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IV Reaktionslehre

2024-06-01T14:52:59Z

Rdeuber:

[[A Stöchiometrie]]

# [[Molmasse und Molvolumen]]
# [[Chemisches Rechnen]]

[[B Reaktionsgeschwindigkeit (Kinetik)]]

# [[Grundlagen der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Die Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Katalyse]]

[[C Energetik]]

# [[Die Reaktionsenthalpie ΔH]]
# [[Berechnung der Reaktionsenthalpie]]
# [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]

[[D Triebkräfte chemischer Reaktionen (Thermodynamik)]]

# [[Freiwillige und unfreiwillige Reaktionen]]
# [[Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit]]
# [[Der Einfluss der Die Entropie ΔS auf die Freiwilligkeit]]
# [[Die freie Enthalpie ΔG]]
# [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

[[E Das Chemische Gleichgewicht]]

# [[Grundlagen GW]]
# [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts]]
# [[Die Berechnung von Gleichgewichtskonzentrationen]]
# [[Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier]]
# [[Die Ammoniaksynthese]]

IV Reaktionslehre

2024-06-01T14:52:43Z

Rdeuber:

[[A Stöchiometrie]]

# [[Molmasse und Molvolumen]]
# [[Chemisches Rechnen]]

[[B Reaktionsgeschwindigkeit (Kinetik)]]

# [[Grundlagen der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Die Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Katalyse]]

[[C Energetik]]

# [[Die Reaktionsenthalpie ΔH]]
# [[Berechnung der Reaktionsenthalpie]]
# [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]

[[D Triebkräfte chemischer Reaktionen (Thermodynamik)]]

# [[Freiwillige und unfreiwillige Reaktionen]]
# [[Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit]]
# [[Der Einfluss der Die Entropie ΔS auf die Freiwilligkeit]]
# [[Die freie Enthalpie ΔG]]
# [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

[[Das Prinzip des Energieminimums]]

[[E Das Chemische Gleichgewicht]]

# [[Grundlagen GW]]
# [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts]]
# [[Die Berechnung von Gleichgewichtskonzentrationen]]
# [[Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier]]
# [[Die Ammoniaksynthese]]

Der Einfluss der Die Entropie ΔS auf die Freiwilligkeit

2024-06-01T14:51:15Z

Rdeuber: Die Seite wurde neu angelegt: „Definition: Die Entropie ΔS kann vereinfacht als Mass für die Unordnung eines Systems oder für ein Mass für die Wahrscheinlichkeit eines Zustands be…“

Definition: Die Entropie ΔS kann vereinfacht als Mass für die Unordnung eines Systems oder für ein Mass für die
Wahrscheinlichkeit eines Zustands betrachtet werden.

== Grundlegendes ==

=== Wahrscheinlichkeit ===

Die Entropie gibt Aufschluss darüber, ob die Anordnung der Teilchen bei den Edukten oder bei den Produkten wahrscheinlicher ist. Ist die Entropie gleich 0 ist die Wahrscheinlichkeit gleich gross.
Ist die Entropie > 0 so steigt die Entropie und ist somit günstig. Ist die Entropie < 0 verhält es sich entsprechend umgekehrt.

Das heisst: Die Natur strebt nach maximaler Entropie, d.h. maximaler Wahrscheinlichkeit. Das Streben nach maximaler Wahrscheinlichkeit kann nur durch starke Kräfte, d.h. durch das Streben nach minimaler Energie gebrochen werden (siehe unten).

Die Entropie ist stark von der Wärme abhängig. Erhöht man die Temperatur, wird eine Reaktion bei günstiger Entropie noch günstiger, bei ungünstiger Entropie jedoch noch ungünstiger.
Diese grosse Abhänigkeit der Entropie von der Temperatur ist an dieser Formel erkennbar: ΔG = ΔH - '''ΔS*T
'''

== Welche Reaktionen laufen spontan ab? ==

=== Ausschlaggebend für Spontanität ===

[[Bild:Entropie0.gif|thumb| Entropieveränderung von Wasser bei steigender Temperatur; je grösser die Temperatur, desto grösser die Entropie]]

Ausschlaggebend für die Spontanität einer Reaktion ist die freie Enthalpie ΔG, die sich aus der Enthalpie ΔH und der Entropie ΔS
zusammensetzt. Je negativer ΔH und je positiver ΔS,umso spontaner die Reaktion.

ΔS nimmt zu, wenn...

* ...sich der Aggregatszustand in einen mit grösserer Entropie ändert.
Hierbei gilt, dass Festkörper eine kleine, Flüssigkeiten eine grössere und Gase die grösste Entropie besitzen.

Vergleicht man die Anordung der Teilchen bei Feststofffen und bei Gasen, so bemerkt man, dass sie bei Feststoffen sehr geordnet sind z.B. in einem Gitter. Die Wahrscheinlichkeit aber, dass sie genau so geordnet sind und sich nicht sonst irgendwo befinden, ist sehr klein. Bei Gasen sind die Teilchen zufälliger angeordnet, somit gibt es mehr als eine mögiche Anordung und die Entropie ist grösser.

'''Weitere Beispiele aus anderen Bereichen'''

[[Bild:Entropie3.JPG]]

ΔS nimmt zu, wenn...

* ...die Anzahl Teilchen zunimmt, wodurch die Wahrscheinlichkeit wieder steigt. (Ein grosses Molekül --> viele kleine Moleküle)

Diese Tatsache ist so zu erklären: Dass sich z.B. zwei Teilchen an verschiedenen Orten aufhalten, ist viel wahrscheinlicher, als dass sie sich am gleichen Ort befinden und zusammen eine Bindung eingehen.

ΔS nimmt zu, wenn...

* ...Mischvorgänge stattfinden, da es ziemlich unwahrscheinlich ist, dass sich die Teilchen unter einander nicht vermischen und weil durch Vermischung eine grössere Anzahl von Anordnungen entsteht und damit die Entropie steigt. (Der Einfluss des Faktors Mischvorgang ist am geringsten)
** ...Reinstoffe zu Gemischen reagieren:
*** Bsp: Würfelzucker ist ein Reinstoff, Wasser ist ein Reinstoff. Löst man den Zucker im Wasser auf, entsteht ein Gemisch.
** ...Elemente zu Verbindungen reagieren:
*** Bsp: N2(g) + O2(g) --> 2NO(g)

=== Berechnung der Entropie ΔS ===

[[Bild:Delta_S.gif]]

"Die Summe der Entropien aller Produkte minus die Summe der Entropien aller Edukte ergibt die Änderung der Entropie"

Entscheidend für die Spontanität einer chemischen Reaktion ist also der Unterschied der Wahrscheinlichkeit. Ist der
Zustand der Produkte wahrscheinlicher als der Zustand der Edukte, kann die Reaktion spontan ablaufen.

Wichtig: Die Entropie ΔS ist die Beschreibung eines Zustandes, sie beschreibt die Wahrscheinlichkeit in einem System. Sie kann
genau berechnet werden, aber um die Spontanität einer chemischen Reaktion zu analysieren genügt oft nur ein abschätzen. Mithilfe
der oben genannten Kriterien kann man die Edukte und Produkte miteinander vergleichen und so bestimmen, ob ΔS > 0 oder < 0,
und so spontan oder unspontan ist.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen von Herr Deuber

== Weblinks ==
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie
* [http://wikipedia.org/ wikipedia]

Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit

2024-06-01T14:49:34Z

Rdeuber:

== Wann spricht man von Reaktionsenthalpie? ==
Der Begriff Enthalpie wird dann verwendet, wenn die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also wenn der Druck und die Temperatur konstant bleiben. Der Druck und die Temperatur sind somit vor und nach der Reaktion gleich gross.
Da freiwillige Reaktionen auch ohne Energie- oder Stoffzufuhr ablaufen, sieht man unter isobaren und isothermen Bedingungen gut, ob eine Reaktion freiwillig abläuft.
Die Enthalpie allein entscheidet nicht, ob die Reaktion freiwillig verläuft oder nicht. Entscheidend ist ein Zusammenspiel der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS) in Abhängigkeit von der Temperatur, welche dann besagt, ob die Gibbs-Energie grösser oder kleiner als null ist. Wenn die Gibbs-Energie (ΔG) kleiner als null ist, verläuft die Reaktion freiwillig. Wenn sie grösser als null ist, verläuft die Reaktion nicht freiwillig.

== Welche Reaktionen sind freiwillig? ==
Eine freiwillige Reaktion hat einen isobaren und isothermen Reaktionsverlauf und es findet '''kein''' Energie- oder Stoffaustausch mit der Umgebung statt.

[[Bild:Chemiewiki 1.png]]

In einem offenen System findet ein Stoff- oder Energieaustausch mit der Umgebung statt, bei einem abgeschlossenen System jedoch nicht.

Neben freiwilligen Reaktionen gibt es auch unfreiwillige Reaktionen, bei denen die Edukte ohne ständige Energie- und Stoffzufuhr nicht zu den Produkten reagieren.

== Vergleich: Kräfte bewirken eine Umwandlung ==
Steine rollen stets nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.
Dieses Konzept kann wie folgt auf chemische Reaktionen angewendet werden:

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_3.png|300px|]]

== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen. Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Prinzip von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit

2024-06-01T14:49:09Z

Rdeuber: Die Seite wurde neu angelegt: „Der Einfluss der Enthalpie ΔH == Wann spricht man von Reaktionsenthalpie? == Der Begriff Enthalpie wird dann verwendet, wenn die Reaktion isobar und isotherm…“

Der Einfluss der Enthalpie ΔH

== Wann spricht man von Reaktionsenthalpie? ==
Der Begriff Enthalpie wird dann verwendet, wenn die Reaktion isobar und isotherm verläuft, also wenn der Druck und die Temperatur konstant bleiben. Der Druck und die Temperatur sind somit vor und nach der Reaktion gleich gross.
Da freiwillige Reaktionen auch ohne Energie- oder Stoffzufuhr ablaufen, sieht man unter isobaren und isothermen Bedingungen gut, ob eine Reaktion freiwillig abläuft.
Die Enthalpie allein entscheidet nicht, ob die Reaktion freiwillig verläuft oder nicht. Entscheidend ist ein Zusammenspiel der Enthalpie (ΔH) und der Entropie (ΔS) in Abhängigkeit von der Temperatur, welche dann besagt, ob die Gibbs-Energie grösser oder kleiner als null ist. Wenn die Gibbs-Energie (ΔG) kleiner als null ist, verläuft die Reaktion freiwillig. Wenn sie grösser als null ist, verläuft die Reaktion nicht freiwillig.

== Welche Reaktionen sind freiwillig? ==
Eine freiwillige Reaktion hat einen isobaren und isothermen Reaktionsverlauf und es findet '''kein''' Energie- oder Stoffaustausch mit der Umgebung statt.

[[Bild:Chemiewiki 1.png]]

In einem offenen System findet ein Stoff- oder Energieaustausch mit der Umgebung statt, bei einem abgeschlossenen System jedoch nicht.

Neben freiwilligen Reaktionen gibt es auch unfreiwillige Reaktionen, bei denen die Edukte ohne ständige Energie- und Stoffzufuhr nicht zu den Produkten reagieren.

== Vergleich: Kräfte bewirken eine Umwandlung ==
Steine rollen stets nach unten, da die potenzielle Energie (Epot) durch die Gravitationskraft in kinetische Energie (Ekin) umgewandelt wird, sodass ein Zustand minimaler Energie erreicht wird.
Dieses Konzept kann wie folgt auf chemische Reaktionen angewendet werden:

=== Exotherme Reaktion ===
Wenn energiereiche Stoffe freiwillig zu energiearmen Stoffen reagieren, wird Energie beispielsweise in Form von Wärme frei. Es handelt sich dabei um exotherme Reaktionen.

ΔH<0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

[[Bild:Chemiewiki_2.png|300px|]]

=== Endotherme Reaktion ===
Wenn Energie aufgewendet oder von der Umgebung hinzugefügt werden muss, damit energetisch tieferliegende Edukte zu energiereicheren Stoffen reagieren, kühlt sich die Umgebungstemperatur ab.
Es handelt sich dabei um eine endotherme Reaktion.

ΔH>0

ΔH wird wie folgt berechnet: ΔH = EGp - EGed

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== Warum wird es immer warm bei exothermen Reaktionen? ==
Exotherme Reaktionen in Lebewesen verursachen im Vergleich zu Umgebung erhöhte Körpertemperatur, da ständig Edukte in Produkte umgewandelt werden. Ein Beispiel dafür ist die Muskelkontraktion, bei welcher aus ATP, ADP und Phosphat entsteht. Die Erhöhung der Körpertemperatur geschieht, da die Energie der Produkte geringer ist als die der Edukte. Ein anderes Beispiel sind Gärvorgänge, bei denen Wärme an die Umgebung abgegeben wird. Aufgrund dieser Beispiele kann man vermuten, dass die Reaktionsenthalpie ΔH entscheidend ist für die Freiwilligkeit chemischer Reaktionen. Und genau das hat Marcellin Berthelot 1878 formuliert und es entstand das «Prinzip von Berthelot».

== Prinzip von Berthelot ==
Marcellin Berthelot formulierte das Prinzip von Berthelot:
Jede chemische Reaktion, die in einem abgeschlossenen System, also ohne Einflüsse von äusserer Energie abläuft, will das Produkt oder den Körper bilden, welches am meisten Wärme freisetzt.

Freiwillige Reaktionen sind exotherm und die Temperatur steigt.

Unfreiwillige Reaktionen sind endotherm und die Temperatur sinkt.

=== Überprüfung der Hypothese ===
Falsifizierung: Aber es gibt auch freiwillige endotherme Reaktionen?

1. Verdunsten von H2O(l) zu H2O(g) → ΔH>0, freiwillig

Temperatur sinkt schnell und stark

Somit ist Verdunsten von H2O eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

2. Bariumhydroxid: Ba(OH)2 und Ammoniumthiocyanat: NH4SCN

Werden diese zwei Salze zusammengeschüttet, sinkt die Temperatur → ΔH>0, freiwillig

Somit ist es eine freiwillige '''und''' endotherme Reaktion.

== Zufällige Teilchenbewegung ==
Die zufällige Teilchenbewegung spielt eine wichtige Rolle für den freiwilligen Verlauf chemischer Reaktionen. Ionen zittern, stossen zufällig zusammen und durch starke Stösse entfernen sie sich voneinander und aus dem Gitter hinaus. Dies zeigt sich gut am Beispiel eines endothermen Lösevorgangs eines Salzes wie z.B. Ammoniumchlorid in Wasser.
Ionen werden getrennt und von Wasser-Molekülen umgeben. Ist die Hydrationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, ist der Lösevorgang endotherm. Das Stoffsystem geht somit von einem energieärmeren in einen energiereicheren Zustand über und dies geschieht freiwillig.

Wenn ein Ion mit einem anderen Ion zusammenstosst und nach einem starken Stoss nochmals stark getroffen wird, gibt es zwei Möglichkeiten:

1. Entweder das Ion wird so getroffen, dass es wieder zurück auf seinen Platz gestossen wird und durch die Anziehungskräfte gehört es dann auch wieder zum Gitter

oder

2. Das Ion wird durch einen zusätzlichen Stoss weiter vom Gitter weggestossen und von Wasser-Molekülen umgeben und somit hydratisiert. Durch die Hydration werden die Anziehungskräfte zwischen dem Ionengitter und dem Ion geschwächt und das Ion entfernt sich noch weiter.

Es gibt viel mehr Möglichkeiten, dass Teilchen weiter weggestossen werden, als dass sie wieder zurück ins Gitter gespickt werden.

Fazit: Es geschieht das, was wahrscheinlich ist.

Mit der Anziehung zwischen den Teilchen und der Wahrscheinlichkeit kommen wir nun zum nächsten Thema und somit zur Entropie ΔS.

Hier gehts zu [[Die Entropie ΔS]].

== Exkurs kinetisches und thermodynamisches Produkt ==
Kinetisches Produkt:

- Niedrigere Aktivierungsenergie, verläuft deshalb schneller aber ist instabiler im Vergleich zum thermodynamischen Produkt.

[[Bild:Chemiewiki_4.png|300px|]]

Thermodynamisches Produkt:

- Stabiler, EA kann höher/grösser sein als beim kinetischen Produkt. Deshalb muss mehr Energie hinzugefügt werden, um das thermodynamische Produkt zu erhalten.

