Anorganische Chemie

Temperaturabhängig:

· niedrige Temperatur: exergon / ∆G < 0

· hohe Temperatur: endergon / ∆G > 0

Temperaturabhängig:

· niedrige Temperatur: endergon / ∆G > 0

· hohe Temperatur: exergon / ∆G < 0

∆G° = Σ∆G°_f (Produkte) - Σ∆G°_f (Edukte)         (gilt nur für Normalbedingungen: p = 101.3 kPa / \(\vartheta\) = 25°) 

· Ableitung der Konzentration nach der Zeit

· Tangente an die Kurve legen (s. Bild)

· Abhängig von der aktuellen Konzentration

· Reaktionsgeschwindigkeit (X + Y → Z): v(Z) = k · c(X)ⁿ · c(Y)^m

· n, m ≥ 1 bzw. < 1      (muss experimentell bestimmt werden!)

· n + m = Reaktionsordnung

Einfachster Fall: A → B

\(v(A) = - {\mathrm{d}c(A) \over \mathrm{d}t} = \space \space \space \space \space \space \space k · c(A)\\ \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space {\mathrm{d}c(A) \over c(A)} = \space \space - k · \mathrm{d}t \\ \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \int {\mathrm{d}c(A) \over c(A)} = \int - k · \mathrm{d}t \\ \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space ln \space c(A) =\space \space - k ·t + ln \space c_0(A) \\ \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space ln \space {c(A) \over c_0(A)} = \space - k ·t \\ \space \\ → c(A) = c_0(A) · e^{-kt} \\ → t_{1/2} = {1 \over k} · ln \space 2 \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space (konzentrationsunabhängig!)\)

Einfachster Fall: 2 A → B + C

\(v(A) = - {\mathrm{d}c(A) \over \mathrm{d}t} = \space \space \space \space \space \space \space k · c^2(A)\\ \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space - {\mathrm{d}c(A) \over c^2(A)} = \space \space \space \space \space \space \space k · \mathrm{d}t \\ \space \space \space \space \space \space \space \int - {\mathrm{d}c(A) \over c^2(A)} = \space \space \space \space \int k · \mathrm{d}t \\ \space \\ → {1 \over c(A)} =\space \space k · t + {1 \over c_0(A)} \\ \\ → t_{1/2} = {1 \over k \space · \space c_0(A)} \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space \space (konzentrationsabhängig!)\)

s. Bild

gut lernen und ∆U beachten!

Ein Katalysator...

... verändert die Reaktionsenthalpie nicht

... verändert die Gleichgewichtskonstante nicht

... verändert die maximal auftretende Aktivierungsenergie

... erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit

... wird nicht verbraucht / liegt am Ende der Reaktion unverändert vor

... in der Biologie nennt man Enzym

Katalysator befindet sich in der gleichen Phase wie die Edukte

Katalysator liegt in einer anderen Phase als die Edukte vor

Beispiel: Katalysator (s) + Edukte (g/l)

· dynamisches Gleichgewicht

· \(\overrightarrow{v} = \overrightarrow{k} · c(A_2) · c(X_2) \\\overleftarrow{v} = \overleftarrow{k} · c(AX)^2 \\ \overrightarrow{v} = \overleftarrow{v}\)

· ∆G = 0

· ∆G° = - R · T · ln K

\(K = { \overleftarrow{v} · \overrightarrow{k} \over \overrightarrow{v} · \overleftarrow{k}} = {Produkte \over Edukte}\)

temperaturabhängig!

\(K = {c(X)^x · \space c(Z)^z \over c(A)^a · \space c(B)^b}\)

K_ges = K₁ · K₂  (Multiplikation!)

· homogenes Gemisch

· Lösungsmittel (Solvens) ist diejenige Komponente mit dem grössten Mengenanteil

· die übrigen Komponenten sind «gelöste Stoffe»

· Elektrolyte sind gelöste Stoffe, die den Strom leiten (Gegenteil: Nichtelektolyte)

· Molarität: mol / l

· parts per million: ppm = ml / 1000 L

Ionenpotential = \({\mathrm{Ladung} \over \mathrm{Radius}}\)

· Grösse der Hydrathülle nimmt mit Ionenpotential zu:

  → Teilchenradius: Li⁺ < Na⁺ < K⁺

  → Teilchenradius: Li⁺ (aq) > Na⁺ (aq) > K⁺ (aq)

· Hydratationsenergie ∆H_H nimmt mit Ionenpotential zu

· Die Grösse der Hydrathülle ist entscheidend in biologischen Vorgängen (K⁺ (aq) kann z.B. Membran passieren und Na⁺ (aq) nicht bzw. Na⁺ kann Membran passieren und K⁺ nicht)

· Konzentration eines Stoffes der gesättigten Lösung

· Abhängig von Temperatur / Druck / Lösungsmittel

· ∆H_Sol < 0 → Löslichkeit nimmt mit steigender Temperatur ab (Le Chatelier)

· ∆H_Sol > 0 → Löslichkeit nimmt mit steigender Temperatur zu (Le Chatelier)

^LAl(OH)₃ = c(Al³⁺) · c(OH^-)³

[L] = molⁿ / Lⁿ

Ionenprodukt < L → Lösung verdünnt

Ionenprodukt = L → Lösung gesättigt

Ionenprodukt > L → Lösung übersättigt

Übt man auf ein System im Gleichgewicht durch Änderung der äusseren Bedingungen einen Zwang aus, so verschiebt sich das Gleichgewicht derart, dass es dem äusseren Zwang ausweicht.

∆H_Sol = ∆H_G + ∆H_H

Lösungsenthalpie = Gitterenthalpie (>0) + Hydratationsenthalpie (<0)

∆H_Sol von Gasen = ∆H_H < 0

→ Löslichkeit von Gasen nimmt mit steigender Temperatur ab (Le Chatelier)

c = K · p (Gesetz von Henry-Dalton)

Base = Protonenakzeptor

Säure = Protonendonator

\(pH = - log \space c_{{H_3 O}^+}\)

\(c_{H_3O^+} · \space c_{{OH}^-} = K · {c_{H_2O}}^2 = K_W = 10^{-14} {mol^2 \over L^2}\)

(K_W ist temperaturabhängig, da ∆G = - R · T · ln K)

pH + pOH = 14

K_s > 100

pK_s < -2

\(pH = {1 \over 2 } (pK_S - log \space c_{Säure})\)

gilt nur für den Bereich C_Säure ≥ K_S

· K_S1 > K_S2

˙ pK_S1 < pK_S2

· Protonen werden mit jedem weiteren Dissoziationsschritt zunehmend schwerer abgespalten.

K_S · K_B = K_W = 10^-14 (Ionenprodukt des Wassers)

→ pK_S + pK_B = 14