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Chemie für Bauingenieure Block 1 ETHZ – BAUG – HS2011 CHEMISCHES GLEICHWEWICHT V6 → Hin und Rückreaktionen laufen gleich schnell ab → Zusammensetzung Reaktionsgemisch konstant DYNAMISC H ES G LEIC HGE WI CH T → Bei beliebiger Situation oder Störung kommt es immer wieder zu einem GGW KATA LISA T OR → Beschleunigt Reaktion, ändert Stoff nicht MASSENW IRKU NG SGE SETZ 7. 1 , 7. 6 Gleichgewichtskonstante: ∏ ∏ für → GGW Edukte etwa gleich Produkte Aktivität (Konzentration oder ): Festkörper Wasser, LM Bei Gasen mit Partialdruck ( ) HE T ER OGENE G LEIC HG EW IC HT E → Systeme mit mehr als einer Phase REA KTIONSQU OT IENT 7. 8 → Momentaner Wert von ( ) Reaktionsquotient: ∏ ∏ für Bildung von mehr Produkten Gleichgewicht Bildung von mehr Edukten THERM OD YN AM ISCH ER U R SPRU N G → Tendenz zu GGW, Freie (Reaktion-)Energie minimal GGW bei Somit gilt: BEISPI E L ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) Differenz zwischen freien Reaktionsenergien der reinen Ausgangs und Endprodukte: Konzentrationsabhängigkeit: ( ) PRINZ IP V O N L E CH AT E L IER 7. 2 - 7. 7 Zwang auf System → System minimiert Wirkung des Zwangs DRUC KÄ NDER U NG E N (GAS E) Druckzunahme: GGW dort wo weniger Moleküle sind KO MPONE NTEN HI NZ UF ÜG E N / W E GNEHM E N Edukte hinzufügen: GGW nach rechter Seite TE MPERATURÄ ND ERUNG Temperaturerhöhung: ∘ Exotherme Reaktion → GGW Richtung Edukte ∘ Endotherme Reaktion → GGW Richtung Produkte CHEMISCHE KINETIK 11.X, 12. 5 V10 REA KTIONSG E SCHW IND IG K EIT Reaktionsgeschwindigkeit: → Abhängig von Konzentration REK TI ON 1. ORD NUNG proportional zur Konzentration 08. Februar 2012 S e i t e | 4 Christoph Hager [ ] [ ] [ ] [ ] ⁄ ( ) REAKTI ON 2. ORD NUNG proportional zum Quadrat der Konzentriation [ ] [ ] [ ] ⁄ ( [ ] ) ⁄ [ ] REK TI ONS ORD NU NG GESA MTR EA K TI ON Ordnungen können unterschiedlich sein in einer Reaktion Gesamtreaktion: Summe aller Reaktionordnungen Gesamtordnung Anzahl Stoffe links (Elementarreakt) BESTI MMUNG REA K TIONG ES CHWI NDIG KEI T → Konstanten [ ] müssen Experimentell ermittelt werden Auftragen auf Konzentration-Zeit-Graph ∘ Gerade bei [ ]: 1. Ordnung ∘ Gerade bei [ ]: 2. Ordnung Steigung | | aus Graf lesen, nur Einheitengrösse wichtig [ ] oder [ ]… klein: Reaktion langsam gross: Reaktion schnell Ist Temperaturabhängig! REA KTIONSM ECHANISM EN E LEM T E NTARR EA KTI ONEN → Für Geschwindigkeit betrachte Sequenzen von Elementarreaktionen (Reaktionsgleichung unnütz) Darstellung ohne Angabe Aggregatzustand Keine stöchiometrischen Koeffizienten Der langsamste Teilschritt (benötigt die höchste Energie) bestimmt die Reaktionsgeschwindigkeit GLEICHG EW ICHT [ ][ ] [ ][ ] [ ][ ] [ ][ ] Somit Bezug Thermodynamik Kinetik TEMP ER ATUR E INFLU SS Arrhenius Gesetz: Aktivierungsenergie Arrheniusfaktor → Erhöhung um 10° führt zu 2 bis 4-facher Geschwindigkeit → ( ) umso stärker, je grösser Aktivierungsenergie ist ST OSSTH E OR IE Für Reaktion müssen Teilchen sich treffen und genügend kinetische Energie besitzen um Aktivierungsenergie zu überwinden. AKTI VIER T ER K OM P LE X Wenn zwei Moleküle zusammentreffen führt dies zu einem energiereichen Übergangszustand: Aktiviertem Komplex → ( ) (WK Orinetierung, Zahl Stösse) KATAL ISAOR E N → Erhöhen Reaktionsgeschwindigkeit Katalysator Stoff wird nicht verbraucht Kein Einfluss auf Gleichgewicht Verringert die Aktivierungsenergie durch alternativen Reaktionsweg