[[Bild:Chemiewiki.5.png|300px|]]

Bei niedrigen Temperaturen wird Aktivierungsenergie (EA) nur so gross, dass ein kinetisches Produkt entsteht. Bei höheren Temperaturen kann eine höhere Aktivierungsenergie erreicht werden und somit kann auch ein stabiles, thermodynamisches Produkt entstehen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Chemiebuch "Chemie für das Gymnasium - Günter Baars und Roger Deuber"

[[Kategorie:Chemie]]

IV Reaktionslehre

2024-06-01T14:48:42Z

Rdeuber:

[[A Stöchiometrie]]

# [[Molmasse und Molvolumen]]
# [[Chemisches Rechnen]]

[[B Reaktionsgeschwindigkeit (Kinetik)]]

# [[Grundlagen der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Die Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Katalyse]]

[[C Energetik]]

# [[Die Reaktionsenthalpie ΔH]]
# [[Berechnung der Reaktionsenthalpie]]
# [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]

[[D Triebkräfte chemischer Reaktionen (Thermodynamik)]]

# [[Freiwillige und unfreiwillige Reaktionen]]
# [[Die Enthalpie ∆H]]
# [[Die Entropie ΔS]]
# [[Die freie Enthalpie ΔG]]
# [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

[[D Triebkräfte chemischer Reaktionen (Thermodynamik)]]

# [[Freiwillige und unfreiwillige Reaktionen]]
# [[Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit]]
# [[Der Einfluss der Die Entropie ΔS auf die Freiwilligkeit]]
# [[Die freie Enthalpie ΔG]]
# [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

[[Das Prinzip des Energieminimums]]

[[E Das Chemische Gleichgewicht]]

# [[Grundlagen GW]]
# [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts]]
# [[Die Berechnung von Gleichgewichtskonzentrationen]]
# [[Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier]]
# [[Die Ammoniaksynthese]]

IV Reaktionslehre

2024-06-01T14:46:06Z

Rdeuber:

[[A Stöchiometrie]]

# [[Molmasse und Molvolumen]]
# [[Chemisches Rechnen]]

[[B Reaktionsgeschwindigkeit (Kinetik)]]

# [[Grundlagen der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Die Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Katalyse]]

[[C Energetik]]

# [[Die Reaktionsenthalpie ΔH]]
# [[Berechnung der Reaktionsenthalpie]]
# [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]

[[D Triebkräfte chemischer Reaktionen (Thermodynamik)]]

# [[Freiwillige und unfreiwillige Reaktionen]]
# [[Der Einfluss der Enthalpie ∆H auf die Freiwilligkeit]]
# [[Der Einfluss der Die Entropie ΔS auf die Freiwilligkeit]]
# [[Die freie Enthalpie ΔG]]
# [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

[[Das Prinzip des Energieminimums]]

[[E Das Chemische Gleichgewicht]]

# [[Grundlagen GW]]
# [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts]]
# [[Die Berechnung von Gleichgewichtskonzentrationen]]
# [[Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier]]
# [[Die Ammoniaksynthese]]

IV Reaktionslehre

2024-05-31T13:54:05Z

Rdeuber:

[[A Stöchiometrie]]

# [[Molmasse und Molvolumen]]
# [[Chemisches Rechnen]]

[[B Reaktionsgeschwindigkeit (Kinetik)]]

# [[Grundlagen der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Die Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Katalyse]]

[[C Energetik]]

# [[Die Reaktionsenthalpie ΔH]]
# [[Berechnung der Reaktionsenthalpie]]
# [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]

[[D Triebkräfte chemischer Reaktionen (Thermodynamik)]]

# [[Freiwillige und unfreiwillige Reaktionen]]

# [[Die Enthalpie ∆H]]
# [[Die Entropie ΔS]]
# [[Die freie Enthalpie ΔG]]
# [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

[[Das Prinzip des Energieminimums]]

[[E Das Chemische Gleichgewicht]]

# [[Grundlagen GW]]
# [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts]]
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# [[Die Ammoniaksynthese]]

Die Enthalpie ∆H

2024-05-31T13:51:14Z

IV Reaktionslehre

2024-05-31T13:48:54Z

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[[A Stöchiometrie]]

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# [[Chemisches Rechnen]]

[[B Reaktionsgeschwindigkeit (Kinetik)]]

# [[Grundlagen der Reaktionsgeschwindigkeit]]
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[[C Energetik]]

# [[Die Reaktionsenthalpie ΔH]]
# [[Berechnung der Reaktionsenthalpie]]
# [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]

[[D Triebkräfte chemischer Reaktionen (Thermodynamik)]]

# [[Freiwillige und unfreiwillige Reaktionen]]
# [[Das Prinzip des Energieminimums]]
# [[Die Enthalpie ∆H]]
# [[Die Entropie ΔS]]
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# [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

[[E Das Chemische Gleichgewicht]]

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# [[Die Ammoniaksynthese]]

Bausteine der Atome

2023-02-02T17:56:04Z

Rdeuber:

Schon vor mehr als 2000 Jahren sprach man von Atomen. Demokrit, einer der grössten Gelehrten im Alten Griechenland, nahm an, alle Materie bestehe aus kleinsten, nicht mehr teilbaren Teilchen, die er "Atome" nannte. Er kam damit der Wahrheit erstaunlich nahe. In Wirklichkeit lässt sich ein Atom noch in Protonen, Elektronen und Neutronen unterteilen, diese Teilchen (auch Elementarteilchen gennant) sind nicht mehr teilbar.

== Elektrizität ==

=== Coulombgesetz ===

Aus dem Unterricht ist das Experiment mit dem Holundermarkkügelchen bekannt. Ist der Kunststoffstaab durch das Reiben mit dem Seidetuch negativ geladen (hat also eine Überzahl von Elektronen) und wird nahe an das Kügelchen gehalten, so passiert zunächst nichts. Berührt der Staab danach das Kügelchen, so gehen Elektronen vom Staab auf das Kügelchen über und sie stossen sich ab (Kügelchen ist nun ebenfalls negativ geladen, weil es Elektronen aufgenommen hat). Wird dann der durch das Reiben mit dem Seidetuch positiv geladene Plastikstaab nahe an das Holundermarkkügelchen gehalten, ziehen sich Kügelchen und Staab an. Dies ist der Beweis dafür, dass sich zwei unterschiedliche Ladungen anziehen und zwei gleiche Ladungen sich abstossen.

Somit gibt es je zwei Möglichkeiten zur Abstossungs- und Anziehungskraft:

* + | | + --> Beide Ladungen positiv, Kräfte stossen sich ab.
* - | | - --> Beide Ladungen negativ, Kräfte stossen sich ab.
* + | | - --> Ladungen unterschiedlich, Kräfte ziehen sich an.
* - | | + --> Ladungen unterschiedlich, Kräfte ziehen sich an.

Doch nicht nur die Ladungen sind entscheidend für die Anziehugs- und Abstossungskräfte. Eine genau so grosse Rolle spielt der Abstand zwischen den Ladungen. Je weiter auseinander die Ladungen sind, desto geringer auch die Anziehungs- bzw. Abstossungskräfte.

Um die Kräfte zu berechnen, braucht man die Coulombformel:

Q1 und Q2 stehen für die Ladungen und r steht für den Abstand dazwischen. Hier sieht man, dass der Abstand eine grosse Rolle spielt, denn dieser wird im quadrat genommen.

== Elementarteilchen ==

* Elektron(e-): Elektronen haben eine negative Ladung. Ihre Masse beträgt 1/2000 Unit.
* Protonen (p+): Protonen haben eine positive Ladung. Ihre Masse beträgt 1 Unit
* Neutronen (n°): Neutronen haben keine Ladung. Ihre Masse beträgt 1 Unit

== Anordnung der Elementarteilchen in Atomen ==

Den ersten Beweis, dass die Atome doch aus noch kleineren Teilchen aufgebaut sind, lieferte J.J.Thomson Ende des 19. Jahrhunderts. Bei Experimenten mit Katodenstrahlen fand er heraus, dass diese aus negativen Teilchen bestehen, die aus dem Innern der Atome stammen müssen. Aus dieser Erkenntnis leitete er ein Atommodell ab, bei dem negative Elektronen in eine gleichmässig positive Grundmaterie eingebettet sind [[image:Thomsonsches_atommodell.png|thumb|right|Atommodell von Thomson]].

Die Entdeckung der Radioaktivität durch H. Becquerel 1896 gab den Anstoss, die bisherigen Vorstellungen über die Struktur der Atome durch neue Modelle zu ersetzen. Wesentliche neue Erkenntnisse brachten die Streuversuche, die druch E. Rutherford und seine Mitarbeiter im Jahr 1909 ausgeführt wurden.
Beim rutherfordschen Streuversuch wurde eine extrem dünne Goldfolie in einer Apparatur eingebaut[[image:streuv1.jpg|thumb|right|Streuversuch von E.Rutherford]] . Rund um die Goldfolie wurde ein Fotografieschirm aufgespannt, der auf radiaktive Strahlung empfindlich ist. Danach wurde die Goldfolie mit Alpha-Strahlen (positiv geladene Helium-Ionen) beschossen. Die Erwartung, dass die grossen, schweren Alphateilchen in der Goldschicht mit etwa 1000 Goldatom-Schichten (!) stecken bleiben würden, tratt nicht ein. Die Ergebnisse ezigten:

1. Der Grossteil der Alphateilchen drang ohne Ablenkung geradlinig durch die Goldfolie hindurch

2. Einige wenige wurden stark stark abgelenkt. Die Alpha-Strahlen müssen also auf etwas positives, massenhaltiges gestossen sein im Atom. Rutherford leitete daraus ein neues Atommodell ab, bei dem anders als beim Thomsonschen Atommodell das Atom aus einem positiv geladenen massereichen Kern und einer negativ geladenen Hülle besteht.

Nach dem rutherfordschen Atommodell besteht das Atom aus einem punktförmigen, massereichen, positiv geladenen Kern und einer viel grösseren kugelförmigen, negativ geladenen Hülle, die die positive Kernladung kompensiert. Dies erklärt, wieso einige Alphateilchen stark und andere gar nicht abgelenkt wurden, denn immer wenn ein solches Teilchen auf den positiven Kern trifft, wird es stark abgelenkt.
[[image:Rutherford_Streuversuch_2.png|thumb|right|Ergebnis Streuversuch Rutherford]]

== Kern-Hülle-Modell ==

=== Kern ===

* Winzig klein, ca. 10-15m
* Positiv geladen: enthält Protonen
* Enthält fast die gesamte Masse des Atomes
* Enthält Neutronen
[[image:Rutherford_Atommodell.png|thumb|right|Atommodell von Rutherford]]

=== Hülle ===

* Im Vergleich zum Kern riesig gross, ca. 10-8m --> Angenommen der Kern hat die Grösse eines Tennisballes, so beträgt der Radius der Hülle 50 km
* Negativ geladen: enthält Elektronen
* Hat fast keine Masse

=== Zusammenhänge ===

* Gleich viele Protonen wie Elektronen, daher ist ein Atom neutral.
* Die Masse der Hülle ist vernachlässigbar, der Atomkern enthält fast die gesamte Masse.
* Die Ausdehnung des Atomkerns ist auch vernachlässigbar.

=== Problem 1 ===

Wieso stossen sich die Protonen im Kern nicht gegenseitig ab?

Erklärung: Wenn Protonen und Neutronen zusammenkommen, entsteht eine extrem starke neue Anziehungskraft, die Kernkraft. Sie tritt jedoch nur auf kurze Distanz auf.
Ein Neutron kann sich in ein Proton und ein Elektron verwandeln und umgekehrt. Dies passiert ständig, so entsteht die Kernkraft. Je nach Zahlenverhältnis zwischen Protonen und Neutronen kann die Anziehungskraft sehr stabil oder sehr instabil sein. Wenn die Anziehungskraft gering ist, kann es zerfallen, dadurch entsteht Radioaktivität.

=== Problem 2 ===

Wieso fallen die Elektronen nicht in den Kern, wenn sich die beiden unterschiedlichen Ladungen des Elektrons und des Protons anziehen?

==== Erklärung: Zentrifugalkraft (Planetenmodell) ====

[[image:Zentrifugalkraft_1.jpg|thumb|right|Zentrifugalkraft]]

* 1) Anziehungskraft Elektron - Proton
* 2) Zentrifugalkraft des Elektrons

Die Erklärung, dass die Zentrifugalkraft des Elektrons die Anziehungskraft zwischen Elektron und Kern kompensiert, kann nicht stimmen, weil nach klassischer Physik bei sich rhythmisch bewegenden entgegengesetzt geladenen Körpern elektromagnetische Strahlung entsteht.

[[image:ems.jpg|thumb|right|Elektromagnetische Strahlung]]

Folge: Das Elektron verliert Energie in Form der elektromagnetischen Strahlung und würde in den Kern fallen.
Tatsache: Elektronen, die weiter vom Kern weg sind, haben mehr Energie.

--> Das Modell, dass das Elektron ein Teilchen ist, stimmt nicht. Es handelt sich um eine Mischung zwischen einem Teilchen und einer Welle. Näheres zu diesem Thema findet man unter [[Das unfassbare Elektron]]

== Berechnung der Anzahl der Elementarteilchen eines Atoms ==

Um die Anzahl herauszufinden, benötigt man ein Periodensystem. Die Ordnungszahl ist gleichzeitig auch die Protonenzahl. Da die Ladung des Atoms neutral sein muss, ist die Elektronenzahl gleich gross wie die Protonenzahl. Aus der Protonenzahl und der Atommasse lässt sich dann die Neutronenzahl bestimmen. Man weiss, dass ein Proton und ein Neutron die Masse 1 Unit haben. Die Differenz der Atommasse und der Ordnungszahl ergibt folglich die Neutronenzahl.

* Beispiele:

<table border="1" cellpadding="5" cellspacing="5" width="40%">
<tr>
<th>Element</th>
<th>Symbol</th>
<th>Atommasse</th>
<th>Anzahl p+</th>
<th>Anzahl e-</th>
<th>Anzahl n°</th>
</tr>
<tr>
<td width="20%">Wasserstoff:</td><td>H</td><td>1u</td><td>1</td><td>1</td><td>1-1=0</td>
</tr>
<tr>
<td width="20%">Helium:</td><td>He</td><td>4u</td><td>2</td><td>2</td><td>4-2=2</td>
</tr>
<tr>
<td width="20%">Gold:</td><td>Au</td><td>197u</td><td>79</td><td>79</td><td>197-79=118</td>
</tr>
<tr>
<td width="20%">Chlor:</td><td>Cl</td><td>ca. 35u</td><td>17</td><td>17</td><td>35-17=18</td>
</tr>
</table>

=== Zusammenhänge ===

* Anzahl p+ = Anzahl e-
* Anzahl n° = Massenzahl - Anzahl p+
* Ordnungszahl = Anzahl p+ (= Anzahl e-)

Die Anzahl Protonen in einem Atom bestimmt das Element. Ist die Protonenzahl bekannt, so kann man das Element im Periodensysem anhand der Ordnungszahl herausfinden, denn die Ordnungszahl entspricht der Anzahl Protonen in einem Atom. Sind z.B. 22 Protonen in einem Atom, so haldelt es sich um Titan, bei 47 Protonen ist es Silber.

== Definitionen ==

* Nukleid: Atome mit einer definierten Anzahl Neutronen und Protonen
* Isotope: Atome mit gleicher Anzahl Prononen und verschiedener Neutronenzahl
* Reinelemente: Bestehen aus einem Nukleid
* Mischelemente: aus verschiedenen Isotopen

== Quellen ==

* Chemieunterlagen
* Chemieduden
* Was ist was Band 3: Atomenergie
* Bild Thomson Atommodell: http://de.academic.ru/pictures/dewiki/116/thomsonsches_atommodell.png
* Bild Rutherford Streuversuch: http://www.u-helmich.de/che/09/03-atombau/streuv1.jpg
* Bild Rutherford Streuversuch 2: http://de.wikipedia.org/w/index.php?title=Datei:Rutherford_gold_foil_experiment_results.svg&filetimestamp=20051230195122
* Bild Rutherford Atommodell: http://www.bertlnetz.de/chemie/bilder/ruato_gr.png
* Ich habe immer gesagt Enthusiasten dieses seit Jahren. [http://www.viagra-cialis.ch/products/cialis.htm cialis online]

Bausteine der Atome

2023-02-02T17:54:54Z

Rdeuber:

Schon vor mehr als 2000 Jahren sprach man von Atomen. Demokrit, einer der grössten Gelehrten im Alten Griechenland, nahm an, alle Materie bestehe aus kleinsten, nicht mehr teilbaren Teilchen, die er "Atome" nannte. Er kam damit der Wahrheit erstaunlich nahe. In Wirklichkeit lässt sich ein Atom noch in Protonen, Elektronen und Neutronen unterteilen, diese Teilchen (auch Elementarteilchen gennant) sind nicht mehr teilbar.

