CHEMISCHE REAKTIONEN

Energieumsatz

Reaktionen können exotherm sein – Bsp.:Verbrennung von Kohlenstoff im Ausgangsstoff„steckt„ Energie, welche bei der Verbrennung freiwird, Reaktion läuft von selbst weiteroder endotherm - Elektrolyse von Wasser:Reaktionsprodukte haben mehr Energie, alsAusgangsprodukte, Reaktion stoppt, wennEnergiezufuhr beendet wird

Enthalpie

die bei chem. Reaktionen auftretende Energiewird Enthalpie (H) genannt undin kJ pro Mol angegeben

H = Enthalpie der Produkte –Enthalpie der Ausgangsstoffebei exothermen R: H neg.bei endothermen: H pos.393,5 kJ/Mol wird in Form von Wärme frei!

Nullpunkte der Energieskala

Die Energiemenge (Enthalpie), welche in einemStoff steckt, ist im festen Zustand kleiner, als imgasförmigen (Schmelz-, Verdampfungswärme)Als Nullpunkte der Energieskala wählt man dieElemente in ihrem Standard-Zustand bei:T=25°C und p=1bar und bezieht die Enthalpienaller anderen Stoffe darauf

Beispiel

CO2 ist um 393,5 kJ energieärmerals die AusgangselementeCO2 hat d.h. Enthalpie von -393,5 kJ

H2O hat eine Enthalpie von -286 kJ,denn dieser Energiebetrag musszugeführt werden, um das Null-Niveau der Elemente zu erreichen

Bsp. für Standard-Enthalpien

Tabelle experimentell bestimmt(mit voriger Definition)

damit kann berechnet werden, obeine Reaktion exotherm oderendotherm abläuft

Beispiele

Satz von Hess

Die bei einer Reaktion frei-werdende Energie hängtnur von den Ausgangs-stoffen und den Produktenab, nicht vom Weg derReaktionen und eventuellgebildeten ZwischenproduktenDaher können Bildungsenthalpien ermitteltwerden, die nicht direkt messbar sind

AnwendungenTechnik - Energieinhalt von Brennstoffen(Heizwert) wird in kJ pro kg angegeben:Verbrennung von 1 Mol Kohlenstoff (12g) zu CO2:

393,5 kJ werden freiHeizwert von 1 kg Koks: 393,5 /12.1000 = 32792 kJ

Energieinhalt von Nahrungsmittel (Nährwert) wirdauch in kJ/kg angegebenNahrungsmittel meist nicht rein (u. enthalten Wasser)

Nährwert muss gemessen werden!(Tagesverbrauch Mensch pro Tag: 10000-13000 kJ)

Triebkraft chem. Reaktionen

exotherme Reaktionen (Bsp. Verbrennung)laufen (nach „Zündung“) von selbst ab.Hinweis auf Prinzip der Energieminimierungaber auch endotherme Reaktionenkönnen freiwillig u. spontan ablaufen

Bsp.: Verdunstungs-, Lösungsvorgängebei diesen Vorgängen nimmt Unordnung der

Teilchen zu Maximierung der Unordnung

Die Entropie (S)

S nimmt zu beim Übergang eines Stoffes vomfesten in den flüssigen oder inden gasförmigen Zustand,u. bei Reaktionen, bei denen sichdie Anzahl der Teilchen erhöhtS kann ermittelt werden: ausstatistischen Ableitungen oderberechnet aus kompliziertenMessungen

Entropieänderung

S = Entropie der Produkte – Entropie derAusgangsstoffe

Der Ablauf einer Reaktion wird begünstigt durch:– Abnahme der Enthalpie– Zunahme der Entropie

Gibbs-Energie

Einfluss von jeweils H u. S bei chem. RektionenGibbs- Energie:

G = H – T. Swenn G negativ: eine Reaktion kann freiwillig

ablaufen (bei pos. G muss E zugeführt werden!)spontane chem. Reaktionen erfolgen so, dass die

Gibbs- Energie des Systems abnimmtRichtung des Ablaufs einer Reaktion vorhersagbar!

Temperatureinfluss

T : T. S G in erster Linie von H bestimmtist H neg. (exotherm) G ist auch neg.