Chemie für Bauingenieure Block 1 ETHZ – BAUG – HS2011 SÄURE UND BASE V7 BEGR IFF E 4. 6 - 4. 7 (BRÖNST ED) Säure: Protonendonor / Spender ( vorhanden) Base: Protonenakzeptor / Empfänger Protolyse: Protonenübertragungsreaktion Deprotoniert: Säure hat abgegeben Stark,schwach: Lösung wird vollständig oder teilweise depr. Amphiprotisch: Kann als Säure oder Base wirken (Wasser zB) Mehrwertig: Säuren können mehr als 1 Proton abgeben KONJ UGI ERTES SÄUR E -BAS E NPAAR ⏟ ( ) ⏟ ( ) ⏟ ( ) ⏟ ( ) → Säure wird zu konj. Base und umgekehrt, relative Betrachtung → GGW: LEWIS SÄ UR EN UND BAS EN Levis-Säure: Elektronenpaar Akzeptor Levis-Base: Elektronenpaar Donor → Lewis Definition ist umfassender Lösliche Metalloxide sind starke Basen Viele Nichtmetalloxide sind Lewis-Säuren, die nach Reaktion mit Wasser zu Bronsted-Säuren werden SÄ UR E-BASE-GL E ICHG EW ICHT → Suche in Säure-Base-Reihe, GGW auf Seite schw. Säure STARKE SÄ UR E N → Dissoziieren vollständig, [ ] [ ] [ ] Beispiele: SCHWA CH E SÄ UR E N → Dissoziierungsgrad beachten → Säurekonstante (im GGW) Säurenkonstante (Stärke) Basenkonstante [ ][ ] [ ] Fähigkeit Protonen abgeben → Je kleiner desto Stärker ist Säure → GGW auf Seite mit schwacher Säure pH-Wert Berechnung → pH-Wert [ ][ ] [ ] Mass Protonen aufnehmen ABSCHÄ TZ U NG SÄ UR ESTÄ R K E 8.5 → Schwierig da Wechselwirkung mit Wasser Elektronennegativität: Säurestärke steigt innerhalb der Elemente einer Periode mit H-A (je stärker je grösser von ist) Schwäche der H-A Bindung: Säurestärke steigt innerhalb der Elemente einer Gruppe → Je polarer oder je schwächer H-A Bindung ist, desto stärker MEHRW ERT IG E SÄUR E N 8. 9 können Berechnet werden. Mehr als eine macht nur bei Schwefelsäure Sinn → Beispiele Siehe hinten DEPR OT ON IERU GN SGRAD ( ) ( ) ST ARK E SÄ UR EN /BASEN Starke Säure Starke Base Bromwasserstoffsäure ( ) Hydroxide der Gruppe 1 Iodwasserstoffsäure ( ) Hydroxide der Erdalkalimet: ( ) ( ) ( ) Salzsäure ( ) Oxide der Gruppe 1 & 2 Salpetersäure Chlorsäure Perchlorsäure Schwefelsäure NE UTR ALISAT IO N → Reaktion zwischen Starker Säure und starker Base heisst Neutralisation, dabei entstehen Salze und Wasser PH-WER T 8. 4 , 9. 1 - 9. 4 , 1 2 .2 [ ] [ ] : Sauer : alkalisch [ ] PH-W ER T SCHWA CH E SÄ UR E ( ) → Vorsicht bei anderen Massenverhältnissen PH-W ER T 8. 8 STARKE SÄ UR E Stoff wird vollständig dissoziiert, alles auf Rechte Seite → Ausrechnen wie viel mol aus Ausgangsstoff entsteht → [ ] BSP P UFF ER M hat In dieser Lösung wird 0.356g gegeben 1) 2) [ ] [ ] [ ] 3) Ganzheitliche Betrachtung: [ ] [ ] [ ] ( ) ( ) [ ] → Bei hinzugeben reagiert Säure damit → neue Konz. Und wiederrum Säurekonstante aufstellen. | LÖSUNGSGEICHGEWICHTE V8 PUFFERL Ö SU NG E N 9. 5 ,9. 6 , 12. 3 , 13.1, 13. 