Vorlesung Allgemeine Chemie: Kinetik I, Chemisches Gleichgewicht und Säure-Base-Gleichgewichte

InhalteInhalte

Reaktionsgeschwindigkeit, Faktoren, die diese beeinflussen, Geschwindigkeits-gesetz, Reaktionsordnung, Molekularität von Elementarschritten und Brutto-gleichung, Begriff Reaktionsmechanismus und geschwindigkeits-bestimmender Schritt, Landolt-Zeit-Reaktion als komplexe Redoxreaktion

Chemische Gleichgewichte als dynamische Gleichgewichte Ableitung desChemische Gleichgewichte als dynamische Gleichgewichte, Ableitung des Massenwirkungsgesetzes mit Hilfe der Geschwindigkeitsgesetze von Hin- und Rückreaktion, Formulierung von Massenwirkungsgesetzen, Kc und Kp, Nutzen der Gleichgewichtskonstante K als thermodynamischer Größe, Reaktionsrichtung, Vergleich mit Reaktionsquotient, Steuerung der Gleichgewichtslage, Prinzip von Le Chatelier

Konjugierte Säure/Base-Paare nach Bronsted und Lowry, Autoprotolyse, Stärke von Säuren und Basen pH pOH pKW pKS und pKB Berechnung des pH Wertes einerSäuren und Basen, pH, pOH, pKW, pKS und pKB, Berechnung des pH-Wertes einer Lösung, Näherung starke Säure, Näherung schwache Säure, Protolysegrad, Wirkungsweise von Indikatoren, Titrationen, starke Säure/starke Base, schwache Säure/starke Base, mehrbasige Säuren, spezielle Punkte einer Titration (HäggscheDiagramme), Puffersysteme, Pufferbereich, Pufferkapazität

Die folgenden Folien haben in der Vorlesung zur Veranschaulichung g g gausgewählter Fakten gedient, sie stellen keine umfassende

Darstellung der betreffenden Themen dar.

Vorlesung Allgemeine Chemie: Chemisches Gleichgewicht

Wiedereinstellung eines GleichgewichtesWiedereinstellung eines Gleichgewichtes

N2 + 3 H2 2 NH3 H° = –46.2 kJ/mol

Vorlesung Allgemeine Chemie: Chemisches Gleichgewicht

Technische Ammoniak-Synthese

Vorlesung Allgemeine Chemie: Chemisches Gleichgewicht

Temperaturabhängigkeit eines Gleichgewichtes

½ O2 + ½ N2 NO H° = 90.4 kJ/mol

Temperaturabhängigkeit eines Gleichgewichtes

2 2

Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

Hydratation des Hydroniumions

Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

Vorlesung Allgemeine Chemie: Chemisches Gleichgewicht

Amine und Aminhydrochlorideund Aminhydrochlorideals Drogen:

Chinin, Codein, , ,Koffein, Amphetamin

+

HH

+

+

XylomethazolinXylomethazolin-Hydrchlorid

KokainKokain-Hydochlorid

Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

logarithmische Diagramme

00 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

pH-Wert

logarithmische Diagramme nach Hägg

-2

-1

0HAc Ac-

-5

-4

-3

OH-H+

8

-7

-6

5

lg c

-10

-9

-8

-13

-12

-11

-14

13

Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

Konstruktion der Titrationskurve

14

Konstruktion der Titrationskurveschwache Säure + starke Base

14

11

12

13

12

9

10

11

10

pH

OH-

Äquivalenzpunkt

6

7

8

6

8 HAc

4

5

4

H+

Start

Halbäquivalenzpunkt Plateau-Bereich

1

2

3

2Ac-

Start

00,0 0,2 0,4 0,6 0,8 1,0 1,2 1,4 1,6 1,8 2,0

0-8 -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0

lg c

Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

Konstruktion der Titrationskurve

14 14

Konstruktion der Titrationskurvestarke Säure + starke Base

11

12

13

11

12

13

OH-

9

10

11

9

10

11OH

6

7

8

pH

6

7

8

Äquivalenzpunkt

3

4

5

3

4

5

H+

1

2

3

1

2

3H

Start

0-8 -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0

lg c

00,00 0,50 1,00 1,50 2,00 2,50

Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

Titration mehrbasiger Säuren: H3PO4

Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

Phenolphtalein als Indikator mit komplexem Elementarverhaltenp p

Deprotonierung von Phenolresten (schwache Säure)

