Vorlesung 5

Homogene Gemische ( flüssige/gasförmige Phase)

Jeden mengenmäßig miteinander mischbar

Mengenbegrenzt

Max. Stoffmenge gegebene Bedingung p & T in Solvens erhalten sein kann

Max. Menge gelösten SToffes (Gleichgewicht Lösung & ungelöstem Rest)

Geringere oder höhere Konzentration als gesättigte Lösung

Polar Substanzen in plaren Lösungsmitteln, unpolare Substanzen in unpolaren Lösungsmitteln

Keine Lösung miteinander

Verbindung Gerüststruktur/kovalenten Bindung unlöslich -> Bindungskräfte stärker als Wechselwirkung

Polare Verbindungen lösen ionische Verbindungen -> gelöste Ionen hydratisiert (Hülle H2O-Molekühle umschlossen), Lösungsmittel

Wenn nicht H2O-> Soluatation

Wasserlöslich = hydrophil

Wasserunlöslich = hydrophob

H-Brücken bilden sich zu den Ionen mit spezifischer Orientierung Wasser-Moleküle ( je nachdem Anion oder KAtion hydratisiert )

Aufgenommene/abgegebene Energie Löseprozess mit Lösungsmittel( Abhängig Konzentration Lösung )

Energie Kristallstruktur aufzubrechen + Freigesetzte Hydrationsenthalpie

Wässriger Lösungen leitet elektrischen Strom besser als Wasser

Wasser = weniger Ionen -> schlechte Leitung

Starke Elektrolyte= liegt vollständig Ionen vor -> sehr gut wasserlöslich

Schwache Elektrolyte= polare Moleküle ->teilweise in Wasser in Ionen gespalten

Grenzflächenaktive Substanzen (seife)-> Grenze zwischen 2 nicht mischbaren Flüssigkeiten -> polar+unpolar

Anione und KAtionen tauschen Partner

AX+EZ-> AZ+EX

AgNo3(aq)+NaCl(aq)->AgCl(s)+NaNo3(aq)

Fiktive Ladung, Atomen Verbinung Regeln zuweisen um Oxidation’s/Reduktionsreaktionen nachvollziehen

Wichtig Verständnis Redox-Reaktionen, Säure-Base Reaktionen, positive/ negative römische Zahl -> Elektronen Cl->höere Elektronegativität als H

1) Einzel, ungeladenes Atom Ox. Zahl O

2) Ox. Zahl einstimmige Ionen= Ionenladung

3) Summe aller Ox. Mehrstimmigen Ion/Molekül=Ladung

4) F alle Verbindungen -I

5) O meistens -II, Peroxide -I

6) H nicht Metalle +I, Metallhyriden -I

7) Verbindungen NIchtmetalle Ox elektronenegativeren Elements= - + Ionenladung

Oxidation= Substanz Elektronen entzogen Ox. Erhöht sich

Reduktion= Substanz Elektronen aufnehmen Ox. Verringert

Immer gleichzeitig

Oxidationsmittel=entzieht Reaktionspartner Elektronen ( wird selbst reduziert), Reduktionsmittel-> gibt Elektronen an Partner ab ( wird selbst oxidiert)

Disproportionierung = Element gleichzeitig oxidiert & reduziert und zwei verschiedenen Reaktionsprodukte entstehen

Komproportionierung= Zwei Verbindungen durch Oxidation & Reduktion zu einem

Säure= Substanz unter Bindung H3O+(H+)Ionen dissoziiert HCl(g)->H+(aq)+Cl-(aq)

Base= Substanz Hydroxid-Ionen(OH-) enthält / in Wasser bildet NaOH(s)-> Na+(aq)+OH-(aq)

Neutralisation= Reaktion zwischen Säuren Basen> entsteht Wasser & Salz Ba2+(aq)+2OH-(aq)+2H+(aq)+2Cl-(aq)-> Ba2+(aq)+2Cl-(aq)+2H2O

