Kapitel 2 Chemie PDF

# gekoppelte" Reaktion (Biochemie) - Acetylphosphat → Acetat + Phosphat - 42 kJ/mol - exergonisch - ADP + Phosphat → ATP - +30 kJ/mol - endergonisch - Acetylphosphat + ADP → Acetat + ATP - 12 kJ/mol - exergonisch - ↑ Enzym # I. GLEICHGEWICHTSLEHRE ## 5. GESCHWINDIGKEIT CHEMISCHER REAKTIONEN (...

# gekoppelte" Reaktion (Biochemie) - Acetylphosphat → Acetat + Phosphat - 42 kJ/mol - exergonisch - ADP + Phosphat → ATP - +30 kJ/mol - endergonisch - Acetylphosphat + ADP → Acetat + ATP - 12 kJ/mol - exergonisch - ↑ Enzym # I. GLEICHGEWICHTSLEHRE ## 5. GESCHWINDIGKEIT CHEMISCHER REAKTIONEN (v (Bildung eines Produktes)) ## 5.1 ΚΙΝΕΤΙK VS. THERMODYNAMIK - 2 Al (s) + 3 Br₂ (l) → 2 Al Br₃ (s) - Metall + Nicht-Metall → Salz - ΔH^o_R = - 1022 kJ/mol - ΔG^o_R (298k) = - 1022 kJ/mol - ΔS^o_R = - 0,152 kJ/mol - 298k (-0.152 kJ/mol) = 976 J - Festkörper + Flüssigkeit (Hemmis: fehlende Durchmischung , Oxid-Schicht auf dem Al-Metall (passiviert)) - 2A1 (s) + 3 I₂ (s) → 2 Al I₃ (s) - ΔG^o_R = - 602,4 kJ/mol - fest + fest → fest ## 5.2 REAKTIONSGESCHWINDIGKEIT: ### Faktoren: - Kontaktfläche (Passivierung....) - Katalysator - Konzentration - Temperatur ### weitere Begriffe: - heterogene Reaktionsgemische => 2 Feststoffe - keine Teilchenbewegung - heterogenes Gemisch: erkennbare Phasengrenzen - fest+fest - Al + I₂ (Grenzen) - fest+flüssig - Niederschlag - fest+gasförmig - Rauch - flüssig, flüssig - Milch - flüssig, gasförmig - Nebel - gasför. gasför.: - Lösung - Luft - homogene Gemische: - Zucker-Lösung ## 5.3 REAKTIONSGESCHWINDIGKEITSGLEICHUNG - Az (g) + X₂ (g) → ZAX (s) - [[AX]] = + Δ [AX] / Δt - [[Az]] = - Δ [Az] / Δt - [[Az]] (t=10s) - [Az (t= Os)] / t₂ - t₁ = + 1 / t - Einheit für v: - mol / s = -(mol / L) / s =-(mol / L) / s = 0.02 mol / Ls - Konzentration [A] - Abnahme - Zunahme Konz. mit der Zeit - [x2] - 0,8 - 0,4 - 0,2 - 0,1 - 0 - 0 - Zeit - 10 - 20 - 25 - 40 - 50 - 60 - keine weitere Änderung der Konzentration - chemisches Gleichgewicht # 5.4 REDOXREAKTIONEN: - Reduktions Oxidations Reaktion - H₂ + O₂ → H₂O - keine Änderung Oxidationszahlen - Saure - Base - Reaktion keine Redoxreaktion ## I. Oxidationszahlen (oz) von Elementen in ihren reinen Verbindungen ist OZ = O - H₂, Cl₂, Al, S_a ## II. einatomige Ionen erhalten als OZ ihre Ladung - CI^-, S^2-, K⁺, Mg²⁺ ## III. mehratomige Ionen: O₂ = Gesamtladung des Ions o. Moleküls - CO₃, H₂O ## IV. Fluor besitzt immer OZ = -1 ## V. Sauerstoff hat fast immer OZ = -2 - Ausnahme H₂ O₂ - H-O-O-H -> O₂^2- ## VI. OZ von Metallen immer positiv - 1.HG. OZ= +1, 2.HG O₂ = +2 ## VII. Wasserstoff hat in Verbindung mit Nichtmetallen O₂=+1 und mit Metallen O₂=-1 ### ▷ Bsp: - (NH₄) VO₃ → VOz - H₂O + + H⁺ → VO₂+ + H₂O - VO₂+ + H → VO₂+ + H₂O₂ + H' V³⁺ - H₂O - gelb - blau - [V(H₂O)₆]³⁺ - grün - lila - [V(H₂O)₆]⁴⁺ ## Einrichten von Redoxreaktionen: ## I KCIO₃ + P → KCI + P₄ O₁₀ - Ox: P → P⁵⁺ + 5e^- - Red: CIO₃^- + 6e^- → CI^- + 3O^2- - 6 P + 5 CIO₃^- → 6P⁵⁺ + SCI^- + '15 O₂^2- - 1.2 - 12 P + 10 ClO₃^- → 10 Cl^- + 3P₄ O₁₀ - 10 KCIO₃ + 12 P → 10 KCI + 3 P₄ O₁₀ ## II Mn O₄ + N₂ H₄ + H₂ SO₄ → Mn²⁺ + N₂ + H₂O - OX: N₂H₄ + 4H₂O → N2 + 8e^- + 4 H₃O⁺ - Red: Mn O^4- + 8e^- + 8H₃O⁺ → Mn²⁺ + 12 H₂O - 5N₂H₄ + 48 H₂O + 20 H₂O⁺ + 4 Mnon^- → 4Mn²⁺ + 5N₂ + 20 H₃O⁺ - 5N₂H₄ + 4 MnO₄ + 12 H₃O⁺ → 5N₂ + 28 H₂O + 4Mn²⁺ - 5N₂H₄ + 4 KMnOn + 6 H₂SO₄ → 5N₂ + 4MnSO₄ + 2 K₂SO₄ + 16H₂O ### Bsp: - SO₂ + H₂S → 3S + 2 H₂O - Komproportionierung (->) - H₂O₂ ← H₂O + O₂ -> Disproportionierung (→) - CH₃ CH₂OH -> CH₃COOH - H-C-C-O-H - H H - H-C-C - H H - EN(H) = 2,1 - EN(C) = 2,5 - EN(O) = 3,5 - H-N-H - H - Ox-Zahlen elelementes) - e (zugeordnet) - OZ (H) = 1 - 0 = 1 - OZ (N) = 5 - 8 = -3 - 1. e - ausgleichen - 2. Ladung - ausgleichen mit H₃O⁺ 10H^- - 3. H₂O - ausgleichen # 6. CHEMISCHES GLEICHWEWICHT: ## 6.1 MASSENWIRKUNGSGESETZ: - H₂(g) + I₂ (g) → 2HI(9) - dynamisches Gleichgewicht - im Gleichgewicht gilt v(Hinreaktion) = v(Rückreaktion) - Hinreaktion: v_hin= k_n [H₂] [I₂] - Rückreaktion: v_rück k_r [HI][HI] - v_hin = v_rück - k_n.[I₂] [H₂] = k_r. [HI]² - für eine allgemeine Reaktion: - aA + bB + 2C +. <- mD+nE + oft... - [D]^m[E]ⁿ [F]^o = K_c/[A]^a [B]^b [C]² - Bsp.: - AgCl → Ag⁺ (aq) + Cl^- (aq) - [Ag⁺ (aa)][Cl(aq)] = K/[AgCl (s)] - Konstante Konzentration - [Ag⁺(aq)] [CI^-(aq)] = K[AgCl(s)] - [Ag⁺(aq)][CI^-(aq)] = K - K... Gleichgewichts konstante - H₂ (g) + I₂ (g) → 2HI (g) - K = 49,3 - Einstellungszeit ch. Gleichgewicht - chem. Gleichgewicht - [H₂] - [HI] - [HI] - Zeit - Wie viel Ag-lonen sind in einer gesättigten AgCl-Lösung enthalten? - [Ag⁺] + [CI^-] = 1,7.10^-10 mol - [Ag⁺] = [CI^-] (Nebenbedingung) - [Ag⁺]² = 1,7.10^-10 mol - [Ag⁺] = √1,7-10^-10 ~ 10^-5 mol - pKc-Wert: - pki - log K_c - -log (1,7-10^-10) = 9,77 - gesättigte Cosung - Konzentration der Ionen entspricht Löslichkeitsprodukt - abdehantieren - K_cIO₄ → K⁺ + CIO^-₄ - KCIo₄ - KCIO - keine Reaktion - Niedersch- - Kclon - Nacion - NaCl - Niedersch- - KCIo - lag ## 6.2 VERSUCHE ZUM CHEMISCHEN GLEICHGEWICHT ### a) Konzentrationsabhängigkeit - Bsp. Chromat-/ Dichromat - Gleichung - 2 CrO₄^2- + 2H⁺ -> Cr₂ O₇^2- + H₂O - (gelb) - ( orange farben) - [Cr₂O₇]・[H₂]/[Crou^2-] [H⁺]² = K_c ### Beobachtung: - alkalisch - gelb - sauer - orange ### b) Temperaturabhängigkeit: - ZNO₂ -> N₂O₄ + Wärme - gelb - orange ### Berechnung von K aus thermodynamischen Daten - aA + bB → cC + dD - [C]^c[D]^d/[A]^a [B]^b = K - ΔG^o_R = ΔG^o_R + RT In K - in Gleichgewicht ΔG^o_R = 0 - ΔG^o_R.T. In K - K=e^{-ΔG^o_R/RT} - R... ideale Gaskonstante = 8,3142 J/molK - [Cr] = [Cr] - O₃ Cr-OH - O₃ Cr-OH - 10 - 10 - 10 - 10 - 10 - 10 - 10 - 10 - 6 - 6 - 10