(Reaktion kann freiwillig ablaufen)T : T. S G kann nur neg. werden, wenn S

pos. istbei niedrigen T dominiert meist der Einfluss von

H (Streben nach E-Min.), erst bei sehr hohen Twirkt S bestimmend (Streben des Systems nachUnordnung) - T begünstigen Zerfallsreaktionen (Teilchenanz. )

Bsp.1

Bsp.2

Aktivierungsenergieviele an sich „freiwillig“ und exotherm ablaufendenReaktionen benötigen zu ihrem Start einen„zündenden“ Funken

damit es zu einer chem. Reaktion und damit zu einerUmgruppierung der Atome kommt, müssen die Teilchenzusammenstoßen und u.U.ihre Bindung (z.B. aus H22H) gespalten werden

Die zur Bildung reaktionsfähigerTeilchen nötige Energieheißt Aktivierungsenergie

Die Reaktionsgeschwindigkeitchem. Reaktionen können sehr untersch. schnellablaufen Neutralisation einer Säure mit einer Baseerfolgt „sofort“, Rosten von Eisen dauert JahreWährend einer Reaktion nimmt Menge (Konzentration)der Ausgangsstoffe ab, die derProdukte zu

Reaktionsgeschwindigkeit:v = c / tc...Konzentrationsänderung

Änderung von c einesAusgangsstoffes im Verlaufeiner Reaktion

Abhängigkeit von v

Reaktion zwischen 2 Teilchen: wenn sie zusammen-stoßen und ihre E mind. so groß ist, wie Aktiv.-Ev hängt d.h. ab von der Zahl dieser Zusammenstößediese hängen ab von:– Konzentration v = k.c(A).c(B)

– Temperatur– Größe der Berührungsfläche (Teilch. versch. Aggreg.zust.

f-fl, f-g; Bsp.: Holzwolle verbrennt schneller als Würfel)– Katalysator

Katalysatoren

für viele Reaktionen mit hoher Aktiv.energie (diealso hohe T brauchen) gibt es Substanzen(Katalysatoren), die sich mit einem derAusgangsstoffe verbinden undein energetisch günstigeres,reaktionsfähiges Zwischen-produkt (Katalysatorkomlex)bilden

Aktiv.energie, c

Katalysatorreaktionen

reaktionsfähiger Katalysatorkomlex reagiert zumProdukt weiter, wobei Katalysator wieder freigesetzt wirddieser kann nun die nächsten Ausgangsstoffeaktivierenhomogene Katalyse: Katalysator undAusgangsstoffe haben gleichen Aggreg.zust.heterogene Katalyse: - untersch. Aggreg.zust.

Beispiele Katalysatoren

1. Abgaskat. Benzinmotor:Aufgabe ist Umwandlung schädlicher, unverbrannter -in unschädliche StoffeEs erfolgen mehrereReaktionen, welchedurch Platin undPalladium katalysiert werden

2. Enzyme (Eiweismoleküle) sind Katalysatoren beiStoffwechselvorgängen (viele Gifte machen sie unwirksam)

Das chem. Gleichgewicht

bei manchen chem. Reaktionen kommen diesenach einiger Zeit zum Stillstand, obwohl nochunverbrauchte Ausgangsstoffe vorhanden sindDie Konzentration von Ausgangsstoffen undProdukten ändert sich nicht mehr System istim GleichgewichtGrund: durch Zusammenstöße zwischen denMolekülen bildet sich nicht nur Produkt, sondernes können Produkte auch wieder inAusgangsstoffe zerfallen

dynamisches Gleichgewicht

von außen betrachtet: Reaktion ist zumStillstand gekommen, Konzentration der Stoffebleibt unverändertaber im Inneren: Reaktionen laufen weiterhin ab:pro Zeiteinheit werden gleich viele Produkteaus Ausgangsstoffen gebildet, wie Produktein Ausgangsstoffe zerfallen

Hin-, RückreaktionHinreaktion: A + B C + DvHin = kHin.c(A).c(B) sinkt im Laufe der Zeit, dac(A) und c(B) abnehmenumgekehrt steigt die Konzentration der Produkteund damit auch die Zahl der Zus.stöße dieserbeiden Teilchen dabei kann es zu einerRückbildung der Ausg.stoffe kommen:Rückreaktion: C + D A + BvRück = kRück.c(C).c(D) steigt im Laufe der Zeit

Massenwirkungsgesetz

...solange bis vHin = vRück dyn. GleichgewichtkHin. c(A).c(B) = kRück. c(C).c(D

kHin/ kRück= K = c(C).c(D / c(A).c(BK...Gleichgewichtskonstante (nur von T abhängig)

für beliebige Reaktion (aA+bB+cC... dD+eE+fF...):K = c(D)

d.c(E)e.c(F)

f. ... / c(A)a.c(B)

b.c(C)c. ...

