Chemie

- Eigenschaften und Konzentration der Edukte - In heterogenen Systemen: Kontaktfläche der Reaktionsteilnehmer - Temperatur - Katalysatoren

Wird ein System im Gleichgewichtszustand durch Ändern der Zusammensetzung oder der Bedingungen gestört, muss sich ein neuer Gleichgewichtszustand einstellen. Wird durch den Eingriff die Hinreaktion schneller als die Rückreaktion, spricht man von einer Gleichgewichtsverschiebung nach rechts. Der Wert der Gleichgewichtskonstanten ändert sich nur bei Temperaturänderungen. Temperatur: Erhöhung begünstigt die endotherme Reaktion. Das Gleichgewicht wird zu den energiereicheren Stoffen verschoben. K ändert sich. Druck: Der Druck beeinflusst die Gleichgewichtslage von Reaktionen, bei denen die Summe der Stoffmengen aller gasförmigen Reaktionsteilnehmer ändert. Druckerhöhung begünstigt die Reaktion, welche die Stoffmenge der Gase und damit den Druck vermindert.

Der Wert der Gleichgewichtskonstanten beschreibt die Lage des Gleichgewichtes einer Reaktion bei einer bestimmten Temperatur. Er wird nach dem MWG aus den experimentell ermittelten Gleichgewichtskonzentrationen der Stoffe berechnet: Gleichgewichtskonstante = (Produkt der Gleichgewichtskonz. der Endstoffe) / (Produkt der Gleichgewichtskonz. der Ausgangsstoffe) Der Wert von K ist umso höher, je größer der Anteil der Produkte ist. Er ist temperaturabhängig. Ist die Hinreaktion exotherm, bewirkt eine Temperaturerhöhung eine Verkleinerung der Konstanten.

Die Konzentration der Edukte ist im Gleichgewichtszustand i. a. nicht gleich groß wie die der Produkte. Überwiegen die Produkte, spricht man von einer Gleichgewichtslage rechts. Die Gleichgewichtskonstante ist groß.

In der Reaktionsgleichung von Gleichgewichtsreaktionen schreibt man einen Doppelpfeil --> <-- für die Hinreaktion (nach rechts) und die Rückreaktion (nach links). [Pfeile müssten übereinander liegen!]

Bei Gleichgewichtsvorgängen laufen Hin- und Rückreaktion gleichzeitig ab. Eine vollständige Umwandlung der Edukte in Produkte ist nicht möglich. Im geschlossenen System stellt sich ein Gleichgewichtszustand ein.

Im Gleichgewichtszustand gilt: - Hin- und Rückreaktion sind gleich schnell (dynamisches Gleichgewicht) - der Energieumsatz ist null - die Zusammensetzung des Reaktionsgemisches bleibt unverändert. Die Reaktion steht scheinbar still. Ein Gleichgewichtszustand kann sich nur in einem geschlossenen System einstellen und bleibt nur in einem isolierten System erhalten.

Alte Bezeichnung für das Oxonium-Ion.

Ein Katalysator beschleunigt eine Reaktion (bei gleichbleibender Temperatur) oder ermöglicht ihren Ablauf bei einer tieferen Temperatur, ohne dabei verbraucht zu werden. Er senkt die aufzuwendende Aktivierungsenergie. Bei der heterogenen Katalyse werden die Edukte an der Oberfläche des Katalysators aktiviert und reagieren dann schon bei tieferer Temperatur. Bei der homogenen Katalyse bildet der Katalysator mit einem Edukt ein reaktionsfreudiges Zwischenprodukt.

Komplexes (zusammengesetztes) Teilchen, das aus einem Zentral-Ion und angelagerten Liganden besteht.

Komplex-Ionen bilden sich durch die Anlagerung von Liganden (Dipolen oder Ionen) an ein Metall-Ion. Die Ladung des Komplex-Ions ist die Summe der Ladungen des Zentral-Ions und der Liganden.

Verbindungen höherer Ordnung, deren Teilchen durch den Zusammenschluss von stabilen, für sich allein existenzfähigen Molekülen und Ionen entstehen.

Teilchen (Anionen oder Dipole), die in einem Metallkomplex an das Zentral-Ion gebunden sind.

Liganden eines Komplex-Ions werden durch andere verdrängt.

Aus den Gleichgewichtskonzentrationen lässt sich nach dem Massenwirkungsgesetz ein Quotient berechnen, der bei einer bestimmten Temperatur konstant ist --> Gleichgewichtskonstante (K). [Gleichung, siehe Seite 62!]

Früher: Bezeichnung für die Reaktion mit Sauerstoff (Oxygenium). Heute: Vorgang, bei dem die Oxidationszahl durch Abgabe oder Verschiebung von Elektronen erhöht wird.