lplus

FolgereaktionHOOH

-OOH

- 2 H+

U hl

OO-

O

farblos im N t lb i h

UmschlagpH 8 bis 10O O

farblos im Neutralbereich rosa im basischen

Bereich

Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

HOOH

-OO-OH O

- 3 H+

H2O

OO-

OH

O O- 2 H+

langsame-OO-

-O+ OH-

langsame Entfärbungab pH = 12

O

O

O

O

O-

O

Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

Vorlesung Allgemeine Chemie: Gleichgewichte und Elektrochemie

Inhalte

Löslichkeitsprodukt, Sättigungskonzentration, Kopplung von Gleichgewichten, Bruttokonstanten, Sulfidfällungen verschiedener Metallionen mit H2S (pKs + pKL),

Redox-Gleichgewichte: elektrochemisches Potenzial, galvanische Zellen, Zellspannung, Standard-Wasserstoffelektrode, elektrochemische Spannungsreihe, Nernstsche Gleichung, Stärke von Reduktionsmitteln und Oxidationsmitteln, Daniellelement, Einfluss des Konzentrationsterms der Nernstschen Gleichung, K i ll B h d Gl i h i h k H bhä iKonzentrationszellen, Berechnung der Gleichgewichtskonstante, pH-abhängige Elektroden (Dichromat + Iodid)

T El kt d B tt i P i ä l t S k dä l t Bl i kk l tTypen von Elektroden, Batterien: Primärelemente, Sekundärelemente, Bleiakkumulator, Alkalibatterie, Nickel/Metallhydrid-Batterie, Lithiumionenakku, Elektroden unter Stromfluss: Strom-Spannungskurven, Überspannung, Zersetzungsspannung, Zusammenhang Ladung/Anode/Kathode in Batterie und Elektrolyse ElektrolyseZusammenhang Ladung/Anode/Kathode in Batterie und Elektrolyse, Elektrolyse, Faraday-Gesetz, Opferelektroden

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Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

Die Erfindung der Batterie: die Voltasche Säule

Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Graf von Volta1800

flüssigkeits-getränkte Fil lFilzlappen

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

Batterieleistung: Produkt aus Strom und Spannungmöglichst hoher Strom,

Batteriespannung: 6 Unterzellen in Reihenschaltung: 6 mal 2 V ~ 12 V

ög c s o e S o ,große Elektrodenoberflächemehrere Platten parallelgeschaltet

gegen Kurzschluss,durchgängig für den Elektrolyten

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

Alkalibatterie

Zinkpulver/KOHZinkpulver/KOHSeparatormembran

-

Braunstein-pastep

+

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

Nickel-Metallhydrid-Akkumulator

Nickel-Metall-Legierung SeparatorLegierung

NickeloxidpasteSeparator

elektrolytgetränkt

+-

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

Lithium-Ionen-Akku

Graphitschichtenmit eingelagertem Li+

Metalloxidmit eingelagertem

Li+

geladen entladen

„Struktur-Li+“„Struktur Li

„Wander-Li+“

SEI

Zellreaktion

LiCn + 2 Li0,5CoO2 Cn + 2 LiCoO2

Entladen

Laden SEILaden

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

hohe Spannunghohe SpannungE° (Li, CoIII/IV) ~ 3.7 V

hohe Energiedichte260 W h L 1260 W·h·L–1

Leitsalz (LiPF6) in aprotischem

organische LMorganische LM

O

SEI: O OSolid

Elektrolyte Interface

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

Kupferraffination als Beispiel einer Elektrolyse

E = 0.4 V

Michael Faraday(1791 – 1867)

„Ladung aus der

Steckdose“

I t

Steckdose

I · tz · n

= const = F = NA · e

„chemisch gebundene

Ladung“

F = 96485 C / mol

Ladung“

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

Galvanisieren als Form der Elektrolyse

Versilbern von Besteck

E°(Ni,Ni2+) = – 0.28 VE°(Fe Fe2+) = 0 44 VE (Fe,Fe2 ) = – 0.44 V

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

Begriff Lokalelement: Berührung zweier Metalle mit Flüssigkeit als Elektrolyt

Nutzung als Opferanodeg p

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

Begriff LokalelementNutzung als Opferanode