== Elektrizität ==

=== Coulombgesetz ===

Aus dem Unterricht ist das Experiment mit dem Holundermarkkügelchen bekannt. Ist der Kunststoffstaab durch das Reiben mit dem Seidetuch negativ geladen (hat also eine Überzahl von Elektronen) und wird nahe an das Kügelchen gehalten, so passiert zunächst nichts. Berührt der Staab danach das Kügelchen, so gehen Elektronen vom Staab auf das Kügelchen über und sie stossen sich ab (Kügelchen ist nun ebenfalls negativ geladen, weil es Elektronen aufgenommen hat). Wird dann der durch das Reiben mit dem Seidetuch positiv geladene Plastikstaab nahe an das Holundermarkkügelchen gehalten, ziehen sich Kügelchen und Staab an. Dies ist der Beweis dafür, dass sich zwei unterschiedliche Ladungen anziehen und zwei gleiche Ladungen sich abstossen.

Somit gibt es je zwei Möglichkeiten zur Abstossungs- und Anziehungskraft:

* + | | + --> Beide Ladungen positiv, Kräfte stossen sich ab.
* - | | - --> Beide Ladungen negativ, Kräfte stossen sich ab.
* + | | - --> Ladungen unterschiedlich, Kräfte ziehen sich an.
* - | | + --> Ladungen unterschiedlich, Kräfte ziehen sich an.

Doch nicht nur die Ladungen sind entscheidend für die Anziehugs- und Abstossungskräfte. Eine genau so grosse Rolle spielt der Abstand zwischen den Ladungen. Je weiter auseinander die Ladungen sind, desto geringer auch die Anziehungs- bzw. Abstossungskräfte.

Um die Kräfte zu berechnen, braucht man die Coulombformel:

Q1 und Q2 stehen für die Ladungen und r steht für den Abstand dazwischen. Hier sieht man, dass der Abstand eine grosse Rolle spielt, denn dieser wird im quadrat genommen.

== Elementarteilchen ==

* Elektron(e-): Elektronen haben eine negative Ladung. Ihre Masse beträgt 1/2000 Unit.
* Protonen (p+): Protonen haben eine positive Ladung. Ihre Masse beträgt 1 Unit
* Neutronen (n°): Neutronen haben keine Ladung. Ihre Masse beträgt 1 Unit

== Anordnung der Elementarteilchen in Atomen ==

Den ersten Beweis, dass die Atome doch aus noch kleineren Teilchen aufgebaut sind, lieferte J.J.Thomson Ende des 19. Jahrhunderts. Bei Experimenten mit Katodenstrahlen fand er heraus, dass diese aus negativen Teilchen bestehen, die aus dem Innern der Atome stammen müssen. Aus dieser Erkenntnis leitete er ein Atommodell ab, bei dem negative Elektronen in eine gleichmässig positive Grundmaterie eingebettet sind [[image:Thomsonsches_atommodell.png|thumb|right|Atommodell von Thomson]].

Die Entdeckung der Radioaktivität durch H. Becquerel 1896 gab den Anstoss, die bisherigen Vorstellungen über die Struktur der Atome durch neue Modelle zu ersetzen. Wesentliche neue Erkenntnisse brachten die Streuversuche, die druch E. Rutherford und seine Mitarbeiter im Jahr 1909 ausgeführt wurden.
Beim rutherfordschen Streuversuch wurde eine extrem dünne Goldfolie in einer Apparatur eingebaut[[image:streuv1.jpg|thumb|right|Streuversuch von E.Rutherford]] . Rund um die Goldfolie wurde ein Fotografieschirm aufgespannt, der auf radiaktive Strahlung empfindlich ist. Danach wurde die Goldfolie mit Alpha-Strahlen (positiv geladene Helium-Ionen) beschossen. Die Erwartung, dass die grossen, schweren Alphateilchen in der Goldschicht mit etwa 1000 Goldatom-Schichten (!) stecken bleiben würden, tratt nicht ein. Die Ergebnisse ezigten:
1. Der Grossteil der Alphateilchen drang ohne Ablenkung geradlinig durch die Goldfolie hindurch
2. Einige wenige wurden stark stark abgelenkt. Die Alpha-Strahlen müssen also auf etwas positives, massenhaltiges gestossen sein im Atom. Rutherford leitete daraus ein neues Atommodell ab, bei dem anders als beim Thomsonschen Atommodell das Atom aus einem positiv geladenen massereichen Kern und einer negativ geladenen Hülle besteht.

Nach dem rutherfordschen Atommodell besteht das Atom aus einem punktförmigen, massereichen, positiv geladenen Kern und einer viel grösseren kugelförmigen, negativ geladenen Hülle, die die positive Kernladung kompensiert. Dies erklärt, wieso einige Alphateilchen stark und andere gar nicht abgelenkt wurden, denn immer wenn ein solches Teilchen auf den positiven Kern trifft, wird es stark abgelenkt.
[[image:Rutherford_Streuversuch_2.png|thumb|right|Ergebnis Streuversuch Rutherford]]

== Kern-Hülle-Modell ==

=== Kern ===

* Winzig klein, ca. 10-15m
* Positiv geladen: enthält Protonen
* Enthält fast die gesamte Masse des Atomes
* Enthält Neutronen
[[image:Rutherford_Atommodell.png|thumb|right|Atommodell von Rutherford]]

=== Hülle ===

* Im Vergleich zum Kern riesig gross, ca. 10-8m --> Angenommen der Kern hat die Grösse eines Tennisballes, so beträgt der Radius der Hülle 50 km
* Negativ geladen: enthält Elektronen
* Hat fast keine Masse

=== Zusammenhänge ===

* Gleich viele Protonen wie Elektronen, daher ist ein Atom neutral.
* Die Masse der Hülle ist vernachlässigbar, der Atomkern enthält fast die gesamte Masse.
* Die Ausdehnung des Atomkerns ist auch vernachlässigbar.

=== Problem 1 ===

Wieso stossen sich die Protonen im Kern nicht gegenseitig ab?

Erklärung: Wenn Protonen und Neutronen zusammenkommen, entsteht eine extrem starke neue Anziehungskraft, die Kernkraft. Sie tritt jedoch nur auf kurze Distanz auf.
Ein Neutron kann sich in ein Proton und ein Elektron verwandeln und umgekehrt. Dies passiert ständig, so entsteht die Kernkraft. Je nach Zahlenverhältnis zwischen Protonen und Neutronen kann die Anziehungskraft sehr stabil oder sehr instabil sein. Wenn die Anziehungskraft gering ist, kann es zerfallen, dadurch entsteht Radioaktivität.

=== Problem 2 ===

Wieso fallen die Elektronen nicht in den Kern, wenn sich die beiden unterschiedlichen Ladungen des Elektrons und des Protons anziehen?

==== Erklärung: Zentrifugalkraft (Planetenmodell) ====

[[image:Zentrifugalkraft_1.jpg|thumb|right|Zentrifugalkraft]]

* 1) Anziehungskraft Elektron - Proton
* 2) Zentrifugalkraft des Elektrons

Die Erklärung, dass die Zentrifugalkraft des Elektrons die Anziehungskraft zwischen Elektron und Kern kompensiert, kann nicht stimmen, weil nach klassischer Physik bei sich rhythmisch bewegenden entgegengesetzt geladenen Körpern elektromagnetische Strahlung entsteht.

[[image:ems.jpg|thumb|right|Elektromagnetische Strahlung]]

Folge: Das Elektron verliert Energie in Form der elektromagnetischen Strahlung und würde in den Kern fallen.
Tatsache: Elektronen, die weiter vom Kern weg sind, haben mehr Energie.

--> Das Modell, dass das Elektron ein Teilchen ist, stimmt nicht. Es handelt sich um eine Mischung zwischen einem Teilchen und einer Welle. Näheres zu diesem Thema findet man unter [[Das unfassbare Elektron]]

== Berechnung der Anzahl der Elementarteilchen eines Atoms ==

Um die Anzahl herauszufinden, benötigt man ein Periodensystem. Die Ordnungszahl ist gleichzeitig auch die Protonenzahl. Da die Ladung des Atoms neutral sein muss, ist die Elektronenzahl gleich gross wie die Protonenzahl. Aus der Protonenzahl und der Atommasse lässt sich dann die Neutronenzahl bestimmen. Man weiss, dass ein Proton und ein Neutron die Masse 1 Unit haben. Die Differenz der Atommasse und der Ordnungszahl ergibt folglich die Neutronenzahl.

* Beispiele:

<table border="1" cellpadding="5" cellspacing="5" width="40%">
<tr>
<th>Element</th>
<th>Symbol</th>
<th>Atommasse</th>
<th>Anzahl p+</th>
<th>Anzahl e-</th>
<th>Anzahl n°</th>
</tr>
<tr>
<td width="20%">Wasserstoff:</td><td>H</td><td>1u</td><td>1</td><td>1</td><td>1-1=0</td>
</tr>
<tr>
<td width="20%">Helium:</td><td>He</td><td>4u</td><td>2</td><td>2</td><td>4-2=2</td>
</tr>
<tr>
<td width="20%">Gold:</td><td>Au</td><td>197u</td><td>79</td><td>79</td><td>197-79=118</td>
</tr>
<tr>
<td width="20%">Chlor:</td><td>Cl</td><td>ca. 35u</td><td>17</td><td>17</td><td>35-17=18</td>
</tr>
</table>

=== Zusammenhänge ===

* Anzahl p+ = Anzahl e-
* Anzahl n° = Massenzahl - Anzahl p+
* Ordnungszahl = Anzahl p+ (= Anzahl e-)

Die Anzahl Protonen in einem Atom bestimmt das Element. Ist die Protonenzahl bekannt, so kann man das Element im Periodensysem anhand der Ordnungszahl herausfinden, denn die Ordnungszahl entspricht der Anzahl Protonen in einem Atom. Sind z.B. 22 Protonen in einem Atom, so haldelt es sich um Titan, bei 47 Protonen ist es Silber.

== Definitionen ==

* Nukleid: Atome mit einer definierten Anzahl Neutronen und Protonen
* Isotope: Atome mit gleicher Anzahl Prononen und verschiedener Neutronenzahl
* Reinelemente: Bestehen aus einem Nukleid
* Mischelemente: aus verschiedenen Isotopen

== Quellen ==

* Chemieunterlagen
* Chemieduden
* Was ist was Band 3: Atomenergie
* Bild Thomson Atommodell: http://de.academic.ru/pictures/dewiki/116/thomsonsches_atommodell.png
* Bild Rutherford Streuversuch: http://www.u-helmich.de/che/09/03-atombau/streuv1.jpg
* Bild Rutherford Streuversuch 2: http://de.wikipedia.org/w/index.php?title=Datei:Rutherford_gold_foil_experiment_results.svg&filetimestamp=20051230195122
* Bild Rutherford Atommodell: http://www.bertlnetz.de/chemie/bilder/ruato_gr.png
* Ich habe immer gesagt Enthusiasten dieses seit Jahren. [http://www.viagra-cialis.ch/products/cialis.htm cialis online]

Die Berechnung von Gleichgewichtskonzentrationen

2022-12-10T13:35:50Z

Rdeuber:

== Einführung: Bedeutung von K ==

Die Gleichgewichtskonstante K gibt ein Verhältnis von Mengen der bei einer chemischen Reaktion beteiligten Stoffe wieder. Liegen die Edukte und Produkte der Reaktion in dem durch die Gleichgewichtskonstante gegebenen Verhältnis vor, so befindet sich die Reaktion im chemischen Gleichgewicht. Dann findet kein Nettofluss durch die Reaktion statt.

Der Fluss durch die Hinreaktion ist gleich dem Fluss durch die Rückreaktion!

Kennt man also K, so kann man Aussagen über die Lage des Gleichgewichts einer Reaktion machen. Wir wissen dann, ob eine Reaktion überhaupt abläuft, die Produktekonzentration überwiegt, das Gleichgewicht in der Mitte ist, oder ob allenfalls die Edukte überwiegen.

[[Datei:Tabelle.jpg|700px]]

== Die Berechnung an einem Beispiel ==

Synthese von Bananenesther

[[Datei:ReaktionMS.jpg|600px]]

3-Methyl-butanol + Essigsäure ⇌ Essigsäure-3-methyl-butyl-ester + Wasser
(Die Hydroxylgruppe verbindet
sich mit der Essigsäure)

Berechnung:

[[Datei:MWG.jpg|700px]]

Die anfänglichen Edukte sind also gegeben (die Produkte am Anfang noch 0).
Gesucht ist [E]GW also [E] im Gleichgewichtszustand, wobei K=4 sei.

Wir setzen nun die gesuchte [E]GW als x, entsprechend werden die Edukte im GW zu 1-x:

Lösungsweg:

[[Datei:AnfGW.jpg|700px]]

Nun setzen wir in MWG ein:

[[Datei:rechenweg.jpg|700px]]

Die Lösung ist also x1 = 2/3 M, da es nicht möglich ist, dass aus 1 M Alkohol und Säure 2 Mol Ester werden.

x1 = 2/3 → [E]GW = 2/3 Mol (ca. 0.667 Mol)

[H2O]GW = 2/3 Mol (ca. 0.667 Mol)

[S]GW & [A]GW = 1/3 Mol (ca. 0.333 Mol)

Ausbeute: Hergestellte Menge : Maximal mögliche Menge = 0.667 M : 1M = 66,7%

Variante: nimmt man [S]0 = 2M, so wird x1= 0.84 x2= 3.15 (wieder nicht möglich)

Dann wäre: → [E]GW = 0.84 M → und die Ausbeute 84%

== Quellen ==
* Chemieunterlagen

== Weblinks ==
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie
* [http://meta.wikimedia.org/wiki/Help:Contents#For_editors Mediawiki Hilfeseite] – So kann der Link näher beschrieben werden

Freiwillige und unfreiwillige Reaktionen

2022-09-07T14:24:05Z

Rdeuber:

''Definition:'' Läuft eine Reaktion bei Standardbedingungen (Raumtemperatur 25°C=298K, normaler Luftdruck 1013 hPa) '''spontan''' ab, spricht man von einer freiwilligen Reaktion, das '''Mass für die Freiwilligkeit''' ist die '''freie Enthalpie ΔG''' unter Einfluss der [[Die Reaktionsenthalpie ΔH| Reaktionsenthalpie ΔH]], der [[Die Entropie ΔS|Entropie ΔS]] und der Temperatur.

==Grundlegendes==
Es kann zwischen '''drei Arten von Reaktionsabläufen''' unterschieden werden, dabei muss in jedem Fall beachtet werden, dass die '''Zeit''' '''keinen Einfluss auf die Freiwilligkeit''' hat.

* Freiwillige Reaktionen, rasch ablaufend
Beispiele:
- Verbrennen von weissem Phosphor: Unter Standardbedingungen (Raumtemperatur, 1013 hPa Druck) läuft diese Reaktion spontan und sehr schnell ab, sobald weisser Phosphor in Berührung mit dem Luftbestandteil Sauerstoff kommt. Das ist der Grund, wieso weisser Phosphor im Chemielabor unter Wasser aufbewahrt werden muss.
- Lösen einer Vielzahl von Salzen in Wasser
Diese Reaktionen laufen selbständig und vollständig ab, alle Produkte reagieren miteinander zu Edukten.

* Freiwillige Reaktionen, langsam ablaufend
Beispiel:
- Oxidieren von Papier: Bei Raumtemperatur vergilbt Papier, es reagiert mit dem Luftbestandteil Sauerstoff. Diese Reaktion kann durch das Aufbringen einer Aktivierungsenergie (in diesem Fall: heisse Flamme) extrem beschleunigt werden.
Merke: Die Geschwindigkeit, mit der eine Reaktion abläuft, kann durch das Ändern der Reaktionsbedingungen beeinflusst werden.

* Unfreiwillige Reaktionen
Dies sind Reaktionen, die ohne äusseren Zwang nicht ablaufen.
Beispiel:
- Bildung von Erdöl: Wäre die Bildung von Erdöl eine spontane Reaktion, wären wohl alle Energieprobleme der Menschheit gelöst. Will man Erdöl synthetisieren, muss Energie beispielsweise in Form von Druck oder einer gewissen Temperatur in die Reaktion eingebracht werden.

