Anorganische Chemiefür Biologen
Dr. Nadja Giesbrecht
AK Prof. Dr. Thomas BeinRaum: E3.005Tel: 089/[email protected]
Inhalte
• Stöchiometrie – chemisches Rechnen
• Chemisches Gleichgewicht – Massenwirkungsgesetz
• Säure-Base-Theorie
• Komplexchemie
• Redox-Theorie
• Löslichkeitsgleichgewichte
• Anionen-Kationen-Nachweise
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Arten chemischer Bindung
Die entscheidende Größe für den Charakter einer chemischenBindung ist die Elektronegativität EN, der Bindungspartner. Siegibt das Bestreben eines Atoms an, Bindungselektronen an sichzu ziehen.
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Arten chemischer Bindung
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Hohe EN beiderBindungspartnerà kovalente Bindung
Große EN-Differenz (> 1,7)à ionische Bindung
Nierige EN
à metallische Bindung
+ -
+ +
+e-
+
e-e-
e-
Triebkraft für Bindungsbildung:Erreichen der Edelgaskonfiguration
Ionische Bindung
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Typisch für feste Salze:- Meist hoher Schmelz- und Siedepunkt- Löslich in polaren Lösungsmitteln (Wasser)- In organischen Lösungsmitteln meist wenig löslich- Bilden Kristallgitter- Spröde
Metallische Bindung
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Atome geben ihre Valenzelektronen ab. Die positivenAtomrümpfe sind umgeben vom sog. Elektronengas aus freibeweglichen Elektronen:- Elektrische und Wärmeleitfähigkeit- Metallischer Glanz- Duktilität
Kovalente Bindung
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Zwei Atome mit hoher EN teilen Valenzelektronen um Edelgaskonfiguration (Oktett) zu erreichen.
Cl Cl Cl Cl
Atome mit Edelgaskonfiguration haben 8 Valenzelektronen (4 Elektronenpaare). Ausnahme ist der Wasserstoff mitHeliumkonfiguration, d.h. 2 Valenzelektronen. Dies lässt sichdurch Lewis-Strukturformeln darstellen.
nicht-bindendes E-Paar
bindende E-Paare, hier Doppelbindung
Lewis-Strukturen
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Essigsäure
Schwefelsäure Salpetersäure
Wasser Kohlenstoffdioxid
Ozon
VSEPR-Modell
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Valenzschalenelektronenpaarabstoßung: Vorhersage der räumlichen Molekülstruktur.1. Was ist das Zentralatom?2. Wieviele Bindungspartner hat es? Freie E-Paare mitzählen.3. Grundstruktur:
linear trigonal-planar tetraedrisch trigonal-bipyramidal oktaedrisch
4. Elektronenpaare verteilen. Freie Paare und Doppelbindungenbrauchen mehr Raum als Einfachbindungen.
Beispiele für wichtige Redoxprozesse
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Elektrolyse Batterie
Korrosion Analogfotografie
Photosynthese Zellatmung
Was sind Redoxprozesse?
Alle RedOx-Prozesse beinhalten die Reduktion eines Stoffesgekoppelt mit der Oxidation eines Stoffes.Reduktion: Ein Stoff nimmt Elektronen auf.z.B: 2 H+ + 2 e-àH2
Oxidation: Ein Stoff gibt Elektronen ab.z.B: 2 Cl- à Cl2 + 2 e-
Somit ist eine Redoxreaktion eine Elektronenübertragung von einem Elektronendonator (Reduktionsmittel) auf einenElektronenakzeptor (Oxidationsmittel).z.B: 2 HCl à H2 + Cl2
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Beschreibung von Redoxprozessen
Die Oxidationszahl (OZ) gibt die formale Abweichung der Elektronenzahl eines Atoms vom Neutralzustand an. Jedes Atom, das an einer Reaktion beteiligt ist, hat eine entsprechende OZ.Regeln: • In Elementen ist die OZ immer 0.• Metalle haben in Verbindungen positive OZ.• Sauerstoff hat in Verbindungen die OZ -2 (-1 in Peroxiden).• Halogene in Verbindungen haben OZ -1 (außer bei O-Hal).• Wasserstoff in Verbindungen hat die OZ +1 (-1 in Hydriden).• Die Summe der OZ aller Atome in einem Molekülion ist gleich
der Ladung des Ions.• Bei anderen Bindungen wird das Elektron zum
elektronegativeren Bindungspartner gezählt
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Ermittlung der Oxidationszahl
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Ermittlung der Oxidationszahl
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NaCl
+1 +1-2
0 0 +1 -2
+1 -2-2
-2
+6
+1 +1-2
+1 -1+1
-1 -1+1
Ermittlung der Oxidationszahl
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Name Lewis Struktur Oxidationsstufe (Chlor)
Chlorwasserstoff Linear -1
Chlorgas Linear 0
Hypochlorige Säure Gewinkelt +1
Chlorige Säure Gewinkelt +3
Chlorsäure Pseudo-Tetraeder +5
Perchlorsäure Tetraeder +7
Änderung der OZ bei Redoxprozessen
Aus der Definition von Oxidation, Reduktion und Oxidationszahlergibt sich: Bei Oxidationen steigt die OZ des jeweiligen Atoms, bei Reduktionen sinkt sie.