Entsteht durch den Übergang eines Protons vom Molekül der Säure auf ein Wasser-Molekül. Die H3O+ -Ionen sind die Ursache der sauren Reaktion einer Lösung. Ihre Konzentration kann mit einem pH-Meter gemessen werden. Der pH-Wert nimmt bei einer Verzehnfachung ihrer Konzentration um eins ab.

Die Oxidationszahl gibt die Ladung an, welche die Atome eines Moleküls hätten, wenn die Bindungselektronen dem elektronegativeren Partner zugeteilt oder bei unpolaren Bindüngen gleichmäßig auf beide Partner verteilt würden. Sie ist im Gegensatz zur lonenladung keine effektive, sondem eine fiktive Ladung.

Der pH-Wert ist ein Maß für die Konzentration der H30+ -Ionen, er gibt an, ob eine Lösung sauer (pH < 7), neutral (pH = 7) oder alkalisch (pH >7) ist.

Wird auf ein geschlossenes System im Gleichgewichtszustand durch Änderung der Bedingungen ein Zwang ausgeübt, so verschiebt sich die Gleichgewichtslage so, dass der äußere Zwang vermindert wird. Bsp.: Zugabe von Edukten beschleunigt die Hinreaktion. Erwärmen begünstigt die endotherme Reaktion.

Reaktionstyp, bei dem Protonen (H+) von der Säure auf die Base übertragen werden.

Bestimmt die Dauer und beeinflusst die Heftigkeit einer chemischen Reaktion. Sie wird ermittelt, indem man die Konzentration oder die Menge eines Stoffes während der Reaktion in bestimmten Intervallen misst. Sie ändert sich im Verlauf der Reaktion.

Die mittlere Reaktionsgeschwindigkeit in einem bestimmten Zeitintervall ist der Quotient aus der Änderung der Konzentration bzw. der Menge eines Stoffes und der Dauer des Intervalls: v = [delta]c / [delta]t oder v = [delta]n / [delta]t.

In der anorganischen Chemie werden vier Reaktionstypen unterschieden: Redox-Reaktionen, Säure-Base-Reaktionen, Fällungs- und Komplexreaktionen.

Bei Redoxvorgängen werden Elektronen übertragen oder verschoben. Dadurch ändern sich die Oxidationszahlen.

Elektronenaufnahme, Erniedrigung der Oxidationszahl.

Faustregel, mit der sich der Einfluss der Temperatur auf die Reaktionsgeschwindigkeit abschätzen lässt: Eine Temperaturerhöhung um 10 °C beschleunigt eine Reaktion auf das Zwei- bis Vierfache. Die Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit ist mit dem Anstieg der Energie der Teilchen und der daraus resultierenden Zunahme der Zahl erfolgreicher Zusammenstöße zu erklären.

Stoff, der sauer schmeckt, Indikatoren umfärbt und unedle Metalle unter Bildung von Wasserstoff „auflöst". Ihre wässrigen Lösungen leiten den elektrischen Strom. Die Säure ist der Protonenspender, sie gibt ein Proton (H+) an die Base ab.

Bei Säure-Base-Reaktionen wird ein Proton (H+) von der Säure auf die Base übertragen.

Lösung, die sauer schmeckt und den elektrischen Strom leitet. Die saure Reaktion lässt sich mit Farbstoffen nachweisen oder mit einem pH-Meter messen. Der pH-Wert ist umso deutlicher unter sieben, je saurer die Lösung ist. Die saure Reaktion wird durch die Oxonium-Ionen (H3O+) verursacht.

Fühlen sich seifig an, schmecken laugig und leiten den elektrischen Strom. Konzentrierte Lösungen wirken ätzend (Schutzbrille). Alkalisch sind Lösungen, die mehr Hydroxid- als Oxonium-Ionen enthalten. Die Konzentration der OH- -Ionen ist größer als 10^-7 mol/L. Alkalische Lösungen haben pH-Werte über sieben. Die alkalische Reaktion lässt sich mit Indikatoren nachweisen (Lackmus wird blau).

Ein Ampholyt kann sowohl als Säure als auch als Base reagieren. Er steht in der Säure- und in der Base-Reihe, z.B.: H2O, HSO4-, H2PO4-.

Komplex-Ionen, in denen Wasser-Moleküle als Liganden an ein Metall-Ion gebunden sind, bilden sich v.a. bei der Hydration kleiner, mehrfach geladener Kationen. Aquakomplexe können als Säuren wirken, weil die gebundenen Wasser-Moleküle leichter ein Proton abgeben als freie.

Lösungen mit gleicher Stoffmengenkonzentration bzw. Stoffportionen mit gleicher Stoffmenge sind äquimolar.