...Massenwirkungsgesetz

zurück

Aussage - Massenwirkungsgesetz

Das Massenwirkungsgesetz besagt, dass beieiner bestimmten Temperatur und einembestimmten Druck das Verhältnis derProdukte der Endstoffkonzentrationen zumProdukt der Ausgangsstoffkonzentrationenimmer gleich ist.

Gleichgewichtskonstante KMit K lassen sich Konzentrationsverhältnissein einem Gleichgewicht berechnenK experimentell bestimmbar und gibt an,in welche Richtung die Reaktion abläuft:a) K >>1: Gleichgewicht auf Produktseite

Reaktion läuft fast vollständig abb) K 1: ca. gleich viele Ausgangsstoffe wie

Produktec) K<<1: kaum Reaktionen, Gleichgewicht ist

auf Seite der Ausgangsstoffe

Prinzip des kleinsten Zwanges (P.d.k.Z)

Bei techn. genutzten Gleichgewichtsreaktionen wirdversucht, durch Veränderung von Konzentration,Druck oder Temp. (= äußerer Zwang) möglichst vielProdukt im Gleichgewicht zu erhalten

Wenn man auf eine Gleichgewichtsreaktion einenäußeren Zwang ausübt, dann verschiebt sich dasGleichgewicht so, dass es dem Zwang ausweicht.Jene Reaktion, durch die der Zwang vermindertwird, läuft verstärkt ab.

Konzentrationänderungen

Konezentrationserhöhung eines Ausg.stoffesdas Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung der

Produkte (Erhöhung der Ausbeute)Konz. Erniedrigung eines Endstoffes (durch z.B.Gasentweichung, oder Abdestillation)durch dauernde „Nachproduktion“ werden

Ausg.stoffe verbraucht, Reaktion verläuft vollständigund der andere Endstoff bleibt übrig

Formel

Temp.-, Druckänderungen

Tbei endothermen Reaktionen (E notwendig)Verschiebung auf die Seite der Endprodukte(Ausbeuteerhöhung)bei exothermen: Verringerung

p (nur für Reaktionen mit Gasen wichtig)fördert jene Reaktionen, durch die Druck-verminderung ( Zahl der Gasmoleküle) entritt

Bsp. Ammoniak

N2 + 3H2 2 NH3 H= -91,2kJ (exotherm)bei ZiT Gleichgewicht liegt zwar fast vollständig aufSeite von Ammoniakwegen hoher Aktiv.E (Dreifachbindung imStickstoffmolekül, keine Polarität – d.h.reaktionsträge) aber extrem kleine Reakt.geschw.zur Erhöhung dieser T führt aber nach demP.d.k.Z. auch zu Begünstig. der endothermen Rd.h. ungeeignet!

Druckänderung

Alle beteiligten Stoffe sind GaseBei der Hinreaktion entstehen aus 4 Mol Gas:2 Mol N2(1 Volumen) + 3H2(3V) 2 NH3(2V)d.h. die Zahl der Teilchen und damit der Druck im Systemwird durch die Hinreaktion vermindertP.d.k.Z.: System wird bei äußererp diesen äußeren Zwang so zuverringern versuchen, dass es mehrEndprodukte bildet, welche ja einkleineres V benötigen (Zwangsverminderung)

Grundlegende anorganische Reaktionen

Redox-Vorgänge (Oxidations- undReduktionsreaktionen)

Säuren, Basen und Salze

Redox-VorgängeOxidation

Verbrennungsvorgänge spielten in der Chemie schonfrüh eine wichtige RolleLavoisier erkannte: bei Verbrennung sind die Produkteschwerer als der BrennstoffGrund: Sauerstoffzunahme bei Verbrennungaus Begriff Sauerstoff (Oxygenium) Oxidation=Reaktion eines Elementes mit OEndprodukt = Oxid des jeweiligen ElementsBsp.: C + O2 CO2 Atombindg., C gibt 2e- ab2 Mg + O2 2 MgO Ionenbindg., Mg gibt je 2e- ab