Sonderfälle: • In Oxidations-und Reduktionsmittel liegt das gleiche Atom mit
gleicher OZ vor: Disproportionierung, z.B: 3 OCl- à 2 Cl- + ClO3
-
• Oxidations-und Reduktionsmittel reagieren zu Produkten, in denen das gleiche Atom mit gleicher OZ vorliegt: Komproportionierung, z.B:
2 H2SO4 + 6 H2S à S8 + 4 H2O
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Aufstellen von Redoxreaktionsgleichungen
1. Aufstellen der bekannten Edukte und Produkte als vorläufigeReaktionsgleichung. Bestimmung der OZ. Indentifizieren von Oxidation und Reduktion.
2. Aufstellen der Oxidations- und Reduktionsteilgleichungenunter Berücksichtigung der Elektronen.
3. Ladungsausgleich durch Oxonium- (im Sauren) oderHydroxidionen (im Alkalischen).
4. Stoffausgleich durch Wasser.5. Multiplizieren, sodass Oxidation und Reduktionen gleich
viele Elektronen beinhalten.6. Addieren der Teilgleichungen zu Gesamtgleichung und
Streichen überflüssiger Edukte und Produkte.
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Redoxgleichungen ausgleichen
Im saurem Milieu:
H+: H+ + H2O H3O+
O2-: O2- + 2 H3O+ 3 H2O
Im basischem Milieu:
H+: H+ + OH- H2OO2-: O2- + H2O 2 OH-
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Übung
Bei der Reaktion von Kaliumpermanganat (KMnO4) mit Wasser-stoffperoxid (H2O2) im alkalischen Medium wird Sauerstoff und Braunstein (MnO2) gebildet. Indentifizieren Sie Oxidations- und Reduktionsmittel und stellen Sie die stöchometrisch korrektenTeilgleichungen und die Gesamtgleichung auf.
1. “KMnO4 + H2O2 à O2 + MnO2” àKMnO4 ist Oxidations-, H2O2 Reduktionsmittel
2. Ox: “H2O2 à O2 + 2 e-” Red: “KMnO4 + 3 e- à K+ + MnO2”
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+1 +7 -2 +1 -1 0 +4 -2
Übung
3. Ox: “H2O2 + 2 OH- à O2 + 2 e-”Red: “KMnO4 + 3 e- à K+ + MnO2 + 4 OH-”
4. Ox: H2O2 + 2 OH- à O2 + 2 e- + 2 H2ORed: KMnO4 + 3 e- + 2 H2O à K+ + MnO2 + 4 OH-
5. 3 x Ox + 2 x Red:3 H2O2 + 6 OH- + 2 KMnO4 + 6 e- + 4 H2O à 3 O2 + 6 e- + 6 H2O + 2 K+ + 2 MnO2 + 8 OH-
6. Vereinfachen:3 H2O2 + 2 KMnO4 à 3 O2 + 2 H2O + 2 K+ + 2 MnO2 + 2 OH-
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Parallelen zwischen Säure/Base und Redox
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Elektrochemie
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Luigi Galvani (1780):Tierische Elektrizität
Alessandro Volta (1799):Metallische Elektrizität
Voltasche Säule: erste Batterie
Redoxreaktionen und Elektrochemie
Elektrischer Strom: Gerichtete Bewegung geladener Teilchen(Elektronen oder Ionen)
Da bei Redoxreaktionen Elektronen übertragen werden, ent-spricht dies einem elektrischen Strom. Demzufolge kann man aus Redoxreaktionen Strom gewinnen (Entladen einer Batterie) und mit Strom Redoxreaktionen antreiben (Laden einer Batterie, Elektrolyse)
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Redoxreihe der Metalle
Metalle bilden durch Elektronenabgabe Kationen (positiv). Je unedler ein Metall ist, desto größer ist sein Bestreben als Kationvorzuliegen. Man kann eine Redoxreihe aufstellen.