==Freiwillig oder unfreiwillig?==
Um festzustellen, ob eine Reaktion freiwillig ist oder nicht, muss das Mass für die Freiwilligkeit, die '''freie Enthalpie ΔG''' betrachtet werden.
Es gilt: '''ΔG = ΔH - ΔS * T''', T=absolute Temperatur in K bzw. für Standardbedingungen: ''ΔG° = ΔH° - ΔS° * 298''

* Schritt 1: [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]
* Schritt 2: Abschätzen der [[Die Entropie ΔS|Entropie ΔS]], Eruierung der [[Temperatur]] falls diese von 298 K abweicht
* Schritt 3: Einsetzen der errechneten Werte in die Gleichung ΔG = ΔH - ΔS * T

* Ergibt sich einen Wert für '''ΔG°<0''', verläuft die Reaktion '''freiwillig''' (exergonisch) in einem abgeschlossenen System (kein Energie- und Stoffaustausch mit der Umgebung ist möglich, beispielsweise Gefäss im Vakuum, das im ganzen Innenkörper mit Spiegeln ausgekleidet ist (sonst können Lichtstrahlen (Form von Energie) entweichen)).
* Ergibt sich einen Wert für '''ΔG°>0''', verläuft die Reaktion '''unfreiwillig''' (endergonisch) in einem abgeschlossenen System. In einem geschlossenen (Stoffaustausch nicht möglich, Energieaustausch möglich) oder offenen System (Stoffaustausch möglich, Energieaustausch möglich) wäre durch das Zuführen von Energie (beispielsweise Umgebungstemperatur) ein Reaktionsverlauf möglich.

==Ergänzung: Triebkräfte chemischer Reaktionen==
===1.Freiwillige Reaktion: Knallgasreaktion===

[[Datei:11.GIF]]

Ein Ballon wird mit Wasserstoff aufgeblasen. Wenn man diesen Ballon anzündet, so schmilzt der Ballon und der innere Wasserstoff reagiert mit dem äusseren Sauerstoff.
Es ist eine freiwillige Reaktion, weil die Edukte Energiereicher sind als die Produkte.

===2.Unfreiwillige Reaktion: z.B Wasserflasche mit Kohlensäure===
[[Datei:22.GIF]]

Jedoch lauft die Fotosynthese in diesem Beispiel nicht Freiwillig ab!

===Definition von Freiwillige Reaktionen: Freiwillige Reaktionen laufen in einem abgeschlossenen System von alleine ab.===

[[Datei:33.GIF]]

===Beispiele zu den Thermodynamischen Systemen:===

===Offenes System:===
Wenn man Eisenwolle verbrennt, entsteht Eisenoxid. Wiegt man die Masse vorher und nachher, dann hat die Masse zugenommen. Aber laut dem Massenerhaltungsgesetzt muss die Masse gleich wiegen wie am Anfang.
Diese Reaktion hat eben in ein offenes System reagiert, daher hat es auch mit Sauerstoff reagiert (verbunden). Dementsprechend wiegt es mehr wie am Anfang. Daher wurde hier das Masserhaltungsgesetzt trotzdem erfüllt, weil mehr Stoff dazu kam.
Alltagsbeispiel: Wasserkochen; von aussen wärme (Energie) liefern und es fängt an zu verdampfen. Ausserdem kann man Stoffe hinzufügen (zum Beispiel Nudeln).

===Geschlossenes System:===
Wenn man auf ein Reagenzglas den Stöpsel fest reindrückt. Dann kann es nicht zu einem Stoffaustausch kommen, weil nichts mehr durch den Stöpsel durchdringen kann. Energie kann aber trotzdem zugeführt oder abgeführt werden. Zum Beispiel erhitzt man es oder man kühlt es.
Alltagsbeispiel: Taschenwärmer; es ist ein geschlossenes System, d.h man kann kein Stoff reintun, aber man kann ihn erwärmen, wenn man das Metallteil knickt.

===Abgeschlossenes System:===
Hier ist kein Stoffaustausch oder Energieaustausch möglich. Im Labor hat man spezielle Gefässe, in denen man flüssigen Stickstoff auffüllt, denn man will nicht, dass dieser flüssige Stickstoff nach aussen gelangt und auch nicht dass dieser sich auf Zimmertemperatur erwärmt.
Alltagsbeispiel: Thermoskanne; muss geschlossen sein, sodass kein Kaffee raustritt, ausserdem wird versucht, die Energie Übertragung von Wärme durch Isolation zu verhindern. Dadurch kann der warme Kaffee warm bleiben, obwohl es draussen kalt ist.
Allerdings gibt es kein perfektes abgeschlossenes System, denn irgendwie wird die Energie doch übertragen! Somit wird der warme Kaffee beim längeren stehen doch kalt.

== Bemerkungen ==
[[Bild:Spontan_unspontan.png|Spontane unspontane Reaktionen, energetische Situation|right]]
- Grundsätzlich gibt es einen Reaktionstyp, der immer spontan ist, zwei, bei denen es von der Grösse des günstigen und ungünstigen Faktors abhöngt, und einen Reaktionstyp, der immer unspontan ist:

a) ∆H < 0 also günstig*, ∆S > 0 also ebenfalls günstig, somit ist ∆G immer '''spontan''', d.h. ∆G < 0

b) ∆H < 0 also günstig, ∆S < 0 also ungünstig

*Wenn der günstige Enthalpiefaktor ∆H '''grösser''' ist als der ungünstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''
*Wenn der günstige Enthalpiefaktor ∆H '''kleiner''' ist als der ungünstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G > 0, '''unspontan'''

c) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S > 0 also günstig

*Wenn der ungünstige Enthalpiefaktor ∆H '''grösser''' ist als der günstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G > 0, '''unspontan'''
*Wenn der ungünstige Enthalpiefaktor ∆H '''kleiner''' ist als der günstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''

d) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S < 0 also ungünstig, somit ist ∆G immer '''unspontan''', d.h. ∆G > 0*

*günstig : begünstigt einen spontanen Reaktionsablauf
*ungünstig : beungünstigt einen spontanen Reaktionsablauf

- Einfluss der Temperatur T: Bei sehr niedriger Temperatur bewegen sich die Teilchen kaum, die Unordnung ist deshalb gering, es dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen (Beispiele b) - e) ) eine Rolle.

==Beispielaufgaben==
Hier: [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

== Quellen ==
* Chemieunterlagen Buch "Elemente"
* Unterrichtsstoff Herr Deuber

== Weblinks ==
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie

[[Kategorie:Chemie]]

Freiwillige und unfreiwillige Reaktionen

2022-09-07T14:20:47Z

Rdeuber: Die Seite wurde neu angelegt: „''Definition:'' Läuft eine Reaktion bei Standardbedingungen (Raumtemperatur 25°C=298K, normaler Luftdruck 1013 hPa) '''freiwillig''' ab, spricht man von eine…“

''Definition:'' Läuft eine Reaktion bei Standardbedingungen (Raumtemperatur 25°C=298K, normaler Luftdruck 1013 hPa) '''freiwillig''' ab, spricht man von einer spontanen Reaktion, das '''Mass für die Spontaneität''' ist die '''freie Enthalpie ΔG''' unter Einfluss der [[Die Reaktionsenthalpie ΔH| Reaktionsenthalpie ΔH]], der [[Die Entropie ΔS|Entropie ΔS]] und der Temperatur.

==Grundlegendes==
Es kann zwischen '''drei Arten von Reaktionsabläufen''' unterschieden werden, dabei muss in jedem Fall beachtet werden, dass die '''Zeit''' '''keinen Einfluss auf die Spontaneität''' hat.

* Spontane Reaktionen, rasch ablaufend
Beispiele:
- Verbrennen von weissem Phosphor: Unter Standardbedingungen (Raumtemperatur, 1013 hPa Druck) läuft diese Reaktion spontan und sehr schnell ab, sobald weisser Phosphor in Berührung mit dem Luftbestandteil Sauerstoff kommt. Das ist der Grund, wieso weisser Phosphor im Chemielabor unter Wasser aufbewahrt werden muss.
- Lösen einer Vielzahl von Salzen in Wasser
Diese Reaktionen laufen selbständig und vollständig ab, alle Produkte reagieren miteinander zu Edukten.

* Spontane Reaktionen, langsam ablaufend
Beispiel:
- Oxidieren von Papier: Bei Raumtemperatur vergilbt Papier, es reagiert mit dem Luftbestandteil Sauerstoff. Diese Reaktion kann durch das Aufbringen einer Aktivierungsenergie (in diesem Fall: heisse Flamme) extrem beschleunigt werden.
Merke: Die Geschwindigkeit, mit der eine Reaktion abläuft, kann durch das Ändern der Reaktionsbedingungen beeinflusst werden.

* Unspontane Reaktionen
Dies sind Reaktionen, die ohne äusseren Zwang nicht ablaufen.
Beispiel:
- Bildung von Erdöl: Wäre die Bildung von Erdöl eine spontane Reaktion, wären wohl alle Energieprobleme der Menschheit gelöst. Will man Erdöl synthetisieren, muss Energie beispielsweise in Form von Druck oder einer gewissen Temperatur in die Reaktion eingebracht werden.

==Spontan oder unspontan?==
Um festzustellen, ob eine Reaktion spontan ist oder nicht, muss das Mass für die Spontaneität, die '''freie Enthalpie ΔG''' betrachtet werden.
Es gilt: '''ΔG = ΔH - ΔS * T''', T=absolute Temperatur in K bzw. für Standardbedingungen: ''ΔG° = ΔH° - ΔS° * 298''

* Schritt 1: [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]
* Schritt 2: Abschätzen der [[Die Entropie ΔS|Entropie ΔS]], Eruierung der [[Temperatur]] falls diese von 298 K abweicht
* Schritt 3: Einsetzen der errechneten Werte in die Gleichung ΔG = ΔH - ΔS * T

* Ergibt sich einen Wert für '''ΔG°<0''', verläuft die Reaktion '''spontan''' (exergonisch) in einem abgeschlossenen System (kein Energie- und Stoffaustausch mit der Umgebung ist möglich, beispielsweise Gefäss im Vakuum, das im ganzen Innenkörper mit Spiegeln ausgekleidet ist (sonst können Lichtstrahlen (Form von Energie) entweichen)).
* Ergibt sich einen Wert für '''ΔG°>0''', verläuft die Reaktion '''unspontan''' (endergonisch) in einem abgeschlossenen System. In einem geschlossenen (Stoffaustausch nicht möglich, Energieaustausch möglich) oder offenen System (Stoffaustausch möglich, Energieaustausch möglich) wäre durch das Zuführen von Energie (beispielsweise Umgebungstemperatur) ein spontaner Reaktionsverlauf möglich.

==Ergänzung: Triebkräfte chemischer Reaktionen==
===1.Freiwillige Reaktion: Knallgasreaktion===

[[Datei:11.GIF]]

Ein Ballon wird mit Wasserstoff aufgeblasen. Wenn man diesen Ballon anzündet, so schmilzt der Ballon und der innere Wasserstoff reagiert mit dem äusseren Sauerstoff.
Es ist eine freiwillige Reaktion, weil die Edukte Energiereicher sind als die Produkte.

===2.Unfreiwillige Reaktion: z.B Wasserflasche mit Kohlensäure===
[[Datei:22.GIF]]

Jedoch lauft die Fotosynthese in diesem Beispiel nicht Freiwillig ab!

===Definition von Freiwillige Reaktionen: Freiwillige Reaktionen laufen in einem abgeschlossenen System von alleine ab.===

[[Datei:33.GIF]]

===Beispiele zu den Thermodynamischen Systemen:===

===Offenes System:===
Wenn man Eisenwolle verbrennt, entsteht Eisenoxid. Wiegt man die Masse vorher und nachher, dann hat die Masse zugenommen. Aber laut dem Masseerhaltungsgesetzt muss die Masse gleich wiegen wie am Anfang.
Diese Reaktion hat eben in ein offenes System reagiert, daher hat es auch mit Sauerstoff reagiert (verbunden). Dementsprechend wiegt es mehr wie am Anfang. Daher wurde hier das Masserhaltungsgesetzt trotzdem erfüllt, weil mehr Stoff dazu kam.
Alltagsbeispiel: Wasserkochen; von aussen wärme (Energie) liefern und es fängt an zu verdampfen. Ausserdem kann man Stoffe hinzufügen (zum Beispiel Nudeln).

===Geschlossenes System:===
Wenn man auf ein Reagenzglas den Stöpsel fest reindrückt. Dann kann es nicht zu einem Stoffaustausch kommen, weil nichts mehr durch den Stöpsel durchdringen kann. Energie kann aber trotzdem zugeführt oder abgeführt werden. Zum Beispiel erhitzt man es oder man kühlt es.
Alltagsbeispiel: Taschenwärmer; es ist ein geschlossenes System, d.h man kann kein Stoff reintun, aber man kann ihn erwärmen, wenn man das Metallteil knickt.

===Abgeschlossenes System:===
Hier ist kein Stoffaustausch oder Energieaustausch möglich. Im Labor hat man spezielle Gefässe, in denen man flüssigen Stickstoff auffüllt, denn man will nicht, dass dieser flüssige Stickstoff nach aussen gelangt und auch nicht dass dieser sich auf Zimmertemperatur erwärmt.
Alltagsbeispiel: Thermoskanne; muss geschlossen sein, sodass kein Kaffee raustritt, ausserdem wird versucht, die Energie Übertragung von Wärme durch Isolation zu verhindern. Dadurch kann der warme Kaffee warm bleiben, obwohl es draussen kalt ist.
Allerdings gibt es kein perfektes abgeschlossenes System, denn irgendwie wird die Energie doch übertragen! Somit wird der warme Kaffee beim längeren stehen doch kalt.

== Bemerkungen ==
[[Bild:Spontan_unspontan.png|Spontane unspontane Reaktionen, energetische Situation|right]]
- Grundsätzlich gibt es einen Reaktionstyp, der immer spontan ist, zwei, bei denen es von der Grösse des günstigen und ungünstigen Faktors abhöngt, und einen Reaktionstyp, der immer unspontan ist:

a) ∆H < 0 also günstig*, ∆S > 0 also ebenfalls günstig, somit ist ∆G immer '''spontan''', d.h. ∆G < 0

b) ∆H < 0 also günstig, ∆S < 0 also ungünstig

*Wenn der günstige Enthalpiefaktor ∆H '''grösser''' ist als der ungünstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''
*Wenn der günstige Enthalpiefaktor ∆H '''kleiner''' ist als der ungünstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G > 0, '''unspontan'''

c) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S > 0 also günstig

*Wenn der ungünstige Enthalpiefaktor ∆H '''grösser''' ist als der günstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G > 0, '''unspontan'''
*Wenn der ungünstige Enthalpiefaktor ∆H '''kleiner''' ist als der günstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''

d) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S < 0 also ungünstig, somit ist ∆G immer '''unspontan''', d.h. ∆G > 0*

*günstig : begünstigt einen spontanen Reaktionsablauf
*ungünstig : beungünstigt einen spontanen Reaktionsablauf

- Einfluss der Temperatur T: Bei sehr niedriger Temperatur bewegen sich die Teilchen kaum, die Unordnung ist deshalb gering, es dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen (Beispiele b) - e) ) eine Rolle.

==Beispielaufgaben==
Hier: [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

== Quellen ==
* Chemieunterlagen Buch "Elemente"
* Unterrichtsstoff Herr Deuber

== Weblinks ==
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie

[[Kategorie:Chemie]]

IV Reaktionslehre

2022-09-07T14:18:20Z

Rdeuber:

[[A Stöchiometrie]]

# [[Molmasse und Molvolumen]]
# [[Chemisches Rechnen]]

[[B Reaktionsgeschwindigkeit (Kinetik)]]

# [[Grundlagen der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Die Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Katalyse]]

[[C Energetik]]

# [[Die Reaktionsenthalpie ΔH]]
# [[Berechnung der Reaktionsenthalpie]]
# [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]

[[D Triebkräfte chemischer Reaktionen (Thermodynamik)]]

# [[Freiwillige und unfreiwillige Reaktionen]]
# [[Das Prinzip des Energieminimums]]
# [[Die Entropie ΔS]]
# [[Die freie Enthalpie ΔG]]
# [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

[[E Das Chemische Gleichgewicht]]

# [[Grundlagen GW]]
# [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts]]
# [[Die Berechnung von Gleichgewichtskonzentrationen]]
# [[Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier]]
# [[Die Ammoniaksynthese]]

Berechnen und Messen des pH-Werts

2022-06-21T09:23:40Z

Rdeuber: /* Starke Säuren */

== Das Messen von pH-Werten ==

=== SIB-Indikatoren ===
[[image:Indikatorenneu.png‎|thumb|right|Abbildung 1: Hier sind einige Indikatoren und ihr Farbumschlag zu sehen]]
'''Prinzip: H Ind ⇌ Ind- + H+'''

Die Wirkung des Indikators als Säure oder als Base soll vernachlässigbar sein.

