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

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

Inhalte 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 Ableitung des Chemische Gleichgewichte als dynamische Gleichgewichte, Ableitung des Massenwirkungsgesetzes mit Hilfe der Geschwindigkeitsgesetze von Hin- und Rückreaktion, Formulierung von Massenwirkungsgesetzen, K_c und K_p, 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 einer Säuren 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 (Häggsche Diagramme), Puffersysteme, Pufferbereich, Pufferkapazität

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

Darstellung der betreffenden Themen dar.

Wiedereinstellung eines Gleichgewichtes Wiedereinstellung eines Gleichgewichtes

N

+ 3 H

2 NH

H° = –46.2 kJ/mol

Vorlesung Allgemeine Chemie: Chemisches Gleichgewicht

Technische Ammoniak-Synthese

Temperaturabhängigkeit eines Gleichgewichtes

½ O

+ ½ N

NO H° = 90.4 kJ/mol Temperaturabhängigkeit eines Gleichgewichtes

2 2

Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

Hydratation des Hydroniumions

Vorlesung Allgemeine Chemie: Chemisches Gleichgewicht

Amine

und Aminhydrochloride und Aminhydrochloride als Drogen:

Chinin, Codein, , ,

Koffein, Amphetamin

+ H H

+ +

Xylomethazolin

Xylomethazolin-Hydrchlorid

Kokain

Kokain-Hydochlorid

Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

logarithmische Diagramme

0

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

pH-Wert

logarithmische Diagramme nach Hägg

-2 -1 0

HAc Ac

-5 -4 -3

OH

H

8 -7 -6 5 lg c

-10 -9 -8

-13 -12 -11

-14 13

Konstruktion der Titrationskurve

14

Konstruktion der Titrationskurve schwache 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

2

Ac

Start

0

0,0 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 Titrationskurve starke Säure + starke Base

11 12 13

11 12 13

OH

9 10 11

9 10

OH

6 7 8

pH

6 7 8

Äquivalenzpunkt

3 4 5

3 4 5

H

1 2 3

1 2

H

Start

0

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

lg c

0

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



Titration mehrbasiger Säuren: H

PO

Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

Phenolphtalein als Indikator mit komplexem Elementarverhalten p p

Deprotonierung von Phenolresten (schwache Säure) l

plus

Folgereaktion

HO

OH

-O OH

- 2 H⁺

U hl

O

O^-

O

farblos im

Umschlag pH 8 bis 10

O O

farblos im

rosa

im

Bereich

HO

OH

-O

O^-

OH O

- 3 H⁺ H₂O

O

O^- OH

O O

- 2 H⁺

langsame

-O

O^-

-O

+ OH^-

langsame Entfärbung

ab pH = 12

O

O O

O

O^-

O

Vorlesung Allgemeine Chemie: Säure-Base-Gleichgewichte

Vorlesung Allgemeine Chemie: Gleichgewichte und Elektrochemie

Inhalte

Löslichkeitsprodukt, Sättigungskonzentration, Kopplung von Gleichgewichten, Bruttokonstanten, Sulfidfällungen verschiedener Metallionen mit H₂S (pK_s + pK_L), 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 i

Konzentrationszellen, 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 t

Typen 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 Elektrolyse Zusammenhang Ladung/Anode/Kathode in Batterie und Elektrolyse, Elektrolyse, Faraday-Gesetz, Opferelektroden

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

Darstellung der betreffenden Themen dar.

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

Die Erfindung der Batterie:

die Voltasche Säule Alessandro Giuseppe

Antonio Anastasio Graf von Volta

1800

flüssigkeits- getränkte Fil l

Filzlappen

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

Batterieleistung:

Produkt aus Strom und Spannung möglichst hoher Strom,

Batteriespannung:

6 Unterzellen in Reihenschaltung:

6 mal 2 V ~ 12 V ög c s o e S o ,

große Elektrodenoberfläche

mehrere Platten parallelgeschaltet

gegen Kurzschluss,

durchgängig für den Elektrolyten

Alkalibatterie

Zinkpulver/KOH Zinkpulver/KOH

Separatormembran

-

Braunstein- paste p

+

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

Nickel-Metallhydrid-Akkumulator

Nickel-Metall-

Legierung Separator

Legierung

Nickeloxidpaste Separator

elektrolytgetränkt

+

-

Lithium-Ionen-Akku

Graphitschichten mit eingelagertem Li⁺

Metalloxid mit eingelagertem

Li⁺

geladen entladen

„Struktur-Li⁺“

„Struktur Li

„Wander-Li⁺“

SEI Zellreaktion

LiC

+ 2 Li

CoO

C

+ 2 LiCoO

Laden

SEI

Laden

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

hohe Spannung hohe Spannung

E° (Li, Co^III/IV) ~ 3.7 V hohe Energiedichte

260 W h L ¹ 260 W·h·L^–1

Leitsalz (LiPF₆) in aprotischem organische LM organische LM

O

SEI:

O O

Solid Elektrolyte

Interface

Kupferraffination

als Beispiel einer Elektrolyse

E = 0.4 V

Michael Faraday (1791 – 1867)

„Ladung aus der Steckdose“

I t

Steckdose

I · t

z · n = const = F = N

· 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 V E°(Fe Fe²⁺) = 0 44 V E (Fe,Fe² ) = – 0.44 V

Begriff Lokalelement:

Berührung zweier Metalle mit Flüssigkeit als Elektrolyt Nutzung als Opferanodeg p

Vorlesung Allgemeine Chemie: Elektrochemie

Begriff Lokalelement Nutzung als Opferanode