Beeinflussung der ReaktionsgeschwindigkeitFolgende Faktoren beeinflussen die Reaktionsgeschwin-digkeit:n Konzentration der Reaktionspartnern Druck und Temperaturn Gegenwart weiterer, an der Reaktion beteiligter Stoffe,

die nicht in der Reaktionsgleichung aufgef�hrt sind, z. B.Katalysatoren.

n Chemische Eigenschaften der Reaktionspartner. Reak-tionen zwischen neutralen Teilchen (Molek�le) sindmeist viel langsamer als Reaktionen zwischen geladenenTeilchen (Ionen).

Kollisionstheorien (Stoßtheorie)Nach der Kollisionstheorie erfolgt eine Reaktion immerdurch den wirksamen Zusammenstoß von Teilchen. Einwirksamer Zusammenstoß muss die folgenden Bedingun-gen erf�llen:n Die Teilchen m�ssen in einer g�nstigen r�umlichen Lage

aufeinandertreffen.n Die Teilchen m�ssen eine bestimmte Mindestenergie

(kinetische Energie) aufweisen, damit eine Kollision zueiner Reaktion f�hrt. Viele Reaktionen bençtigen Akti-vierungsenergie EA, die in Form von Licht oder W�rmezugef�hrt wird.

Konzentrationsabh�ngigkeit der ReaktionsgeschwindigkeitJe grçßer die Teilchenanzahl, umso grçßer ist die Wahr-scheinlichkeit f�r einen wirksamen Zusammenstoß vonTeilchen bzw. umso mehr Teilchen kçnnen miteinanderreagieren.Damit folgt: Je hçher die Konzentration, umso grçßer ist dieReaktionsgeschwindigkeit.

15

1

1


Temperaturabh�ngigkeit der ReaktionsgeschwindigkeitJe hçher die Temperatur, umso grçßer ist die kinetischeEnergie der Teilchen und damit auch die Wahrscheinlichkeitwirksamer Zusammenstçße. Damit folgt: Je hçher die Tem-peratur, umso grçßer ist die Reaktionsgeschwindigkeit.

Die RGT-RegelAus 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-GleichungDer 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�EAR�T bzw. ln k = ln A� EA

R � TA = StoßfaktorR = allg. Gaskonstante (= 8,314 J . mol–1 . K–1)T = TemperaturEA= Aktivierungsenergie

Die Abh�ngigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von derOberfl�cheBei einem heterogenen Reaktionsgemisch (nicht alle Reak-tionspartner befinden sich in der gleichen Phase), kçnnennur Teilchen reagieren, die an der Grenzfl�che zusammen-stoßen. Je grçßer der Zerteilungsgrad (die zur Reaktionbereite Oberfl�che), desto grçßer ist die Wahrscheinlichkeitf�r Zusammenstçße von Teilchen.

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E Die Reaktionsgeschwindigkeit ist umso grçßer, jegrçßer ...

– ... die Temperatur (Faustformel: RGT-Regel).– ... die Konzentration.– ... der Zerteilungsgrad (bei heterogenen Reaktionen ist die

Oberfl�che entscheidend).

KatalyseBesitzt eine Reaktion eine sehr hohe Aktivierungsenergie, sof�hren bei normalen Temperaturen nur sehr wenige Stçßezu einer Reaktion. Bei vielen Reaktionen ist es allerdingsnicht mçglich, die Temperatur beliebig zu erhçhen, da esdann zu unerw�nschten Nebenreaktionen kommt. Eineh�ufig genutzte Mçglichkeit zur Erhçhung der Ge-schwindigkeit ist die Katalyse, die im Alltag und in derIndustrie von großer Bedeutung ist.

E Katalysatoren

Katalysatoren sind Stoffe, die eine Reaktion beschleunigen, amEnde aus der Reaktion aber wieder unverbraucht hervorgehen.In ihrer Anwesenheit l�uft die Reaktion �ber einen anderenReaktionsweg, bei dem die Aktivierungsenergie niedriger ist.