In einer stark sauren Lösung (viele H+-Ionen) dominiert Farbe 1 auf Grund einer hohen H3O+ -Konzentration. Aus dem Massenwirkungsgesetzt wird ersichtlich, dass ein grosser Protonendruck herrscht (alles wird protoniert), wodurch eine Verschiebung des Gleichgewichts nach links stattfindet. Bei einer stark basischen Lösung herrscht hingegen ein Protonensog.

Mit diesem Prinzip der Farbänderung funktionieren Universalindikator-Stäbchen. Auf diesen Stäbchen sind verschiedene Indikatoren, welche alle einen anderen Farbumschlag sichtbar machen, angeordnet. Zur genauen Bestimmung des pH-Wertes wird also nicht nur eine Farbänderung erreicht. Die unterschiedlichen Farbanordnungen lassen eine Spezifischere Bestimmung zu, als beispielsweise pH-Papier.

=== pH-Meter ===

Ein pH-Meter ist ein Gerät, welches die elektrische Leitfähigkeit misst.

Die elektrische Leitfähigkeit einer Säure oder Base hängt von der Konzentration der geladenen Teilchen ab: Je mehr geladene Teilchen, welche in diesem Fall H3O+ -Teilchen sind, umso höher ist die Leitfähigkeit und umso tiefer ist der pH-Welt.

So sieht auf jeden Fall die Theorie aus. In Wirklichkeit gibt es aber noch mehr Ionen, welche das genaue Messen stören. Des Weiteren gehen bei der Digitalisierung der Daten durch Auflösen und Runden von Werten Informationen über genaue Messdaten verloren.

=== Video von Simpleclub zum Messen des pH-Werts: ===
[https://www.youtube.com/watch?v=ZZLuo1klIc4 pH-Wert experimentell bestimmen]

== Das Berechnen von pH-Werten ==

Wozu ist das Berechnen von pH-WErten gut? Dazu folgende Situation: Wird ein Organ transplantiert, muss es während des Transports in einer Lösung transportiert werden, die während der ganzen Zeit ganz genau dem physiologischen pH-Wert von 7.4 entspricht. Auch kleinere Abweichungen führen zur Denaturierung von Proteinen, sodass z.B: Enzyme nicht mehr richtig funktionieren, was das Organ schädigt.
Dazu muss man natürlich wissen, wie man eine Lösung mit einem ganz bestimmten pH-Wert herstellen kann.

Konkrete Fragestellung: Wieviel Säure (bzw. Base) muss einer bestimmten Menge Wasser zugegeben werden, damit ein bestimmter pH-Wert erreicht wird?
Wenn ich z.B. 1 Mol einer Säure in einem Liter Wasser gebe (d.h. Konzentration 1 M), wie ist dann der pH-Wert?
Auf diese Frage bekommen wir durch experimentelles Ausprobieren / Bestimmen eine Antwort.

1. Experiment:
Wir geben 0.1Mol HCL zu einem Liter Wasser (Salzsäure) dazu.
Beim messen mit einem Indikator hat die Lösung den pH-Wert 0

Erklärung:
Jedes HCl gibt 1 H+ ab → wir haben 0.1 M H3O+-Ionen → '''pH = -log [H3O+]''' (in diesem Fall = 1)

2. Experiment:
Wir geben 0.1Mol Essigsäure zu einem Liter Wasser dazu.
Beim messen mit einem Indikator hat die Lösung einen deutliche höheren pH-Wert von 2.4.

Erklärung: Das Gleichgewicht der Reaktion liegt nicht ganz rechts, d.h. nur ein Teil der Essigsäure-Teilchen geben ein H+ ab.

Nun lässt sich feststellen, dass es ein bedeutender Unterschied zwischen der Berechnung der starken und der Berechnung der schwachen Säure besteht.

=== Starke und schwache Säuren ===

Die (H3O+)-Konzentration entspricht der Anfangskonzentration [HA]0, wenn es sich um eine starke Säure handelt, denn praktisch jedes Teilchen reagiert mit Wasser. Deshalb liegt das Gleichgewicht bei einer Reaktion mit einer starken Säure ganz rechts.
Bei schwachen Säuren läuft die Reaktion nicht vollständig ab, denn ein pH-Wert von 2 bedeutet, dass es schon mehr als 10× weniger (H3O+)-Ionen hat. Deshalb liegt das Gleichgewicht bei einer Reaktion mit einer schwachen Säure nicht ganz rechts.

Schlussfolgerung aus den 2 Experimenten:
Es gibt offenbar starke Säuren, bei denen das Gleichgewicht ganz rechts liegt, dann gilt pH = -log[HA]0.
Es gibt aber auch schwache Säuren, bei denen das Gleichgewicht nicht ganz rechts liegt, dann muss man wissen, wo das Gleichgewicht liegt.

Wir brauchen ein Mass für die Stärke von Säuren und Basen aus zwei Gründen:

• Um bei Säuren (und Basen) bestimmen zu können, ob das GW genügend stark rechts liegt, sodass sie als starke Säuren bezeichnet werden können.

• Um auch bei schwachen Säuren den pH-Wert bestimmen zu können.

Zusammenfassend kann festgehalten werden:

• starke Säure → [H3O+] ^= [HA]0

• schwache Säuren müssen anders berechnet werden

Da die Reaktion mit Wasser nicht vollständig verläuft, muss die Stärke der Säure bzw. Base in die Berechnung einfliessen. Dazu muss zunächst ein Mass für die Säure- bzw. Basenstärke erarbeitet werden.
→ Zum Berechnen der pH-Werte muss das genaue Wissen über Art und Menge der Säure bzw. Base in der Lösung vorhanden sein.

== Exkurse ==

=== Das Mass für die Stärke von Säuren: Der pKs-Wert ===

Ein Mass für die Stärke von Säuren ist der pKs –Wert. Er gibt Auskunft darüber, wie stark eine Säure ist. Es ist der negative Logarithmus der Gleichgewichtskonstante Ks, wenn eine Säure bzw Base mit Wasser reagiert.

Mit dem Massenwirkungsgesetz kann die Lage des Gleichgewichts gemessen werden, wenn eine bestimmte Menge einer Säure in Wasser gegeben wird.

Reaktionsgleichung: HA + H2O ⇌ H3O+ + A-

Herleitung:

[[Datei:PKs-Herleitung_1.png]]

Der ''maximale Wert'' strebt gegen ∞
→ Je positiver, desto schwächer die Säure

Der ''minimale Wert'' strebt gegen -∞
→ Je negativer, desto stärker die Säure

Eine starke Säure hat einen pKs-Wert mit negativem Vorzeichen, das wird aufgrund der Ks-Gleichung erklärt.

Der pKs-Wert ist somit die Stärke der Säure gegenüber Wasser. HA ist hierbei die Säure, welche ihr Proton abgibt. Die Konzentration des Wassers kann hier vernachlässigt werden, da sie beinahe konstant bleibt. Man sieht hier also, dass bei einem hohen Ks-Wert die Konzentration an Edukten sehr niedrig ist.

=== Die Stärke von Basen: Der pKB-Wert ===

'''Base + H2O ⇌ konj. Säure + OH-'''

Je stärker die konjugierte Säure, umso schwächer ist die Base, da die starke Säure Tendenz hat Protonen abzugeben und die schwache Säure notwendigerweise eine geringere, die Protonen zu halten.

[[Bild:PKb.jpg]]

Basen sind stark, wenn pKB < 0

Berechnung des pKB aus dem pKs:

[[Bild:Pkb2.jpeg]]

Hier sieht man auch wieder, dass eine starke Säure eine schwache konjugierte Base hat.

Mit diesen weiteren Kenntnissen, können nun auch der pH-Wert schwacher Säuren bzw Basen berechnet werden.

=== Mathematische Herleitung von pKs und pKb Werten ===
(Für Interessierte, aber nicht Prüfungsrelevant)

[[Datei:Mathematische_Herleitung.png]]

=== Berechnung des pH-Wertes starker Säuren und Basen ===

Aus dem einleitenden Experiment "das Berechnen von pH-Werten" geht wie erwähnt die folgende Berechnugsformel hervor.

[[Bild:Unbenannt-1.jpg]]

Aus diesem Zusammenhang lässt sich auch der Berechnungsweg für starke Basen herleiten.

[[Bild:Unbenannt-2.jpg]]

Achtung! Wenn Säuren mehrmals reagieren können, wie mehrprotonige Säuren, muss die Anzahl der OH- - und H3O+ - Ionen aus der Formel des Stoffes hergeleitet werden.

=== Berechnung des pH-Wertes schwacher Säuren und Basen ===

(HAc ist in diesem Fall das Symbol für eine schwache Säure)
Aus dieser Formel HAc + H2O ↔ Ac- + H3O+. Nehmen wir als Beispiel Essigsäure. Diese hat einen pKs-Wert von 4.8, woraus wir schliessen können, dass es sich um eine typische schwache Säure handelt.
Siehe Kapitel E. chemisches Gleichgewicht. Link: [[E Das Chemische Gleichgewicht]]

[[Datei:Tabelle_1.png]]

→ Die Säurekonstante einer starken Säure ist gross, die Basenkonstante ihrer korrespondierenden Base entsprechend klein.
→ Die Basenkonstante starken Basen ist gross, die Säurekonstante ihrer korrespondierenden Säure ist deshalb klein
→ Die Stärke einer Säure, d.h. die Leichtigkeit, mit der sie Protonen abgibt, wird durch die Säurekonstante ausgedrückt
→ Die Basenkonstante gibt, die Stärke einer Base an, d.h. die Leichtigkeit, mit der sie Protonen aufnimmt.

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==

=== pH-Wert berechnen ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=vVP10qK8lYY&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=6 pH-Wert berechnen REMAKE]

Das Video zeigt das Vorgehen, wie man den pH-Wert berechnen kann. Zuerst erläutern sie, welche Schritte man durchführen muss, bevor man mit dem Rechnen beginnt. Dann zeigen sie alle Formeln zur Berechnung auf. Am Schluss gibt es noch 2 Beispiele, anhand welchen alles nochmal erklärt und genau gezeigt wird.

Zu beachten:
* Das Video setzt voraus, dass man weiss, was der pH-Wert, Säuren und Basen ist bzw. sind und deren Definitionen kennt.
* Nicht zu vergessen: Der pH-Wert eignet sich nur für die Bestimmung des sauren/basischen Gehalt in WÄSSRIGEN Lösungen.
* Hat man ein Ampholyt, muss man zuerst entscheiden, ob er als Base oder Säure reagiert. Hier gilt: Falls pkS > pkB, dann reagiert der Stoff als Base, sonst als Säure.
* Im Video werden die Säuren und Basen in die Kategorien stark, mittelstark und schwach eingeteilt. Im Unterricht müssen wir jedoch nur zwischen starken und schwachen Säuren bzw. Basen unterscheiden. Hier gilt: pKS < 0 – starke Säure, pKS > 0 – schwache Säure. Bei Basen ist es das gleiche, dort wird jedoch der pKB Wert benutzt.
* Die Begriffe pKS und pKB werden nicht wirklich erklärt und ihr Bezug auf den pH-Wert wird nicht erwähnt. (Nachzulesen unter Kapitel 3: Exkurse)
* Der pH-Wert für schwache Säuren und Basen ist ein arithmetisches Mittel und nicht ganz genau, da wir das x vernachlässigen. Der Wert ist genauer für schwächere Säuren und Basen, da dort der Fehler kleiner ist.

Besonders nützlich:

Das Berechnen des pH-Werts wird Schritt für Schritt gezeigt. Ausserdem gibt es zwei Beispiele am Schluss, wo man kontrollieren kann, ob man das Prinzip verstanden hat.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Wikipedia
* http://www.guidobauersachs.de/allgemeine/SABA.html
* Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics]
== Weblinks ==
* [http://wikipedia.org] – Bilder
* http://www.bs-wiki.de/mediawiki/images/Indikatoren.png - Indikator-Bild

Berechnen und Messen des pH-Werts

2022-06-21T09:23:13Z

Rdeuber:

== Das Messen von pH-Werten ==

=== SIB-Indikatoren ===
[[image:Indikatorenneu.png‎|thumb|right|Abbildung 1: Hier sind einige Indikatoren und ihr Farbumschlag zu sehen]]
'''Prinzip: H Ind ⇌ Ind- + H+'''

Die Wirkung des Indikators als Säure oder als Base soll vernachlässigbar sein.

In einer stark sauren Lösung (viele H+-Ionen) dominiert Farbe 1 auf Grund einer hohen H3O+ -Konzentration. Aus dem Massenwirkungsgesetzt wird ersichtlich, dass ein grosser Protonendruck herrscht (alles wird protoniert), wodurch eine Verschiebung des Gleichgewichts nach links stattfindet. Bei einer stark basischen Lösung herrscht hingegen ein Protonensog.

Mit diesem Prinzip der Farbänderung funktionieren Universalindikator-Stäbchen. Auf diesen Stäbchen sind verschiedene Indikatoren, welche alle einen anderen Farbumschlag sichtbar machen, angeordnet. Zur genauen Bestimmung des pH-Wertes wird also nicht nur eine Farbänderung erreicht. Die unterschiedlichen Farbanordnungen lassen eine Spezifischere Bestimmung zu, als beispielsweise pH-Papier.

=== pH-Meter ===

Ein pH-Meter ist ein Gerät, welches die elektrische Leitfähigkeit misst.

Die elektrische Leitfähigkeit einer Säure oder Base hängt von der Konzentration der geladenen Teilchen ab: Je mehr geladene Teilchen, welche in diesem Fall H3O+ -Teilchen sind, umso höher ist die Leitfähigkeit und umso tiefer ist der pH-Welt.

So sieht auf jeden Fall die Theorie aus. In Wirklichkeit gibt es aber noch mehr Ionen, welche das genaue Messen stören. Des Weiteren gehen bei der Digitalisierung der Daten durch Auflösen und Runden von Werten Informationen über genaue Messdaten verloren.

=== Video von Simpleclub zum Messen des pH-Werts: ===
[https://www.youtube.com/watch?v=ZZLuo1klIc4 pH-Wert experimentell bestimmen]

== Das Berechnen von pH-Werten ==

Wozu ist das Berechnen von pH-WErten gut? Dazu folgende Situation: Wird ein Organ transplantiert, muss es während des Transports in einer Lösung transportiert werden, die während der ganzen Zeit ganz genau dem physiologischen pH-Wert von 7.4 entspricht. Auch kleinere Abweichungen führen zur Denaturierung von Proteinen, sodass z.B: Enzyme nicht mehr richtig funktionieren, was das Organ schädigt.
Dazu muss man natürlich wissen, wie man eine Lösung mit einem ganz bestimmten pH-Wert herstellen kann.

Konkrete Fragestellung: Wieviel Säure (bzw. Base) muss einer bestimmten Menge Wasser zugegeben werden, damit ein bestimmter pH-Wert erreicht wird?
Wenn ich z.B. 1 Mol einer Säure in einem Liter Wasser gebe (d.h. Konzentration 1 M), wie ist dann der pH-Wert?
Auf diese Frage bekommen wir durch experimentelles Ausprobieren / Bestimmen eine Antwort.

1. Experiment:
Wir geben 0.1Mol HCL zu einem Liter Wasser (Salzsäure) dazu.
Beim messen mit einem Indikator hat die Lösung den pH-Wert 0

Erklärung:
Jedes HCl gibt 1 H+ ab → wir haben 0.1 M H3O+-Ionen → '''pH = -log [H3O+]''' (in diesem Fall = 1)

2. Experiment:
Wir geben 0.1Mol Essigsäure zu einem Liter Wasser dazu.
Beim messen mit einem Indikator hat die Lösung einen deutliche höheren pH-Wert von 2.4.

Erklärung: Das Gleichgewicht der Reaktion liegt nicht ganz rechts, d.h. nur ein Teil der Essigsäure-Teilchen geben ein H+ ab.

Nun lässt sich feststellen, dass es ein bedeutender Unterschied zwischen der Berechnung der starken und der Berechnung der schwachen Säure besteht.

=== Starke Säuren ===

Die (H3O+)-Konzentration entspricht der Anfangskonzentration [HA]0, wenn es sich um eine starke Säure handelt, denn praktisch jedes Teilchen reagiert mit Wasser. Deshalb liegt das Gleichgewicht bei einer Reaktion mit einer starken Säure ganz rechts.
Bei schwachen Säuren läuft die Reaktion nicht vollständig ab, denn ein pH-Wert von 2 bedeutet, dass es schon mehr als 10× weniger (H3O+)-Ionen hat. Deshalb liegt das Gleichgewicht bei einer Reaktion mit einer schwachen Säure nicht ganz rechts.