2 → Bei Zugabe von st. Säuren/Basen ändert sich pH nur wenig BEISPI E L: ESSIGSÄUR E /AC E TATPUF FER ⏟ ( ) ( ) ( ) ⏟ Zugabe st. Säure → Bildung Essigsäure + Wasser Zugabe st. Base → Bildung Acetat und Protonen 08. Februar 2012 S e i t e | 5 Christoph Hager ( ) PH-W ER T PUFF ER LÖSUNG E N [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] PUFFER K A PAZ IT ÄT → Hohe Kapazität, wenn vorh. Base 10% der Säure ausmacht: [ ] [ ] [ ] [ ] → → Puffer wählen der um gewollten -Wert liegt LÖSL ICH KEIT SPR ODU KT 9. 7 - 7. 10 , 1 2.1, 1 3. 4 Gleichgewichtskonstante von ionischem Feststoff und seinen gelösten Ionen wird Löslichkeitsprodukt genannt [ ] [ ] für ( ) ( ) ( ) Konzentration [ ] in und nicht in → Da Verhältnis Feststoff zu x zu y Bekannt lässt sich als bekannte Löslichkeit des Feststoffes ausdrücken ungesättigt → Salz löst sich gesättigt übersättigt → Ausfällung EIGENI ONENE FFEKT → Löslichkeitserniedrigung eines schwerlöslichen Salzes bei Zugabe eines leichtlöslichen Salzes mit gemeinsamem Ion MOLARE LÖSL ICHK E IT ( ) → Bei welcher Konzentration ein Stoff ausfällt → ( ) BSP ( ) ( ) → Konzentration AUSG EF ÄLLTE SALZ E L Ö SE N M IT SÄUR E → Nach Prinzip von Le Chateilier, bereits gelöste Ionen werden mit Säure „entfernt“ Kalk mit Reinigungsmittel entfernen (Essig) Kalkstein auflösen mit sauerem Regen BILD UNG K OM P LE XI ONE N 10 .1 → Komplexbildung erhöht Löslichkeit einer schwerlöslichen Substanz Vorkommen Komplexe mit Metallionen: Hämoglobin Chlorophyll ( ) REDOXREAKTIONEN V11 BEGR IFF E 12. 7 Oxidation: Elektronen-Abgabe, OZ+1 (RM) Reduktion: Elektronen-Aufnahme, OZ-1 (OM) Oxidationsmittel: OM oxidiert Partner, wird reduziert, nimmt El auf, OZ sinkt Reduktionsmittel: RM reduziert Partner, wird oxidiert, gibt El ab, OZ steigt OXID ATI ONS ZAHL OZ 12 .6 → Zahl wie viele Elektronen aufgenommen werden können Summe aller OZ Ladung Molekül, Elemente: 0 mit NM , 1+2. Gruppe Gruppennummer meistens , sonst siehe Periodensystem AU SGL E ICH EN RED O X -REAKT ION: 13. 2, 13. 3 → Gesucht sind Koeffizienten, siehe Bsp Anhang 1) Ermitteln der Oxidationszahlen 2) Eruieren der Elektronenübertragungen Einzeichnen oder Teilreaktionen formulieren 3) Elektronentransfer ausgleichen mit Faktoren → Koeffizienten vor Produkte schreiben 4) Restliche Koeffizienten bestimmen Kontrolle ob auf beiden Seiten gleiche Anzahl HALBREAKT ION E N → Betrachten der reinen Oxidation oder Reduktion Kann aber nie alleine ablaufen, Elektronen sind nie frei HALB Z ELLE → Repräsentiert Halbreaktion, hab bestimmtes Potenzial Schreibweise : ( )| ( ) STA NDARTPOT E NTIAL ( EMK) → Tendenz zur Elektronen-Aufnahme Positives : Elektronen werden eher aufgenommen Negatives Elektronen werden eher abgegeben SPANNUNGSR EIHE → Siehe AKAD-Tabelle Nach Elsner: Reduktionsschreibweise (gerade anders als Tabelle) Werte sind aber identisch mit Tabelle Geht Reaktion den anderen Weg, ändert Vorzeichen REA KTIONSE NTH ALP IE Anzahl Elektronen, Faradaykonstante ADDITION ST AND ART EL TROD E NP OT ENT IALEN → Aus zwei Werten kann ein dritter berechnet werden. → Berechnung über Siehe Beispiel Anhang ST ABIL IT ÄT OX ID AT ION SZU ST Ä ND E → Vergleiche : Solange positiv kann es Elektronen aufnehmen NER N ST’ SCH E S G ESETZ 13. 3
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