Starke Säuren/Basen dissoziieren verdünnter Lösung vollständig

Schwache Säure/Basen dissonieren nut teilweise

Einprotonige Säuren-> nur ein Proton pro Säuremolekül abgeben, mehr prolongieren mehr als eins dissoziieren schrittweise

Amphotere Verbindungen= Saure und basische Eigenschaften

Quantitative Mengenbestimmung Substanz

Lösung unbekannter Konzentration Substanz wird Lösung bekannter Konzentration zugegeben-> Messung Dauer vollständig Reaktion (aquivalenzpunkt)

Tendieren Erreichen GGW hinreaktion=Rückreaktion) A2(g)+K2(g) <>2AX(g)

Zu beginn kein GGW noch kein AX gebildet, sobald vorhanden GGW entsteht, abhängig T,p, Konzentration

Konzentrationsverhältnis chemischen Gleichgewicht a+eE<>xX+zZ

Massenwirkungsgesetz= Kc=(c^x(X)c^z(Z))/(c^a(A)*c^e(E))

• durch Partialdrücke formuliert Kp=(p^x(X)p^z(Z))/(p^a(A)p^e(E))

• P=n/v*RT=cRT

Konzentrationsänderung=Konzentration Substanz erhöht -> Verlagerung GGW Substanz verbraucht wird-> Konzentration verringert CaCO3(s)<>CaO(s)+CO2(g)

Druckänderung: Erhöhung Druck->verlagerung GGW-> seite gerringern Druck 2SO2(g)+O2(g)<>2SO3(g)

Temperatur Erhöhung= exotherme Reaktron durch Temperaturerhöhung Eduktseite verschoben, endotherme zu Produkte

Dem Zwang durch die Erhöhung des Drucks wird durch eine Verminderung der Teilchenzahl im Gasraum ausgleichen

Gleichgewicht verschiebt sich nach links

Betrachtung nur wässrige Lösung

Metalloxide= basisch lösen unter Hydroxiden

Nichtmettaloxide= sauer reagieren mit Wasser unter Bildung Säuren

Säure-Base-Reaktionen Übergabe Protonen, reversible Reaktion, Konzept konjugierten Säure-Base-Paare, Amphotere Substanz= Säure oder Base

Stärken: Säurestärke= Tendenz Protonen abzugeben Basesstärke= Tendenz Protonenaufnahme

Je stärker Säure, desto schwächer konjugierte Base

Je stärker Base desto schwächer konjugierte Säure

Konzept wie man eine Reaktion zeichnet

Base= Verfügt einsames/nichtbindendes Elektronenpaar ->Bindung kovalenten Bindung verfügbar = nucleophil

Säure= Substanz Anlagerung einsamen Elektronenpaar Baser unter kovalenter Bindung = elektrophil

Bestimmung ph-Werte , pOH-Werte:

Reines Wasser pH-Wert=7

Säuren<7

Basen >7

Schwache Elektrolyte dissonieren unvollständig, um pH-wert zu bestimmen Massenwirkungsgesetz nötig

Erhalten mehrere dissoziierbar H-Atome pro Molekül, dissoziieren schrittweise-> jeder Schritt eigene Ks, keins bekannt in wässrige Lösung alle Protonen dissoziieren

besteht aus Essigsäuren und Natriumacetat ( setzt Acetat-Anionen als die konsumiert Base zur Essigsäure frei

mit H3O+ Ionen reagieren die Acetationionen zu Essigsäure:

H3O+ + CH3OO- -> CH3COOH + H2O

Mit OH- -Ionen reagieren Essigsäuremoleküle zu Acetationen

Ist nur vom Anfangs- und Endzustand abhängig , egal auf welchem Reaktionsweg der Endzustand erreicht wird

Kat nimmt an Rxn teil, tritt aber in Rxngleichung nicht auf, weil er chemisch nicht umgesetzt wird. Kat verringert Aktivirungsenergie

Kat beschleunigt zwar die Rxn, beeinflusst aber nicht wie eine Temperaturerhöhung die Lage des Gleichgewichts