Schlussfolgerung aus den 2 Experimenten:
Es gibt offenbar starke Säuren, bei denen das Gleichgewicht ganz rechts liegt, dann gilt pH = -log[HA]0.
Es gibt aber auch schwache Säuren, bei denen das Gleichgewicht nicht ganz rechts liegt, dann muss man wissen, wo das Gleichgewicht liegt.

Wir brauchen ein Mass für die Stärke von Säuren und Basen aus zwei Gründen:

• Um bei Säuren (und Basen) bestimmen zu können, ob das GW genügend stark rechts liegt, sodass sie als starke Säuren bezeichnet werden können.

• Um auch bei schwachen Säuren den pH-Wert bestimmen zu können.

Zusammenfassend kann festgehalten werden:

• starke Säure → [H3O+] ^= [HA]0

• schwache Säuren müssen anders berechnet werden

Da die Reaktion mit Wasser nicht vollständig verläuft, muss die Stärke der Säure bzw. Base in die Berechnung einfliessen. Dazu muss zunächst ein Mass für die Säure- bzw. Basenstärke erarbeitet werden.
→ Zum Berechnen der pH-Werte muss das genaue Wissen über Art und Menge der Säure bzw. Base in der Lösung vorhanden sein.

== Exkurse ==

=== Das Mass für die Stärke von Säuren: Der pKs-Wert ===

Ein Mass für die Stärke von Säuren ist der pKs –Wert. Er gibt Auskunft darüber, wie stark eine Säure ist. Es ist der negative Logarithmus der Gleichgewichtskonstante Ks, wenn eine Säure bzw Base mit Wasser reagiert.

Mit dem Massenwirkungsgesetz kann die Lage des Gleichgewichts gemessen werden, wenn eine bestimmte Menge einer Säure in Wasser gegeben wird.

Reaktionsgleichung: HA + H2O ⇌ H3O+ + A-

Herleitung:

[[Datei:PKs-Herleitung_1.png]]

Der ''maximale Wert'' strebt gegen ∞
→ Je positiver, desto schwächer die Säure

Der ''minimale Wert'' strebt gegen -∞
→ Je negativer, desto stärker die Säure

Eine starke Säure hat einen pKs-Wert mit negativem Vorzeichen, das wird aufgrund der Ks-Gleichung erklärt.

Der pKs-Wert ist somit die Stärke der Säure gegenüber Wasser. HA ist hierbei die Säure, welche ihr Proton abgibt. Die Konzentration des Wassers kann hier vernachlässigt werden, da sie beinahe konstant bleibt. Man sieht hier also, dass bei einem hohen Ks-Wert die Konzentration an Edukten sehr niedrig ist.

=== Die Stärke von Basen: Der pKB-Wert ===

'''Base + H2O ⇌ konj. Säure + OH-'''

Je stärker die konjugierte Säure, umso schwächer ist die Base, da die starke Säure Tendenz hat Protonen abzugeben und die schwache Säure notwendigerweise eine geringere, die Protonen zu halten.

[[Bild:PKb.jpg]]

Basen sind stark, wenn pKB < 0

Berechnung des pKB aus dem pKs:

[[Bild:Pkb2.jpeg]]

Hier sieht man auch wieder, dass eine starke Säure eine schwache konjugierte Base hat.

Mit diesen weiteren Kenntnissen, können nun auch der pH-Wert schwacher Säuren bzw Basen berechnet werden.

=== Mathematische Herleitung von pKs und pKb Werten ===
(Für Interessierte, aber nicht Prüfungsrelevant)

[[Datei:Mathematische_Herleitung.png]]

=== Berechnung des pH-Wertes starker Säuren und Basen ===

Aus dem einleitenden Experiment "das Berechnen von pH-Werten" geht wie erwähnt die folgende Berechnugsformel hervor.

[[Bild:Unbenannt-1.jpg]]

Aus diesem Zusammenhang lässt sich auch der Berechnungsweg für starke Basen herleiten.

[[Bild:Unbenannt-2.jpg]]

Achtung! Wenn Säuren mehrmals reagieren können, wie mehrprotonige Säuren, muss die Anzahl der OH- - und H3O+ - Ionen aus der Formel des Stoffes hergeleitet werden.

=== Berechnung des pH-Wertes schwacher Säuren und Basen ===

(HAc ist in diesem Fall das Symbol für eine schwache Säure)
Aus dieser Formel HAc + H2O ↔ Ac- + H3O+. Nehmen wir als Beispiel Essigsäure. Diese hat einen pKs-Wert von 4.8, woraus wir schliessen können, dass es sich um eine typische schwache Säure handelt.
Siehe Kapitel E. chemisches Gleichgewicht. Link: [[E Das Chemische Gleichgewicht]]

[[Datei:Tabelle_1.png]]

→ Die Säurekonstante einer starken Säure ist gross, die Basenkonstante ihrer korrespondierenden Base entsprechend klein.
→ Die Basenkonstante starken Basen ist gross, die Säurekonstante ihrer korrespondierenden Säure ist deshalb klein
→ Die Stärke einer Säure, d.h. die Leichtigkeit, mit der sie Protonen abgibt, wird durch die Säurekonstante ausgedrückt
→ Die Basenkonstante gibt, die Stärke einer Base an, d.h. die Leichtigkeit, mit der sie Protonen aufnimmt.

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==

=== pH-Wert berechnen ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=vVP10qK8lYY&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=6 pH-Wert berechnen REMAKE]

Das Video zeigt das Vorgehen, wie man den pH-Wert berechnen kann. Zuerst erläutern sie, welche Schritte man durchführen muss, bevor man mit dem Rechnen beginnt. Dann zeigen sie alle Formeln zur Berechnung auf. Am Schluss gibt es noch 2 Beispiele, anhand welchen alles nochmal erklärt und genau gezeigt wird.

Zu beachten:
* Das Video setzt voraus, dass man weiss, was der pH-Wert, Säuren und Basen ist bzw. sind und deren Definitionen kennt.
* Nicht zu vergessen: Der pH-Wert eignet sich nur für die Bestimmung des sauren/basischen Gehalt in WÄSSRIGEN Lösungen.
* Hat man ein Ampholyt, muss man zuerst entscheiden, ob er als Base oder Säure reagiert. Hier gilt: Falls pkS > pkB, dann reagiert der Stoff als Base, sonst als Säure.
* Im Video werden die Säuren und Basen in die Kategorien stark, mittelstark und schwach eingeteilt. Im Unterricht müssen wir jedoch nur zwischen starken und schwachen Säuren bzw. Basen unterscheiden. Hier gilt: pKS < 0 – starke Säure, pKS > 0 – schwache Säure. Bei Basen ist es das gleiche, dort wird jedoch der pKB Wert benutzt.
* Die Begriffe pKS und pKB werden nicht wirklich erklärt und ihr Bezug auf den pH-Wert wird nicht erwähnt. (Nachzulesen unter Kapitel 3: Exkurse)
* Der pH-Wert für schwache Säuren und Basen ist ein arithmetisches Mittel und nicht ganz genau, da wir das x vernachlässigen. Der Wert ist genauer für schwächere Säuren und Basen, da dort der Fehler kleiner ist.

Besonders nützlich:

Das Berechnen des pH-Werts wird Schritt für Schritt gezeigt. Ausserdem gibt es zwei Beispiele am Schluss, wo man kontrollieren kann, ob man das Prinzip verstanden hat.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Wikipedia
* http://www.guidobauersachs.de/allgemeine/SABA.html
* Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics]
== Weblinks ==
* [http://wikipedia.org] – Bilder
* http://www.bs-wiki.de/mediawiki/images/Indikatoren.png - Indikator-Bild

Berechnen und Messen des pH-Werts

2022-06-21T09:22:42Z

Rdeuber:

== Das Messen von pH-Werten ==

=== SIB-Indikatoren ===
[[image:Indikatorenneu.png‎|thumb|right|Abbildung 1: Hier sind einige Indikatoren und ihr Farbumschlag zu sehen]]
'''Prinzip: H Ind ⇌ Ind- + H+'''

Die Wirkung des Indikators als Säure oder als Base soll vernachlässigbar sein.

In einer stark sauren Lösung (viele H+-Ionen) dominiert Farbe 1 auf Grund einer hohen H3O+ -Konzentration. Aus dem Massenwirkungsgesetzt wird ersichtlich, dass ein grosser Protonendruck herrscht (alles wird protoniert), wodurch eine Verschiebung des Gleichgewichts nach links stattfindet. Bei einer stark basischen Lösung herrscht hingegen ein Protonensog.

Mit diesem Prinzip der Farbänderung funktionieren Universalindikator-Stäbchen. Auf diesen Stäbchen sind verschiedene Indikatoren, welche alle einen anderen Farbumschlag sichtbar machen, angeordnet. Zur genauen Bestimmung des pH-Wertes wird also nicht nur eine Farbänderung erreicht. Die unterschiedlichen Farbanordnungen lassen eine Spezifischere Bestimmung zu, als beispielsweise pH-Papier.

=== pH-Meter ===

Ein pH-Meter ist ein Gerät, welches die elektrische Leitfähigkeit misst.

Die elektrische Leitfähigkeit einer Säure oder Base hängt von der Konzentration der geladenen Teilchen ab: Je mehr geladene Teilchen, welche in diesem Fall H3O+ -Teilchen sind, umso höher ist die Leitfähigkeit und umso tiefer ist der pH-Welt.

So sieht auf jeden Fall die Theorie aus. In Wirklichkeit gibt es aber noch mehr Ionen, welche das genaue Messen stören. Des Weiteren gehen bei der Digitalisierung der Daten durch Auflösen und Runden von Werten Informationen über genaue Messdaten verloren.

=== Video von Simpleclub zum Messen des pH-Werts: ===
[https://www.youtube.com/watch?v=ZZLuo1klIc4 pH-Wert experimentell bestimmen]

== Das Berechnen von pH-Werten ==

Wozu ist das Berechnen von pH-WErten gut? Dazu folgende Situation: Wird ein Organ transplantiert, muss es während des Transports in einer Lösung transportiert werden, die während der ganzen Zeit ganz genau dem physiologischen pH-Wert von 7.4 entsprechen. Auch kleinere Abweichungen führen zur Denaturierung von Proteinen, sodass z.B: Enzyme nicht mehr richtig funktionieren, was das Organ schädigt.
Dazu muss man natürlich wissen, wie man eine Lösung mit einem ganz bestimmten pH-Wert herstellen kann.

Konkrete Fragestellung: Wieviel Säure (bzw. Base) muss einer bestimmten Menge Wasser zugegeben werden, damit ein bestimmter pH-Wert erreicht wird?
Wenn ich z.B. 1 Mol einer Säure in einem Liter Wasser gebe (d.h. Konzentration 1 M), wie ist dann der pH-Wert?
Auf diese Frage bekommen wir durch experimentelles Ausprobieren / Bestimmen eine Antwort.

1. Experiment:
Wir geben 0.1Mol HCL zu einem Liter Wasser (Salzsäure) dazu.
Beim messen mit einem Indikator hat die Lösung den pH-Wert 0

Erklärung:
Jedes HCl gibt 1 H+ ab → wir haben 0.1 M H3O+-Ionen → '''pH = -log [H3O+]''' (in diesem Fall = 1)

2. Experiment:
Wir geben 0.1Mol Essigsäure zu einem Liter Wasser dazu.
Beim messen mit einem Indikator hat die Lösung einen deutliche höheren pH-Wert von 2.4.

Erklärung: Das Gleichgewicht der Reaktion liegt nicht ganz rechts, d.h. nur ein Teil der Essigsäure-Teilchen geben ein H+ ab.

Nun lässt sich feststellen, dass es ein bedeutender Unterschied zwischen der Berechnung der starken und der Berechnung der schwachen Säure besteht.

=== Starke Säuren ===

Die (H3O+)-Konzentration entspricht der Anfangskonzentration [HA]0, wenn es sich um eine starke Säure handelt, denn praktisch jedes Teilchen reagiert mit Wasser. Deshalb liegt das Gleichgewicht bei einer Reaktion mit einer starken Säure ganz rechts.
Bei schwachen Säuren läuft die Reaktion nicht vollständig ab, denn ein pH-Wert von 2 bedeutet, dass es schon mehr als 10× weniger (H3O+)-Ionen hat. Deshalb liegt das Gleichgewicht bei einer Reaktion mit einer schwachen Säure nicht ganz rechts.

Schlussfolgerung aus den 2 Experimenten:
Es gibt offenbar starke Säuren, bei denen das Gleichgewicht ganz rechts liegt, dann gilt pH = -log[HA]0.
Es gibt aber auch schwache Säuren, bei denen das Gleichgewicht nicht ganz rechts liegt, dann muss man wissen, wo das Gleichgewicht liegt.

Wir brauchen ein Mass für die Stärke von Säuren und Basen aus zwei Gründen:

• Um bei Säuren (und Basen) bestimmen zu können, ob das GW genügend stark rechts liegt, sodass sie als starke Säuren bezeichnet werden können.

• Um auch bei schwachen Säuren den pH-Wert bestimmen zu können.

Zusammenfassend kann festgehalten werden:

• starke Säure → [H3O+] ^= [HA]0

• schwache Säuren müssen anders berechnet werden

Da die Reaktion mit Wasser nicht vollständig verläuft, muss die Stärke der Säure bzw. Base in die Berechnung einfliessen. Dazu muss zunächst ein Mass für die Säure- bzw. Basenstärke erarbeitet werden.
→ Zum Berechnen der pH-Werte muss das genaue Wissen über Art und Menge der Säure bzw. Base in der Lösung vorhanden sein.

== Exkurse ==

=== Das Mass für die Stärke von Säuren: Der pKs-Wert ===

Ein Mass für die Stärke von Säuren ist der pKs –Wert. Er gibt Auskunft darüber, wie stark eine Säure ist. Es ist der negative Logarithmus der Gleichgewichtskonstante Ks, wenn eine Säure bzw Base mit Wasser reagiert.

Mit dem Massenwirkungsgesetz kann die Lage des Gleichgewichts gemessen werden, wenn eine bestimmte Menge einer Säure in Wasser gegeben wird.

Reaktionsgleichung: HA + H2O ⇌ H3O+ + A-

Herleitung:

[[Datei:PKs-Herleitung_1.png]]

Der ''maximale Wert'' strebt gegen ∞
→ Je positiver, desto schwächer die Säure

Der ''minimale Wert'' strebt gegen -∞
→ Je negativer, desto stärker die Säure

Eine starke Säure hat einen pKs-Wert mit negativem Vorzeichen, das wird aufgrund der Ks-Gleichung erklärt.

Der pKs-Wert ist somit die Stärke der Säure gegenüber Wasser. HA ist hierbei die Säure, welche ihr Proton abgibt. Die Konzentration des Wassers kann hier vernachlässigt werden, da sie beinahe konstant bleibt. Man sieht hier also, dass bei einem hohen Ks-Wert die Konzentration an Edukten sehr niedrig ist.

=== Die Stärke von Basen: Der pKB-Wert ===

'''Base + H2O ⇌ konj. Säure + OH-'''

Je stärker die konjugierte Säure, umso schwächer ist die Base, da die starke Säure Tendenz hat Protonen abzugeben und die schwache Säure notwendigerweise eine geringere, die Protonen zu halten.

[[Bild:PKb.jpg]]

Basen sind stark, wenn pKB < 0

Berechnung des pKB aus dem pKs:

[[Bild:Pkb2.jpeg]]

Hier sieht man auch wieder, dass eine starke Säure eine schwache konjugierte Base hat.

Mit diesen weiteren Kenntnissen, können nun auch der pH-Wert schwacher Säuren bzw Basen berechnet werden.

=== Mathematische Herleitung von pKs und pKb Werten ===
(Für Interessierte, aber nicht Prüfungsrelevant)

[[Datei:Mathematische_Herleitung.png]]

=== Berechnung des pH-Wertes starker Säuren und Basen ===

Aus dem einleitenden Experiment "das Berechnen von pH-Werten" geht wie erwähnt die folgende Berechnugsformel hervor.

[[Bild:Unbenannt-1.jpg]]

Aus diesem Zusammenhang lässt sich auch der Berechnungsweg für starke Basen herleiten.

[[Bild:Unbenannt-2.jpg]]

Achtung! Wenn Säuren mehrmals reagieren können, wie mehrprotonige Säuren, muss die Anzahl der OH- - und H3O+ - Ionen aus der Formel des Stoffes hergeleitet werden.