Oxidationes gibt aber auch Reaktionen, dieVerbrennungen ähnlich sind, aberohne O ablaufenBsp.: Mg + Cl2 MgCl2

(Feuererscheinung) Magnesiumchlorid

allgem. Definition:Oxidation: jede Reaktion mit Sauerstoff bzw.

bei der e- abgegeben werden

ReduktionWird einem Oxid Sauerstoff entzogen, wird dessenElement in seinen elementaren Zustandzurückgeführt (lat. reducere= zurückführen).Bsp.: Cu²+O²- + H2 Cu + H2O

O wird frei und verbindet sich mit H2 zu WasserKupferoxid wird mit H2 reduziert zu Kupfer

Dabei findet auch eine e- Aufnahme stattD.h.- allgemein definiert:Reduktion: Abtrennung von Sauerstoff aus einer

Verbindung bzw. Aufnahme von e-

Redoxreaktion

Jede Oxidation ist mit einer Reduktionverbunden (und umgek.). Die e-, die einAtom abgibt, müssen von einem anderenaufgenommen werden

gesamter Vorgang wird als Redoxreaktion(= Elektronenverschiebung) bezeichnet

Redox-Mittel

stark EN Elemente wie Sauerstoff und die Halogene(Elemente der 7. HG) nehmen „gerne“ e- auf. Sie sinddeshalb gute OxidationsmittelElemente mit wenigen Ve- und geringer EN wie dieAlkali- und Erdalkalimetalle, sowie H und C sind guteReduktionsmittel, sie geben e- „gerne“ ab.Oxidationsmittel sind Substanzen, die e- aufnehmen;sie oxidieren andere Stoffe, wobei sie selbst reduziertwerden. Und umgekehrt!

Bsp. Redoxreaktion

Oxidation: 2 Mg + O2 2 MgOMagnesium wird mit Hilfe desOxidationsmittels O2 zu MagnesiumoxidoxidiertDabei gibt Mg je 2e- an O ab, es wird wiegesagt oxidiert, O nimmt diese 2 e- auf undwird reduziert.

Die Oxidationszahlen

sie sind ein Hilfsmittel bei der Untersuchungchem. Reaktionensie geben an, welche Ladung die Atome einerVerbindung durch Aufnahme oder Abgabe vone- habenBsp.:

Na hat in dieser Verbindung die Oxid.zahl +1,Cl die Ox.z. -1

Oxidationszahlen bei Atombindg.Bsp.: HCl

Cl hat größere EN, zieht (verschiebt) das e- an sich, es hatdeshalb eine neg. Partialladung (H eine pos.)Ox.z.: man tut so, als würde das Atom mit der größeren EN,das e- vollständig an sich ziehen (ionisieren) H hat Ox.z.+1, Cl hat Ox.z. -1Unterscheidung von Ox.z. zu Ladg.zahl von Ionen: Ox.z.werden oft in römischen Ziffern über Elementensymbolgeschrieben, oder wie oben (Vorzeichen VOR Zahl)

Na2+ ...Ladg.zahl, Na +2...Ox.z. oder Na +II

Regeln für Oxidationszahlen

Die Ox.z. eines Atoms im freien Element = 0Die Ox.z. eines einatomigen Ions ist gleich seiner el. Ladung.Bsp: Al2O3 (Aluminiumoxid) besteht aus:Al³+ und O²- Ionen.Ox.z.: Al2: +3, O3: -2Ox.z. bezieht sich immer auf ein einzelnes Atombei polaren Atombindungen wird dem stärker EN Elementdas bindende e- Paar zur Gänze zugeordnetBsp.: H2O H2: +1, O:-2Die Summe aller Ox.z. in einer Verbindung ist stets 0.

?