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Verdrängungsreaktionen
Auf unedlen Metallen scheidet sich aus ionischen Lösungeneines edleren Metalls dieses edlere Metall ab. Das unedle Metallgeht dabei in Lösung, z. B: 2 Ag+ + Cu à Cu2+ + 2 Ag
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Cu2+
Fe AgCu
Ag+
Elektrolyte
Elektrolyte sind sind Medien (typ. flüssig), in denen geladene freibewegliche Teilchen vorliegen. Beim Anlegen einer Spannungleiten sie den elektrischen Strom durch gerichtete Bewegunggeladener Teilchen.
Echte Elektrolyte: Aus Ionen aufgebaute Substanzen (z.B. NaCl). In Lösung und als Schmelze sind die Ionen frei beweglich.
Potentielle Elektrolyte: Molekulare Substanzen, die erst beiReaktion mit Wasser in bewegliche Ionen dissoziieren.
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Galvanische Zellen
Werden Oxidation und Reduktion räumlich voneinandergetrennt und die Elektronen über einen Stromkreis geleitet, spricht man von einer galvanischen Zelle:
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Daniell-Element:
Ox: Zn à Zn2+ + 2 e- (Anode)Red: Cu2+ +2 e- à Cu (Kathode)
Gesamt: Zn + Cu2+ à Zn2+ + Cu
Spannung: 1,1 V
Standard-Wasserstoffhalbzelle
In der Elektrochemie werden Elektrodenpotentiale relativ zurStandard-Wasserstoffhalbzelle (SHE) angegeben. Deren Potential wird als 0,0 V definiert:
Aufbau: Platinnetz umspült von Wasserstoff (H2)p = 1013 hPa, T = 25°C, c(H3O+) = 1 mol/L
H2 (g) + 2 H2O (l) 2 H3O+ (aq) + 2 e-
E0 (H2/2 H+) = 0,0 V (E0 = Standardpotential)
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Elektrochemische Spannungsreihe
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Oxi
datio
nsve
rmög
en st
eigt
Reduktionsvermögen
steigt
Elektromotorische Kraft
Die Differenz der Potentiale zweier Halbzellen ist die elektromotorische Kraft (EMK):
EMK = 𝐸 Kathode − 𝐸(Anode)
Galvanische Zelle, EMK > 0: Die Reaktion läuft spontan ab und kann zur Stromgewinnnung genutzt werden (z.B: Entladen einerBatterie)
Elektrolysezelle, EMK < 0: Die Reaktion läuft nicht spontan ab. Um sie anzutreiben muss Strom zugeführt werden (z.B: Laden einer Batterie, Elektrolyse)
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Beispiel: Korrosion
Eisen in Gegenwart von Sauerstoff und Wasser spontan oxidiert:O2 + 4 H+ 4 e- 2 H2O E0 = 1,23 V
Fe Fe2+ E0 = -0,44 V
EMK = 1,23 V − −0,44 V = 1,67 V
Rostschutz: Kontakt zwischenEisen und Wasser verhindern:VerzinkenAnstriche
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reagiert weiterzu FeOOH (Rost)
Übung
Poliertes Silber läuft an Luft in Gegenwart von Spuren an Schwe-felwasserstoff (H2S) langsam mit einen Überzug von Ag2S an.