=== Berechnung des pH-Wertes schwacher Säuren und Basen ===

(HAc ist in diesem Fall das Symbol für eine schwache Säure)
Aus dieser Formel HAc + H2O ↔ Ac- + H3O+. Nehmen wir als Beispiel Essigsäure. Diese hat einen pKs-Wert von 4.8, woraus wir schliessen können, dass es sich um eine typische schwache Säure handelt.
Siehe Kapitel E. chemisches Gleichgewicht. Link: [[E Das Chemische Gleichgewicht]]

[[Datei:Tabelle_1.png]]

→ Die Säurekonstante einer starken Säure ist gross, die Basenkonstante ihrer korrespondierenden Base entsprechend klein.
→ Die Basenkonstante starken Basen ist gross, die Säurekonstante ihrer korrespondierenden Säure ist deshalb klein
→ Die Stärke einer Säure, d.h. die Leichtigkeit, mit der sie Protonen abgibt, wird durch die Säurekonstante ausgedrückt
→ Die Basenkonstante gibt, die Stärke einer Base an, d.h. die Leichtigkeit, mit der sie Protonen aufnimmt.

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==

=== pH-Wert berechnen ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=vVP10qK8lYY&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=6 pH-Wert berechnen REMAKE]

Das Video zeigt das Vorgehen, wie man den pH-Wert berechnen kann. Zuerst erläutern sie, welche Schritte man durchführen muss, bevor man mit dem Rechnen beginnt. Dann zeigen sie alle Formeln zur Berechnung auf. Am Schluss gibt es noch 2 Beispiele, anhand welchen alles nochmal erklärt und genau gezeigt wird.

Zu beachten:
* Das Video setzt voraus, dass man weiss, was der pH-Wert, Säuren und Basen ist bzw. sind und deren Definitionen kennt.
* Nicht zu vergessen: Der pH-Wert eignet sich nur für die Bestimmung des sauren/basischen Gehalt in WÄSSRIGEN Lösungen.
* Hat man ein Ampholyt, muss man zuerst entscheiden, ob er als Base oder Säure reagiert. Hier gilt: Falls pkS > pkB, dann reagiert der Stoff als Base, sonst als Säure.
* Im Video werden die Säuren und Basen in die Kategorien stark, mittelstark und schwach eingeteilt. Im Unterricht müssen wir jedoch nur zwischen starken und schwachen Säuren bzw. Basen unterscheiden. Hier gilt: pKS < 0 – starke Säure, pKS > 0 – schwache Säure. Bei Basen ist es das gleiche, dort wird jedoch der pKB Wert benutzt.
* Die Begriffe pKS und pKB werden nicht wirklich erklärt und ihr Bezug auf den pH-Wert wird nicht erwähnt. (Nachzulesen unter Kapitel 3: Exkurse)
* Der pH-Wert für schwache Säuren und Basen ist ein arithmetisches Mittel und nicht ganz genau, da wir das x vernachlässigen. Der Wert ist genauer für schwächere Säuren und Basen, da dort der Fehler kleiner ist.

Besonders nützlich:

Das Berechnen des pH-Werts wird Schritt für Schritt gezeigt. Ausserdem gibt es zwei Beispiele am Schluss, wo man kontrollieren kann, ob man das Prinzip verstanden hat.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* Wikipedia
* http://www.guidobauersachs.de/allgemeine/SABA.html
* Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Chemics]
== Weblinks ==
* [http://wikipedia.org] – Bilder
* http://www.bs-wiki.de/mediawiki/images/Indikatoren.png - Indikator-Bild

Grundlagen Redox

2022-05-15T12:41:29Z

Rdeuber:

Wie der Name schon sagt, handelt es sich bei einer Redoxreaktion sowohl um eine Reduktion wie auch um eine Oxidation. Dabei verliert ein Atom ein Elektron (Oxidation) welches von einem anderen Atom angezogen wird (Reduktion).

__TOC__

== Einführung Teilgleichungen Oxidation, Reduktion ==

=== Exp. Brom mit Aluminium ===

[[image:Brom&Aluminium.jpg|thumb|right|Brom in der Reaktion mit Aluminium; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.google.ch/imgres?q=Brom+%26+aluminium&hl=de&sa=X&biw=1280&bih=917&tbm=isch&prmd=imvns&tbnid=ujvSi8zxtjITcM:&imgrefurl=http://www.seilnacht.com/versuche/exphalog.html&docid=xuP4yqp4f0rqGM&imgurl=http://www.seilnacht.com/versuche/tnbromre.JPG&w=354&h=261&ei=VM8bT-n-OIjs-gan76WgDA&zoom=1&iact=hc&vpx=380&vpy=153&dur=30&hovh=193&hovw=262&tx=211&ty=135&sig=100353730604487365873&page=1&tbnh=144&tbnw=206&start=0&ndsp=30&ved=1t:429,r:1,s:0]]]
Ein Reagenzglas wird zur Hälfte mit Brom gefüllt, danach wird Alufolie hinzugegeben. Das Experiment sollte unter einer Abzugshaube durchgeführt werden, um die unangenehmen Dämpfe abzusaugen. Die Reaktion braucht anfangs etwas Zeit bis sie ins Laufen kommt, danach ist sie jedoch heftig.

=== Darstellung ===

Reaktionsgleichung: 2Al + 3Br2 → 2Al3+Br-3

Nun kann die die ganze Reaktionsgleichung in zwei Teilgleichungen unterteilt werden.

Oxidation: Al → Al3+ + 3e-

Reduktion: Br2+ 2e- → 2Br-

Die Elektronen werden jeweils auf der Seite hinzugeschrieben auf der sie positiv dargestellt werden können. Da Aluminium beim Produkt Elektronen fehlen werden sie auf der Produktseite einfach wieder hinzugeschrieben. Aluminium hat im Periodensystem die Oxidationszahl III daher werden 3 Elektronen dazugeschrieben. Brom hat die Oxidationszahl -I und da es zwei Bromatome sind werden hier 2 Elektronen hinzugefügt. Nun müssen die beiden Teilgeleichungen so ausgeglichen werden, dass Aluminium so viele Elektronen abgibt wie Brom aufnimmt. Das kleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6. Also wird die Oxidation mit 2, und die Reduktion mit 3 multipliziert.

Oxidation: 2Al → 2Al3+ + 6e-

Reduktion: 3Br2 + 6e- → 6Br-

Aus diesen angepassten Teilgeleichungen kann nun wieder auf die ganze Reaktionsgleichung vom Anfang geschlossen werden.

== Oxidationszahlen bei Molekülen ==

Am Beispiel: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

Ein ganzes Molekül kann in dem Sinn nicht oxidieren, nur die jeweiligen einzelnen Atome. Daher muss von jedem Atom einzeln die Oxidationszahl ermittelt werden. Mit Hilfe der Elektronegativität kann bestimmt werden, welche Atome Elektronen verlieren (also oxidieren) und welche Atome Elektronen aufnehmen.

CH4 zum Beispiel: C hat, wie im Periodensystem nachgesehen werden kann, eine Elektronegativität von 2,5. H dagegen eine von 2,1. Da C elektronegativer ist klaut es die Elektronen und zwar nach Oxidationszahl IV. H dagegen hat die Oxidationszahl -I, da es vier sind werden diese vier vom C-Atom aufgenommen. Wird dies nun mit allen einzelnen Atomen gemacht, kommt man auf folgende Reaktionsgleichung:

C-IVH4+IV + 2O20 → C+IVO2-IV + 2H2+IIO-II

Oxidation: Alle Atome die einen Verlust von Elektronen haben, die Oxidationszahl vom Edukt zum Produkt also positiver wird. Das C-Atom gehört zur Oxidation weil es beim Edukt die Oxidationszahl -IV hat beim Produkt jedoch +IV

C-IV → C+IV + 8e-

Reduktion: Alle Atome die Elektronen stehlen, die Oxidationszahl vom Edukt zum Produkt also negativer wird. Dies ist hier der Fall beim Sauerstoffatom.

O20 + 4e- → 2O-II

Nun wird die Gleichung wiederum angepasst. Das kleinste gemeinsame Vielfache von vier und acht ist acht. Also muss die Reduktionsgleichung mit zwei multipliziert werden.

Oxidation: C-IV → C+IV + 8e-

Reduktion: 2O20 + 8e- → 4O-II

Hat die gesamte Reaktionsgleichung keine Änderungen der Oxidationszahlen von Edukt zum Produkt der einzelnen Atome, handelt es sich um KEINE Redoxreaktion.

== Komplexe Moleküle ==

[[image:Glucose.jpg|thumb|right|Glucose; für eine detailliertere Sicht siehe [http://www.google.ch/imgres?q=c6h12o6+strukturformel&hl=de&biw=1280&bih=917&tbm=isch&tbnid=xiIDC-kWADQtCM:&imgrefurl=http://www.guidobauersachs.de/oc/zucker.html&docid=XMpYYUqPtyb4AM&imgurl=http://www.guidobauersachs.de/oc/glucose.gif&w=141&h=353&ei=-O0bT9i9HoLtOYbmqakL&zoom=1&iact=hc&vpx=352&vpy=106&dur=170&hovh=282&hovw=112&tx=113&ty=163&sig=100353730604487365873&page=2&tbnh=173&tbnw=69&start=31&ndsp=25&ved=1t:429,r:6,s:31]]]

Am Beispiel der Photosynthese: 6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2

Versieht man nun wiederum alle einzelnen Atome mit der Elektronegativität und fügt die Oxidationszahlen hinzu wird es etwas komplizierter. Beim komplexen Molekül C6H12O6 wäre die Oxidationszahl für ein C-Atom laut PS +IV, was insgesamt dann 24 wären. Da ein Molekül aber immer auf die gesamt Oxidationszahl 0 kommen muss und H und O zusammen bereits 0 ergeben kann dies nicht sein. Betrachtet man das Molekül genauer, sieht man warum. Die mittleren C-Atome haben eine Oxidationszahl von null (Bild C-Atome 2-4), die beiden an der Seite jedoch haben die Oxidationszahl I bzw. -I. Somit kommen wir auf einen Durchschnitt der Oxidationszahl von 0, was aufgeht. Ist ein Molekül also komplexer und enthält mehrere C-Atome müssen diese einzeln betrachtet werden.

6C+IVO2-IV + 6H2+IIO-II → C60H12+XIIO6-XII + 6O20

Oxidation: 12O-II → 6O20 + 24e-

Reduktion: Einzelne C-Atome aufschreiben und Elektronen zusammenzählen gibt auch wieder 24 Elektronen.

C+IV + 5e- → C-I

4C+IV + 16e- → 4C0

C+IV + 3e- → C+I

== Regeln und Hilfsregeln ==

=== Regeln ===
1. Die Oxidationszahlen (OxZ) werden mit römischen Ziffern bezeichnet und können meist im PS nachgesehen werden.

2. Bei einatomigen Ionen ist die OxZ gleich der Ionenladung: Na+IO-II

3. In Molekülen werden die Bindungselektronen dem Bindungspartner mit der höheren Elektronegativität zugeordnet. Die sich so ergebenden "Ladungen" entsprechen den Oxidationszahlen.

4. Die Oxidationszahlen der Elemente sind definitionsgemäss gleich Null.

=== Hilfsregeln ===

1. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome in einem Molekül ist gleich Null

2. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome in einem mehratomigen Ion ist gleich der Ladung des Ions.

3. Die OxZ von Sauerstoff in Verbindungen ist meist -II aufgrund der hohen Elektronegativität. Ausnahmen: Wasserstoffperoxide (H2O2) und Bindungen mit Fluor (F2O)

4. Die OxZ von Wasserstoff in Verbindungen ist meist +I aufgrund der tiefen Elektronegativität. Ausnahme: Metallhydride.

5. Bei komplexeren Molekülen in denen mehrere C-Atome enthalten sind, müssen diese einzeln betrachtet werden. Bsp: 6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2

== Quellen ==
* Chemieunterlagen

IV Reaktionslehre

2021-12-12T15:11:05Z

Rdeuber:

[[A Stöchiometrie]]

# [[Molmasse und Molvolumen]]
# [[Chemisches Rechnen]]

[[B Reaktionsgeschwindigkeit (Kinetik)]]

# [[Grundlagen der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Die Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Katalyse]]

[[C Energetik]]

# [[Die Reaktionsenthalpie ΔH]]
# [[Berechnung der Reaktionsenthalpie]]
# [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]

[[D Triebkräfte chemischer Reaktionen (Thermodynamik)]]

# [[Spontane und unspontane Reaktionen]]
# [[Das Prinzip des Energieminimums]]
# [[Die Entropie ΔS]]
# [[Die freie Enthalpie ΔG]]
# [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

[[E Das Chemische Gleichgewicht]]

# [[Grundlagen GW]]
# [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts]]
# [[Die Berechnung von Gleichgewichtskonzentrationen]]
# [[Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier]]
# [[Die Ammoniaksynthese]]

IV Reaktionslehre

2021-12-12T15:10:49Z

Rdeuber:

[[A Stöchiometrie]]

# [[Molmasse und Molvolumen]]
# [[Chemisches Rechnen]]

[[B Reaktionsgeschwindigkeit (Kinetik)]]

# [[Grundlagen der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Die Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit]]
# [[Katalyse]]

[[C Energetik]]

# [[Die Reaktionsenthalpie ΔH]]
# [[Berechnung der Reaktionsenthalpie]]
# [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]

[[D Triebkräfte chemischer Reaktionen (Thermodynamik)]]

# [[Spontane und unspontane Reaktionen]]
# [[Das Prinzip des Energieminimums]]
# [[Die Entropie ΔS]]
# [[Die freie Enthalpie ΔG]]
# [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

[[E Das Chemische Gleichgewicht]]

# [[Grundlagen GW]]
# [[Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts]]
# [[Die Berechnung von gleichgewichtskonzentrationen]]
# [[Die Beeinflussung des Chemischen Gleichgewichts: Das Prinzip von Le Chatelier]]
# [[Die Ammoniaksynthese]]

Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts

2021-12-09T12:37:14Z

Rdeuber:

[[Achtung: Diese Seite muss überarbeitet werden - Bitte nicht als Lerngrundlage verwenden!]]

Gleichgewicht bedeutet nicht, dass die chemische Aktivität
aufgehört hat, sondern nur, dass Hin- und Rückreaktionen mit derselben Geschwindigkeit ablaufen,
sodass sich die Mengen von Reaktand und Produkt nicht mehr ändern.

==Einführung: Der Holzapfelkrieg==
Am besten ist es wohl anhand folgendem Beispiel des Holzapfelkrieges zu verstehen

Man stelle sich einen Holzapfelbaum vor, der auf der Grenzlinie zwischen zwei Gärten steht; in dem einen wohnt eine alte Frau und in dem anderen ein Vater, der seinem Sohn aufgetragen hat, hinauszugehen und den Garten von Holzäpfeln zu reinigen. Der Junge merkt schnell, dass man die Holzäpfel am einfachsten dadurch los wird, wenn man sie in den Nachbargarten wirft. Er tut es und erregt den Zorn der alten Frau. Jetzt beginnen der Junge und die Frau Holzäpfel hin und her, über den Zaun, zu werfen so schnell sie können. Wer wird gewinnen? Die Schlacht läuft in drei Phasen ab. Wenn man annimmt, dass der Junge stärker und schneller ist als die alte Frau, könnte man meinen, dass der Konflikt damit endet, dass alle Äpfel auf der Seite der alten Frau landen . Wenn sich auf beiden Seiten des Zauns die gleiche Anzahl von Äpfeln befindet, ist es zwar richtig, dass der Junge die Äpfel schneller über den Zaun werfen wird, als sie die alte Frau zurückwerfen kann. Aber das heißt nur, dass mehr Äpfel auf der Seite der alten Frau sein werden, die dann leichter zu erreichen sind. Auf der Seite des Jungen werden sie rarer, und der Junge muss mehr herumrennen, um sie aufzuheben. Schließlich wird ein Gleichstand oder ein Gleichgewicht erreicht, in dem die gleiche Anzahl der Äpfel in beiden Richtungen über den Zaun fliegen. Die alten Frau wirft weniger schnell, hat aber geringere Mühe, Äpfel zu finden; der Junge wirft schneller, verliert aber Zeit dadurch, dass er herumrennt und die wenigen Äpfel auf seiner Seite sucht. Das Verhältnis der Äpfel auf den beiden Seiten des Zauns wird schließlich durch die relative Geschwindigkeit der beiden Kämpfer bestimmt, doch werden nicht alle Äpfel auf einer Seite landen.[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php]

==Die Herleitung des Massenwirkungsgesetzes==

Da das Massenwirkungsgesetz von der bestreffenden Reaktionsgleichung abhängig ist, wählen wir ein einfaches Beispiel einer Reaktion:

A + B ⇌ C

Das Erreichen des chem. Gleichgewichts wird in drei Phasen betrachtet:

*1. Phase
Bei Beginn, Zeitpunkt 0, gibt es noch keine Produkte und die Edukte sind noch vollzählig.