Ox.z. einiger Elemente

Oxidationsstufen

Ox.z. & Periodensystem

Ox.z. & Nebengruppenelemente

Säuren-Base-ReaktionenLavoisier: Säuren bestimmte Oxide in Wassergelöst reagieren „sauer“ d.h. der Name Sauerstoff

Bedeutung H2 für Säuren

verschiedene Definitionen

Hydroxide

Formelschreibweise von Säurenbei anorg. Säuren wird H immer zuerst geschriebenerkennbar: H2SO4 ist eine Säure, CH4 nichtIn Wasser gelöst zerfallen Säuremoleküle stufenweise inihre Bestandteile, die Ionen.

dabei immer gleiches Prinzip: Die Wasserstoffatomeder Formel bilden H+-Ionen, die restlichen Atome bildendas Säurerest-Ion.

organische Säuren

wichtige Säuren und ihre Salze

Basen

Wort kommt daher, dass „seifig“ schmeckendeSubstanzen die Wirkung von Säuren aufhebenkonnten Alkalienbeim Zusammengießen von Säuren und Alkalienerhält man Salze, d.h. bezeichnete man die inden alkalischen Lösungen (Laugen) enthaltenenSubstanzen als Basen (Grundlage - für dieHerstellung eines Salzes)

Hydroxide

Definitionen

wichtige Hydroxide

saure LösungBsp. HCl in Wasser = Salzsäure: leitet StromHCl ohne Wasser: leitet Strom nichtSalzsäure muss aus Ionenbestehen!HCl ist eine stark polare ABReaktion beim Auflösen:

Hydronium-Ion

O von H2O ist stark EN und kann mit seinen freienBindungs-e- das H-Proton aufnehemenProtolyse: Reaktionen mit H+-Ionen Abspaltungendadurch entsteht ein Hydronium-Ion H3O+

Das Bindungs-e- von H bleibt bei Cl, diese wirddadurch neg. gel. (Cl- = Säurerest der Salzsäure)Das HCl-Molekül wurde gespalten, es ist dissoziiert

Ionen sind Ursache der Stromleitung

basische LösungBsp. Ammoniak (NH3) in Wasser (Salmiakgeist =basische Lösung = Lauge)wieder entsteht stromleitende Flüssigkeit

wieder Ionen- bildende Reaktiondie Lösung wirkt alkalisch (=basisch),was auf OH-- Ionen hinweistH H

heutige Definitionen

Beisiele für Säure-Base-Paare

Stärke von Säuren und Basen

Ampholyte

grich. amphi = beiderseits

Hinweis

Neutralisationbei Mischung gleicher Mengen einer Säure und einer Baseerfolgt eine exotherme Reaktion, Säure und Base heben sich inihrer Wirkung auf, die entstehende Lösung ist neutralBsp.: Salzsäure + NatronlaugeH3O+ + Cl- + Na+ + OH- 2H2O + Na+ + Cl-

Erwärmung, Wasser und KochsalzSäure-Base-Reaktion: die Säurerest-Ionen und Metall-Ionen

sind an Reaktion nicht beteiligt, nach Verdampfen des Wassersbildet sich ein Ionengitter. Neutralisation ist also die Reaktion:H3O++ OH- 2H2O (H3O+... Säure, OH-...Base)

Definition

Neutralisation ist eine Säure-Base-Reaktionbei der Hydronium-Ionen mit Hydroxid-Ionenunter Bildung von Wasser reagieren. DieSäurerest-Ionen und die Metall-Ionen bildenein Salz.

Säure + Base Salz + Wasser

stufenweise Neutralisation

Lösungen mehrprotoniger Säuren (z.B.Schwefelsäure H2SO4) enthalten verschiedeneSäurerest-Ionen.

das entstehende Salz hängt von der zugegebenenmenge der Base ab

Beispiel

Salzlösungen unterschiedlicherph-Werte

ph-Wert... Maßzahl für den sauren oderbasischen Charakter einer Lösung

Ionengleichgewicht im Wasser –der ph-Wer

Leitfähigkeit in mehrmals destillierten Wasser istNICHT 0!es müssen also auch in reinem Wasser Ionenvorhanden sein, die von denWassermolekülen selbst stammendie Gleichgewichtskonstante K für dieseReaktion lautet

Konzentration der IonenKonzentration der Anionen (OH-) und Kationen (H3O+)in reinem Wasser ist gleich großsie beträgt (Berechnungen aus Messungen der Leitfähigkeit)je 10-7 mol/lda nur ein sehr kleiner Teil der Wassermoleküle zerfällt,kann die H2O-Konzentration als konst. angesehenwerden (neue Konst. KW)

K... Ionenprodukt des Wassers = Gleichgewichtskonst.

KW in untersch. Lösungen

Def. ph-Wert

Temp.abhängigkeit von KW

die pH-Skala

pH-Wert istnur fürverdünnteLösungenin Wasserdefiniert!