Die Wirkungsweise eines KatalysatorsIn Anwesenheit eines Katalysators verl�uft eine Reaktion aufeinem anderen Weg (nach einem anderen Mechanismus)als ohne Katalysator. Schematisch soll dies an der folgendenReaktion verdeutlicht werden:A + B! AB

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1

1


Ohne Katalysator entsteht das Produkt AB durch den wirk-samen Zusammenstoß der Edukte A und B. Mit Katalysatorkann der Reaktionsverlauf vçllig abweichen und beispiels-weise nach einem zweistufigen Mechanismus ablaufen:

Ener

gie

Reaktionsverlauf

A + B

AB + KProdukte

[A...B]

[A...K]

[A...K...B]

AB

EA (mit Katalysator)

EA (ohne Katalysator)

AK + BZwischen-produkte

A + B + KEdukte

Dabei kann der Katalysator K mit einem der Edukte (hier z. B.A) eine Zwischenverbindung (AK) bilden, die mit B weiter zudem Produkt AB reagiert. Bei der Bildung des Produktes ausder Zwischenverbindung wird der Katalysator wieder freige-setzt. Der Katalysator ver�ndert also die Gesamtbilanz derReaktion – wie in der Reaktionsgleichung dargestellt – nicht.

A + B�!K AB

Bei der katalysierten Reaktion ist die AktivierungsenergieEA niedriger als in der unkatalysierten Reaktion. Bei gleicherTemperatur sind bei Anwesenheit eines Katalysators mehrerfolgreiche 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 fl�ssig.Beispiele: s�urekatalysierte Veresterung (" S. 120), Enzymeals Biokatalysatoren (" S. 153)

Heterogene Katalysatoren und die Reaktionsmischungliegen in unterschiedlichen Phasen vor, z. B. ein fester Ka-talysator in einer gasfçrmigen oder fl�ssigen Reaktions-mischung.Beispiele: Abgaskatalysator (" S. 176); NH3-Synthese (" S. 182)

1.2 Der Energieumsatz chemischerReaktionen

Bei allen chemischen Reaktionen wird von den Reaktions-partnern Energie aufgenommen oder freigesetzt. Die aufge-nommene oder abgegebene Energie tritt meist als W�rmeauf, kann aber auch in Form von Licht, elektrischer Energieoder mechanischer Energie umgesetzt werden.

Reaktionsenergie und ReaktionsenthalpieJeder Stoff hat in sich Energie in irgendeiner Form ge-speichert, man nennt diese Energie die innere Energie U.F�r die innere Energie eines Stoffes kann kein Absolutwertangegeben werden, allerdings ist die �nderung der innerenEnergie �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.

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Die Reaktionsenergie �UR besteht aus zwei Anteilen:n der Reaktionsenthalpie �HR, die den als W�rme auf-

tretenden Anteil der Reaktionsenergie darstellt, undn der verrichteten Volumenarbeit (�V � p).Damit ergibt sich f�r die Reaktionsenergie:�UR = �HR – p . �V.Bei der Reaktionsenthalpie �HR unterscheidet man:n Reaktionen, bei denen W�rme frei wird, sog. exotherme

Reaktionen.�HR ist dann negativ, also �HR < 0.

n Reaktionen, bei denen W�rme aus der Umgebung zuge-f�hrt werden muss, die sog. endothermen Reaktionen.�HR ist dann positiv, also �HR > 0.

Stan

dard

reak

tions

enth

alpi

e Δ

HR

Elemente = 00

endothermeVerbindungen

exothermeVerbindungen

Bild

ung

Bild

ung

Reaktionsenthalpien sind abh�ngig vom Druck, der Tem-peratur sowie den Aggregatzust�nden der beteiligten Stoffe.Diese m�ssen daher immer in der Reaktionsgleichung an-gegeben werden. Dabei sind die folgenden Abk�rzungen alsIndex �blich: s: fest (solid); l: fl�ssig (liquid); g: gasfçrmig.Achtung: Unterschiedliche Aggregatzust�nde f�hren auchzu unterschiedlichen Reaktionsenthalpien!

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