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