Chemie für Bauingenieure

• Metalle werden durch andere Stoffe oxidiert
• Bildung von Verbindungen auf der Oberfläche eines Materials, wenn es Wasser, Luft oder Elektrolyt wie Salzwasser ausgesetzt ist
• Es entstehen Oxide oder Hydroxide 
• Eisen rostet, alle anderen Metalle korrodieren

--> Korrosion ist abhängig von der Umgebung und NICHT vom Material

• parallel zur Oberfläche
• gleichmässig abgetragen
• gut kontrollierbar

• ungleichmässig --> an gewissen Stellen deutlich höher
• Spalt-, Lochfrass, Interkristalline Korrosion
• schwerwiegende Schäden

Wenn gerade Linie unter Sauerstofflinie: O₂Typ

wenn gerade linie unter Wasserstofflinie: H₂ Typ

zeigt Stabilität der Phasen

drei Phasen:

• Korrosion: stable Phasen ist Lösung aus Fe²⁺ oder Fe³⁺ Ionen
• Schutz  /Immunität: stabile Phase ist Fe (Auflösung aus thermodynamischen Gründen nicht möglich, bei niedrigen Potentialen, unterhalb Kathode-Reaktion
• Passivierung: Stabile Phase ist ein Oxid, welches das darunterliegende Metall von Korrosion schützen kann

• tieferer pH: max Geschwindigkeit --> H₂-Typ schnellere Reaktion, da O₂ limitiert
• mittlerer pH: Reduktion von O₂
• hoher pH: min. Geschw --> Schutz vor Korrosion --> Passivierung

--> Wenn H₂ möglich dann immer schneller

--> Reduktionspotentiale immer unter Protonen-Reduktionslinie

• Stahlbeton ist Verbundwerkstoff (Beton ist alkalisch)
• Stahl in Beton erhöht Zugfestigkeit und Duktilität
• korrosisch wenn Oxidschicht (Passivierung) des Stahls beschädigt

• Abnahme pH-Wert --> Wenn unter 10, Passivierungsschicht instabil
• Schicht homogen, korrosioin homogen
• optisch erkennbar, gleichmässig
• Reaktion von CO₂ mit Portlandit (Ca(OH)₂) reduziert

• Konzentration der Chloride in Porenlösung des Betons zu hoch (--> diffundieren der Schicht durch Chlorid-Ionen)--> Lochfrass (Auflösung der Schutzschicht)
• Ansäuerung des Lochelektrolyten führt zu Löslichkeit der Korrosionsprodukte --> hohe Geschwindigkeit der Korrosion
• Kein Rost oder Betonabplatzungen treten auf --> keine visuelle Korrosion

• Beschichten von Stahl oder Eisen mit Zinkschicht
• Auch Schutz wenn Zink bereits geschädigt, da Zink weiter unten auf Potentialstabelle ist --> oxidiert
• Funktioniert auch wenn Eisen exponiert

• dasselbe Prinzip wie Galvan.
• Elektronen werden zur Verfügung gestellt über Opferanode, Gleichstromquelle

befasst sich mit den Einzelschritten und Geschwindigkeit einer Reaktioin

• Masse wie schnell Edukte in Produkte
• wie schnell nehmen Reaktanden ab oder wie schnell nehmen Produkte zu

Einflüsse:

• Konzentration (höhere Konz. --> höhere Geschw.)
• Druck (höherer Druck --> höhere Geschw.: NUR Gasphase)
• Temperatur (höhere Temp. --> mehr Kollisionen --> höhere G.)
• Oberfläche (vergrösserte Oberfläche --> höhere Geschw.)

• beschleunigt Reaktion, wird bei Reaktion jedoch NICHT gebraucht
• verursachen niedrige Aktivierungsenergie
• mehr Kollisionen pro Zeit
• Kreieren "Abkürzung"
• homogener Katalysator: Katalysator in gleicher Phase wie Reaktand
• heterogener Katalysator: andere Phase
• Bsp. Stickoxide --> Abbau der Ozonschicht

Verhältnis Reaktionsgeschwindigkeit & stöchiometrischen Koeffizienten, negativ

Geschwindigkeit proportional zu Konzentration mit Proportionalitätskonstante/Geschwindigkeitskonstante K