4 Ag + 2 H2S + O2 2 Ag2S + 2 H2OStellen Sie die Oxidations- und Reduktionsgleichung auf und berechnen Sie die EMK.
Ox: Ag Ag+ + e- E0 = 0,80 VRed: O2 + 4 H+ + 4 e- 2 H2O E0 = 1,23 V
EMK = 1,23 V − 0,80 V = 0,43 V
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Einflüsse auf das Halbzellpotential
Die Temperatur und die Konzentrationen von Oxidations- und Reduktionsmittel beeinflussen das Potential einer Halbzelle:
𝐸 = 𝐸; +𝑅 𝑇𝐹 𝑧 × ln
𝑐 Ox F
𝑐 Red H
Nernst-Gleichungbei 25°C:
𝐸 = 𝐸; +0,059 V
𝑧× logL;
𝑐 Ox F
𝑐 Red H
R: universelle Gaskonstante (8.3145 J/(mol K))T: Temperatur in KelvinF: Faraday-Konstante (96485 As/mol)z: Anzahl der übertragenen Elektronena, b: Stöchiometrische Koeffizienten
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Übung
Berechnen sie das Potential einer Kupfer-Halbzelle: Ein Kupferstab taucht in eine 0,1 M CuSO4-Lösung. Die Temperatur beträgt 25°C (298 K). Hinweis: Für Feststoffe wird die Konzentration 1 M angenommen.Cu2+ + 2 e- à Cu E0 = +0,337 V
𝐸 = 𝐸; +0,059 V
𝑧× logL;
𝑐 Ox L
𝑐 Red L
𝐸 = 0,337 V +0,059 V
2 × logL;0,1 M1 M
= 0,337 V +0,059 V
2× −1 = 0,308 V
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Stoffmengen in der Elektrochemie
Die Anzahl der in einer elektrochemischen Reaktion übertragenen Elektronen, d.h. die Ladungsmenge ist direkt proportional zur umgesetzten Stoffmenge:
𝐼 𝑡 = 𝑄 = 𝑛 𝐹 𝑧Faradaysches Gesetz
I: Stromstärke in Ampere (A)t: Zeit in Sekunden (s)Q: Ladungsmenge in Amperesekunden (As)F: Faraday-Konstante (=NA * e)
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Michael Faraday
Übung
Bei der Elektrolyse einer Natriumchloridlösung entwickelt sich an der Anode Chlorgas (Cl2). Stellen Sie die entsprechende Teil-gleichung auf. Welche Masse an Chlorgas wird gebildet, wenn ein Strom von 1 A für 10 Minuten fließt?
Ox: 2 Cl- à Cl2 + 2 e-
𝐼 𝑡 = 𝑄 = 𝑛 𝐹 𝑧
𝑛 ClR =𝐼 𝑡𝐹 𝑧
=1 A ×600 s
96485 Asmol ×2
= 3,1 mmol
𝑀 ClR = 2×35,5gmol
𝑚 ClR = 𝑛 ClR 𝑀 ClR = 3,1 mmol ×2×35,5gmol = 0,22 g
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Übung
Die Anode einer Zink-Kohle-Batterie ist ein Zinkbecher, der beim Entladen oxidiert wird. Wie lange kann eine Batterie, die 10 g Zink enthält, einen Strom von 1 A maximal liefern?Ox: Zn à Zn2+ + 2 e-
𝑀 Zn = 65,4gmol
𝑛 Zn =𝑚(Zn)𝑀(Zn)
=10 g
65,4 gmol
= 0,153 mol
𝐼 𝑡 = 𝑄 = 𝑛 𝐹 𝑧
𝑡 =𝑛(Zn) 𝐹 𝑧
𝐼=0,153 mol ×96485 As
mol ×21 A
= 29524 s == 8,2 h
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Übung
Betrachten Sie eine galvanische Zelle aus zwei Fe/Fe2+-Halb-zellen bei 25°C. Die Eisenkonzentration in der Elektrolytlösung sei in einer Zelle 0,05 M, in der anderen 2 M. Berechnen Sie die Potentiale der Halbzellen und die EMK der Gesamtzelle.Fe Fe2+ + 2 e-
𝐸 = 𝐸; +0,059 V
𝑧× logL;
𝑐 Ox F
𝑐 Red H
HZ1: c(Ox) = 0,05 M, E = -0,48 VHZ2: c(Ox) = 2 M, E = -0,43 VGalvanische Zelle: EMK muss > 0 sein à HZ1 ist die AnodeEMK = E(HZ2) – E(HZ1) = 0,05 V
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Technische Anwendungen: Bleiakku
Aufbau: 2 Bleielektroden in verdünnter Schwefelsäure. Es bildet sich ein Überzug aus PbSO4.
Ladevorgang:Anode: PbSO4 + 6 H2O PbO2 + H3O+ + SO4
2- + 2 e-
Kathode: PbSO4 + 2 e- Pb + SO42-
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Technische Anwendungen: Bleiakku
Entladevorgang:Kathode: Pb + SO4
2- PbSO4 + 2 e-
Anode: PbO2 + H3O+ + SO42- + 2 e- PbSO4 + 6 H2O
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Technische Anwendungen: Aluminium
Schmelzflusselektrolyse von Al2O3:Anode: 3 O2- + 2 C CO + CO2 + 6 e-
Kathode: Al3+ + 3 e- Al
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LiC6 6 C + Li+ + e- CoO2 + Li+ + e- LiCoO2
Technische Anwendungen: Li-Ionen-Akku
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Technische Anwendungen: Brennstoffzelle
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H2 2 H+ + 2 e- O2 + 4 H+ + 4 e- 2 H2OEMK: +1,23 V
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