Chemische Gleichgewichte

Vorlesung Allgemeine Chemie: Kinetik I, Chemisches Gleichgewicht und SäureBase-Gleichgewichte
Inhalte
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
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,
Basen pH
pH, pOH,
pOH pKW,
pKW pKS und pKB,
pKB Berechnung des pH
pH-Wertes
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 (Häggsche
Diagramme), Puffersysteme, Pufferbereich, Pufferkapazität
Die folgenden
g
Folien haben in der Vorlesung
g zur Veranschaulichung
g
ausgewählter Fakten gedient, sie stellen keine umfassende
Darstellung der betreffenden Themen dar.
Vorlesung Allgemeine Chemie: Chemisches Gleichgewicht
Wiedereinstellung eines Gleichgewichtes
N 2 + 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
Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte
Hydratation des Hydroniumions
Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte
Vorlesung Allgemeine Chemie: Chemisches Gleichgewicht
Amine
und Aminhydrochloride
als Drogen:
Chinin,, Codein,,
Koffein, Amphetamin
+
H
Xylomethazolin
Xylomethazolin-Hydrchlorid
H
+
Kokain
Kokain-Hydochlorid
Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte
Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte
logarithmische Diagramme
nach Hägg
pH-Wert
0
1
2
3
4
0
-1
HAc
5
6
7
8
9
10
11
Ac-
-2
-3
-4
-5
5
lg c
-6
-7
-8
8
-9
-10
-11
-12
-13
13
-14
H+
OH-
12
13
14
Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte
Konstruktion der Titrationskurve
schwache Säure + starke Base
14
14
13
12
12
11
OH10
10
pH
Äquivalenzpunkt
9
8
HAc
8
7
6
6
Halbäquivalenzpunkt
Plateau-Bereich
5
H+
4
4
Start
2
3
2
Ac-
1
0
0
-8
-7
-6
-5
-4
lg c
-3
-2
-1
0
0,0
0,2
0,4
0,6
0,8
1,0

1,2
1,4
1,6
1,8
2,0
Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte
Konstruktion der Titrationskurve
starke Säure + starke Base
14
14
13
13
12
12
OH-
11
pH
11
10
10
9
9
8
8
Äquivalenzpunkt
7
7
6
6
5
5
4
4
H+
3
3
2
2
Start
1
0
-8
-7
-6
-5
-4
lg c
-3
-2
-1
0
1
0
0,00
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
p
als Indikator mit komplexem
p
Elementarverhalten
Deprotonierung von Phenolresten (schwache Säure)
plus
l
Folgereaktion
HO
-
O
OH
- 2 H+
O
O
OO
farblos im Neutralbereich
N t lb i h
Umschlag
U
hl
pH 8 bis 10
O
rosa
im basischen
Bereich
Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte
-
HO
O
O-
OH
- 3 H+
H2O
OH
O
OO
O
- 2 H+
-
-
O
O
langsame
Entfärbung
ab pH = 12
+ OH-
O-
O
O
O
OO
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
Konzentrationszellen,
i
ll
B
Berechnung
h
d
der Gl
Gleichgewichtskonstante,
i h
i h k
pH-abhängige
H bhä i
Elektroden (Dichromat + Iodid)
Typen von Elektroden,
T
El kt d
Batterien:
B tt i
Primärelemente,
Pi ä l
t S
Sekundärelemente,
k dä l
t Bl
Bleiakkumulator,
i kk
l t
Alkalibatterie, Nickel/Metallhydrid-Batterie, Lithiumionenakku, Elektroden unter
Stromfluss: Strom-Spannungskurven, Überspannung, Zersetzungsspannung,
Zusammenhang Ladung/Anode/Kathode in Batterie und Elektrolyse,
Elektrolyse Elektrolyse,
Elektrolyse
Faraday-Gesetz, Opferelektroden
g
Folien haben in der Vorlesung
g zur Veranschaulichung
g
Die folgenden
ausgewählter Fakten gedient, sie stellen keine umfassende
Darstellung der betreffenden Themen dar.
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 Volta
1800
flüssigkeitsgetränkte
Fil l
Filzlappen
Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie
Batterieleistung:
Produkt aus Strom und Spannung
möglichst
ög c s hoher
o e S
Strom,
o ,
große Elektrodenoberfläche
mehrere Platten parallelgeschaltet
Batteriespannung:
6 Unterzellen in Reihenschaltung:
6 mal 2 V ~ 12 V
gegen Kurzschluss,
durchgängig für den Elektrolyten
Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie
Alkalibatterie
Zinkpulver/KOH
-
Separatormembran
Braunsteinp
paste
+
Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie
Nickel-Metallhydrid-Akkumulator
Nickel-MetallLegierung
-
Separator
elektrolytgetränkt
Nickeloxidpaste
+
Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie
Lithium-Ionen-Akku
Graphitschichten
mit eingelagertem
Li+
Metalloxid
mit eingelagertem
Li+
geladen
entladen
„Struktur-Li
„Struktur
Li+“
„Wander-Li+“
Zellreaktion
LiCn
+
2 Li0,5CoO2
Entladen
Laden
Cn
+ 2 LiCoO2
SEI
Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie
hohe Spannung
E° (Li, CoIII/IV) ~ 3.7 V
hohe Energiedichte
260 W
W·h·L
h L–11
Leitsalz (LiPF6) in
aprotischem
organische LM
O
SEI:
Solid
Elektrolyte
Interface
O
O
Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie
Kupferraffination
als Beispiel einer Elektrolyse
E = 0.4 V
Michael Faraday
(1791 – 1867)
„Ladung
aus der
Steckdose“
Steckdose
I·t
z·n
„chemisch
gebundene
Ladung“
= const = F = NA · e
F = 96485 C / mol
Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie
Galvanisieren als Form der Elektrolyse
Versilbern von Besteck
E°(Ni,Ni2+) = – 0.28 V
E°(Fe
E
(Fe,Fe
Fe22+) = – 0.44
0 44 V
Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie
Begriff Lokalelement:
Berührung zweier Metalle mit Flüssigkeit als Elektrolyt
Nutzung
g als Opferanode
p
Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie
Begriff Lokalelement
Nutzung als Opferanode