\(v_A = -\frac {d[A]}{dt}=k[A], \int\limits_{[A]_0}^{[A]_t} \frac{d[A]}{[A]} = -k\int\limits_0^tdt, ln\frac {1}{[A]_t}- ln\frac {1}{[A]_0}=kt, [A]_t=[A]_0*exp(-kt)\)

Geschwindigkeit proportional zum Quadrat der Konzentration

\(v_A = -\frac {d[A]}{dt}=k[A]^2, \int\limits_{[A]_0}^{[A]_t} \frac{d[A]}{[A]^2} = -k\int\limits_0^tdt, \frac {1}{[A]_t}- \frac {1}{[A]_0}=kt, [A]_t=\frac{[A]_0}{1+kt[A]_0}\)

Geschwindigkeit ist unabhängig von Konzentration --> konstant

\(v_A = -\frac {d[A]}{dt}= k\)

\(\int\limits_{[A]_0}^{[A]_t} d[A] = -k\int\limits_0^tdt\)

\([A]_t - [A]_0= -kt\)

Geschwinidigkeiten für Hin- und Rückreaktion können unterschiedlich sein

Gesamtordnung = Addition der Teilreaktionsordnungen

• Zeit nachdem Konzentration eines Stoffes auf Hälfte gesunken ist

1. Reaktionsordnung:

• t_1/2= ln(2)/k
• abhängig von k

2. Reaktionsordnung:

• t_1/2 = 1/k[A]₀
• abhängig von k & [A]₀

• Beschreibt Schritte auf molekularer Ebene während Reaktion
• Summe der Elementarreaktionen und ihrer Reihenfolge (Brechen, Bilden von Bindungen)
• Anzahl Moleküle welche bei Elementarreaktion teilnehmen = Molekularität (1 Molekül = unimolekular, 2 Moleküle = bimolekular)
• Jede Elementarreaktion hat eigene Geschwindigkeitskonstante (k) & eigene Aktivierungsenergie
• Totale Reaktionsgeschwindigkeit darf nicht schneller als langsamster Elementarschritt (geschwindigkeitsbestimmender Schritt) sein

besagt, dass Reaktionen nur dann stattfinden, wenn die Moleküle mit einer kinetischen Energie E_min (Aktivierungsenergie) aufeinander treffen.

Voraussetzungen:

• genug grosse Energie
• Richtige Orientierung

Aktivierungsenergie ist eine Enthalpie, bezieht sich auf die Energetik des Brechens

- Beschleuniger: z.B. um Erhärten von Zement zu beschleunigen

- Verzögerer: (negative Kataly.) z.B. Erhärten verlangsamen bei hohen Temp./Transport

- Korrosionsinhibitoren: (negative Kataly.) z.B. um Korrosion von Stahlbeton zu verzögern

- Haber-Bosch-Prozess

Verbindungen aus Kohlenstoff, welche immer vier kovalente Bindungen eingehen.

• nur kovalente Einfachbindungen zwischen H&C

--> C_nH_2n+2

• _{unpolare Moleküle}
• _{je länger, desto grösser Siedepunkt/Viskosität/Schmelzpkt weil Londonkräfte zunehmen}
• _{Verzweigte Moleküle --> schwächere Zwischenmolekulare Kräfte}
• _{in Wasser unlöslich}
• _{reaktionsträge, gehen aber oxidationsreaktionen ein}

• kovalente Doppelbindungen zwischen H&C

--> Methen geht nicht --> C_nH_2n

• Eigenschaft der C C Doppelbindungen
• Doppelbindungen schwächer als zwei C-C-Einfachbindungen

Atomorbitale eines Atoms mischen sich bei Molekülen zu neuen Orbitalen --> Hybridorbitale

Moleküle beschreiben die Aufenthaltsbereiche der Elektronen im Molekül bei einem Zustand minimaler Energie

Hybridisierung gebildet aus 1s- und 3p- Orbitalen Bindungen, die durch frontalüberlappende sp³-Orbitale gebildet heissen Sigma-Bindungen

ermöglicht Bildung von Doppelbindungen

Hybridisierung gebildet aus 1s- und 2p-Orbitalen

• zwei Kohlenstoffatome überlappen sp²-Orbital frontal --> Sigma-Bindung
• Seitwärtsüberlappung von nicht hybrisierten p-Orbitalen bilden pi-Bindung
• Schwach --> an ihnen finden oft Reaktionen statt.