<gallery>
Image:1phase.JPG|
</gallery>

*2. Phase
Die Reaktion beginnt, das Produkt wird aus den kleiner werdeden Edukten gebildet.

<gallery>
Image:2phase.JPG‎|
</gallery>

*3. Phase
Nun ist das Gleichgewicht erreicht und die Menge der Produkte wie auch der Edukte bleiben gleich, solange nicht etwas anderes das Gleichgewicht stört.

<gallery>
Image:3phase.JPG‎|
</gallery>

==Grundstruktur der Formel==

Edukte A und B werden zum Produkt C bis das chemische Gleichgewicht erreicht wird.

A + B ⇌ C

==Die Gleichgewichtskonstante==

Die Gleichgewichtskonstante K ergibt sich aus dem Division von den Produkten durch die Edukte und gibt Auskunft von welcher Seite mehr vorhanden ist. ( Auf welcher Seite das Gleichgewicht ist.)

[[image:Kcab.JPG‎|Gleichgewichtskonstante]]

K strebt gegen unendlich, wenn fast alle Edukte zu Produkte reagiert haben
(Hinreaktion). Somit hat die Konstante K einen Wert von (deutlich)>1.
Gibt es nun fast nur Edukte, liegt das GW auf der „linken“ Seite und K ist <1.

*
==Zusammenfassung: Video (Simple Club)==
*
Die Bedeutung des chemischen Gleichgewichts wird am Anfang dieses Video mithilfe eines Beispiels einer einfachen Matherechnung erklärt. Anschließend werden die Verhältnisse der Edukte und der Produkte im Gleichgewicht verdeutlicht. Später kommt man auch auf die Gleichgewichtskonstante K zu sprechen. Dies wird durch ein Beispiel erklärt, in dem eine Reaktion mit den Produkten a und b zu den Edukten c und d reagieren. Hier wird erklärt wie die Hin- und Rückreaktion ausgerechnet werden.
*
Merke:
*
* Das chemische Gleichgewicht entsteht bei einer Reaktion bei der nach einer gewissen Zeit die Stoffe, welche als Edukte vorliegen und die Stoffe die als Produkte vorliegen, in einem bestimmten Mengenverhältnis vorliegen.

* Bei einem chemischen Gleichgewicht sind Hin- sowie Rückreaktion gleich schnell.
* Im Unterricht haben wir uns grundsätzlich mit den Bereichen
: K > 1, K < 1 und K = 1 befasst.
* Wenn die Gleichgewichtskonstante (Kc) kleiner als 1 ist, dann liegt das Gleichgewicht auf der linken Seite, also auf der Seite mit den Edukten und wenn es grösser als 1 ist, liegt es auf der rechte Seite, also auf der Seite mit den Produkten.

: Die Gleichgewichtskonstante ist eine Zahl die durch die Division der Konzentration der Produkte und der Konzentration der Edukte entsteht.
* Diese Zahl sagt aus, ob sich das Gleichgewicht schliesslich auf der Seite mit den Edukten oder auf der Seite mit den Produkten befindet.

* Besonders nützlich: Das Video ist einerseits für den Einstieg in das Thema des chemischen Gleichgewichtes nützlich. Andererseits bekommt man einen klaren Einblick und eine klare Erklärung der Gleichgewichtskonstante und deren Zusammenhang mit dem Massenwirkungsgesetz.

==Quellen==
*Eigene Notizen

==Weblinks==
*[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php Holzapfelkrieg] - Mittlerweile Offline
*[https://www.youtube.com/watch?v=z8IeyvQ5wFE Simple Club Video]

Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts

2021-12-09T12:36:00Z

Rdeuber:

[[Achtung:]]

Gleichgewicht bedeutet nicht, dass die chemische Aktivität
aufgehört hat, sondern nur, dass Hin- und Rückreaktionen mit derselben Geschwindigkeit ablaufen,
sodass sich die Mengen von Reaktand und Produkt nicht mehr ändern.

==Einführung: Der Holzapfelkrieg==
Am besten ist es wohl anhand folgendem Beispiel des Holzapfelkrieges zu verstehen

Man stelle sich einen Holzapfelbaum vor, der auf der Grenzlinie zwischen zwei Gärten steht; in dem einen wohnt eine alte Frau und in dem anderen ein Vater, der seinem Sohn aufgetragen hat, hinauszugehen und den Garten von Holzäpfeln zu reinigen. Der Junge merkt schnell, dass man die Holzäpfel am einfachsten dadurch los wird, wenn man sie in den Nachbargarten wirft. Er tut es und erregt den Zorn der alten Frau. Jetzt beginnen der Junge und die Frau Holzäpfel hin und her, über den Zaun, zu werfen so schnell sie können. Wer wird gewinnen? Die Schlacht läuft in drei Phasen ab. Wenn man annimmt, dass der Junge stärker und schneller ist als die alte Frau, könnte man meinen, dass der Konflikt damit endet, dass alle Äpfel auf der Seite der alten Frau landen . Wenn sich auf beiden Seiten des Zauns die gleiche Anzahl von Äpfeln befindet, ist es zwar richtig, dass der Junge die Äpfel schneller über den Zaun werfen wird, als sie die alte Frau zurückwerfen kann. Aber das heißt nur, dass mehr Äpfel auf der Seite der alten Frau sein werden, die dann leichter zu erreichen sind. Auf der Seite des Jungen werden sie rarer, und der Junge muss mehr herumrennen, um sie aufzuheben. Schließlich wird ein Gleichstand oder ein Gleichgewicht erreicht, in dem die gleiche Anzahl der Äpfel in beiden Richtungen über den Zaun fliegen. Die alten Frau wirft weniger schnell, hat aber geringere Mühe, Äpfel zu finden; der Junge wirft schneller, verliert aber Zeit dadurch, dass er herumrennt und die wenigen Äpfel auf seiner Seite sucht. Das Verhältnis der Äpfel auf den beiden Seiten des Zauns wird schließlich durch die relative Geschwindigkeit der beiden Kämpfer bestimmt, doch werden nicht alle Äpfel auf einer Seite landen.[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php]

==Die Herleitung des Massenwirkungsgesetzes==

Da das Massenwirkungsgesetz von der bestreffenden Reaktionsgleichung abhängig ist, wählen wir ein einfaches Beispiel einer Reaktion:

A + B ⇌ C

Das Erreichen des chem. Gleichgewichts wird in drei Phasen betrachtet:

*1. Phase
Bei Beginn, Zeitpunkt 0, gibt es noch keine Produkte und die Edukte sind noch vollzählig.

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Image:1phase.JPG|
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*2. Phase
Die Reaktion beginnt, das Produkt wird aus den kleiner werdeden Edukten gebildet.

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*3. Phase
Nun ist das Gleichgewicht erreicht und die Menge der Produkte wie auch der Edukte bleiben gleich, solange nicht etwas anderes das Gleichgewicht stört.

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==Grundstruktur der Formel==

Edukte A und B werden zum Produkt C bis das chemische Gleichgewicht erreicht wird.

A + B ⇌ C

==Die Gleichgewichtskonstante==

Die Gleichgewichtskonstante K ergibt sich aus dem Division von den Produkten durch die Edukte und gibt Auskunft von welcher Seite mehr vorhanden ist. ( Auf welcher Seite das Gleichgewicht ist.)

[[image:Kcab.JPG‎|Gleichgewichtskonstante]]

K strebt gegen unendlich, wenn fast alle Edukte zu Produkte reagiert haben
(Hinreaktion). Somit hat die Konstante K einen Wert von (deutlich)>1.
Gibt es nun fast nur Edukte, liegt das GW auf der „linken“ Seite und K ist <1.

*
==Zusammenfassung: Video (Simple Club)==
*
Die Bedeutung des chemischen Gleichgewichts wird am Anfang dieses Video mithilfe eines Beispiels einer einfachen Matherechnung erklärt. Anschließend werden die Verhältnisse der Edukte und der Produkte im Gleichgewicht verdeutlicht. Später kommt man auch auf die Gleichgewichtskonstante K zu sprechen. Dies wird durch ein Beispiel erklärt, in dem eine Reaktion mit den Produkten a und b zu den Edukten c und d reagieren. Hier wird erklärt wie die Hin- und Rückreaktion ausgerechnet werden.
*
Merke:
*
* Das chemische Gleichgewicht entsteht bei einer Reaktion bei der nach einer gewissen Zeit die Stoffe, welche als Edukte vorliegen und die Stoffe die als Produkte vorliegen, in einem bestimmten Mengenverhältnis vorliegen.

* Bei einem chemischen Gleichgewicht sind Hin- sowie Rückreaktion gleich schnell.
* Im Unterricht haben wir uns grundsätzlich mit den Bereichen
: K > 1, K < 1 und K = 1 befasst.
* Wenn die Gleichgewichtskonstante (Kc) kleiner als 1 ist, dann liegt das Gleichgewicht auf der linken Seite, also auf der Seite mit den Edukten und wenn es grösser als 1 ist, liegt es auf der rechte Seite, also auf der Seite mit den Produkten.

: Die Gleichgewichtskonstante ist eine Zahl die durch die Division der Konzentration der Produkte und der Konzentration der Edukte entsteht.
* Diese Zahl sagt aus, ob sich das Gleichgewicht schliesslich auf der Seite mit den Edukten oder auf der Seite mit den Produkten befindet.

* Besonders nützlich: Das Video ist einerseits für den Einstieg in das Thema des chemischen Gleichgewichtes nützlich. Andererseits bekommt man einen klaren Einblick und eine klare Erklärung der Gleichgewichtskonstante und deren Zusammenhang mit dem Massenwirkungsgesetz.

==Quellen==
*Eigene Notizen

==Weblinks==
*[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php Holzapfelkrieg] - Mittlerweile Offline
*[https://www.youtube.com/watch?v=z8IeyvQ5wFE Simple Club Video]

Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts

2021-12-09T12:27:59Z

Rdeuber: /* Die Herleitung des Massenwirkungsgesetzes */

Gleichgewicht bedeutet nicht, dass die chemische Aktivität
aufgehört hat, sondern nur, dass Hin- und Rückreaktionen mit derselben Geschwindigkeit ablaufen,
sodass sich die Mengen von Reaktand und Produkt nicht mehr ändern.

==Einführung: Der Holzapfelkrieg==
Am besten ist es wohl anhand folgendem Beispiel des Holzapfelkrieges zu verstehen

Man stelle sich einen Holzapfelbaum vor, der auf der Grenzlinie zwischen zwei Gärten steht; in dem einen wohnt eine alte Frau und in dem anderen ein Vater, der seinem Sohn aufgetragen hat, hinauszugehen und den Garten von Holzäpfeln zu reinigen. Der Junge merkt schnell, dass man die Holzäpfel am einfachsten dadurch los wird, wenn man sie in den Nachbargarten wirft. Er tut es und erregt den Zorn der alten Frau. Jetzt beginnen der Junge und die Frau Holzäpfel hin und her, über den Zaun, zu werfen so schnell sie können. Wer wird gewinnen? Die Schlacht läuft in drei Phasen ab. Wenn man annimmt, dass der Junge stärker und schneller ist als die alte Frau, könnte man meinen, dass der Konflikt damit endet, dass alle Äpfel auf der Seite der alten Frau landen . Wenn sich auf beiden Seiten des Zauns die gleiche Anzahl von Äpfeln befindet, ist es zwar richtig, dass der Junge die Äpfel schneller über den Zaun werfen wird, als sie die alte Frau zurückwerfen kann. Aber das heißt nur, dass mehr Äpfel auf der Seite der alten Frau sein werden, die dann leichter zu erreichen sind. Auf der Seite des Jungen werden sie rarer, und der Junge muss mehr herumrennen, um sie aufzuheben. Schließlich wird ein Gleichstand oder ein Gleichgewicht erreicht, in dem die gleiche Anzahl der Äpfel in beiden Richtungen über den Zaun fliegen. Die alten Frau wirft weniger schnell, hat aber geringere Mühe, Äpfel zu finden; der Junge wirft schneller, verliert aber Zeit dadurch, dass er herumrennt und die wenigen Äpfel auf seiner Seite sucht. Das Verhältnis der Äpfel auf den beiden Seiten des Zauns wird schließlich durch die relative Geschwindigkeit der beiden Kämpfer bestimmt, doch werden nicht alle Äpfel auf einer Seite landen.[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php]

==Die Herleitung des Massenwirkungsgesetzes==

Da das Massenwirkungsgesetz von der bestreffenden Reaktionsgleichung abhängig ist, wählen wir ein einfaches Beispiel einer Reaktion:

A + B ⇌ C

Das Erreichen des chem. Gleichgewichts wird in drei Phasen betrachtet:

*1. Phase
Bei Beginn, Zeitpunkt 0, gibt es noch keine Produkte und die Edukte sind noch vollzählig.

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Image:1phase.JPG|
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*2. Phase
Die Reaktion beginnt, das Produkt wird aus den kleiner werdeden Edukten gebildet.

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*3. Phase
Nun ist das Gleichgewicht erreicht und die Menge der Produkte wie auch der Edukte bleiben gleich, solange nicht etwas anderes das Gleichgewicht stört.

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Image:3phase.JPG‎|
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==Grundstruktur der Formel==

Edukte A und B werden zum Produkt C bis das chemische Gleichgewicht erreicht wird.

A + B ⇌ C

==Die Gleichgewichtskonstante==

Die Gleichgewichtskonstante K ergibt sich aus dem Division von den Produkten durch die Edukte und gibt Auskunft von welcher Seite mehr vorhanden ist. ( Auf welcher Seite das Gleichgewicht ist.)

[[image:Kcab.JPG‎|Gleichgewichtskonstante]]

K strebt gegen unendlich, wenn fast alle Edukte zu Produkte reagiert haben
(Hinreaktion). Somit hat die Konstante K einen Wert von (deutlich)>1.
Gibt es nun fast nur Edukte, liegt das GW auf der „linken“ Seite und K ist <1.

*
==Zusammenfassung: Video (Simple Club)==
*
Die Bedeutung des chemischen Gleichgewichts wird am Anfang dieses Video mithilfe eines Beispiels einer einfachen Matherechnung erklärt. Anschließend werden die Verhältnisse der Edukte und der Produkte im Gleichgewicht verdeutlicht. Später kommt man auch auf die Gleichgewichtskonstante K zu sprechen. Dies wird durch ein Beispiel erklärt, in dem eine Reaktion mit den Produkten a und b zu den Edukten c und d reagieren. Hier wird erklärt wie die Hin- und Rückreaktion ausgerechnet werden.
*
Merke:
*
* Das chemische Gleichgewicht entsteht bei einer Reaktion bei der nach einer gewissen Zeit die Stoffe, welche als Edukte vorliegen und die Stoffe die als Produkte vorliegen, in einem bestimmten Mengenverhältnis vorliegen.

* Bei einem chemischen Gleichgewicht sind Hin- sowie Rückreaktion gleich schnell.
* Im Unterricht haben wir uns grundsätzlich mit den Bereichen
: K > 1, K < 1 und K = 1 befasst.
* Wenn die Gleichgewichtskonstante (Kc) kleiner als 1 ist, dann liegt das Gleichgewicht auf der linken Seite, also auf der Seite mit den Edukten und wenn es grösser als 1 ist, liegt es auf der rechte Seite, also auf der Seite mit den Produkten.

: Die Gleichgewichtskonstante ist eine Zahl die durch die Division der Konzentration der Produkte und der Konzentration der Edukte entsteht.
* Diese Zahl sagt aus, ob sich das Gleichgewicht schliesslich auf der Seite mit den Edukten oder auf der Seite mit den Produkten befindet.

* Besonders nützlich: Das Video ist einerseits für den Einstieg in das Thema des chemischen Gleichgewichtes nützlich. Andererseits bekommt man einen klaren Einblick und eine klare Erklärung der Gleichgewichtskonstante und deren Zusammenhang mit dem Massenwirkungsgesetz.

==Quellen==
*Eigene Notizen

==Weblinks==
*[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php Holzapfelkrieg] - Mittlerweile Offline
*[https://www.youtube.com/watch?v=z8IeyvQ5wFE Simple Club Video]

Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts

2021-12-09T12:25:23Z

Rdeuber: /* Die Herleitung des Massenwirkungsgesetzes */

Gleichgewicht bedeutet nicht, dass die chemische Aktivität
aufgehört hat, sondern nur, dass Hin- und Rückreaktionen mit derselben Geschwindigkeit ablaufen,
sodass sich die Mengen von Reaktand und Produkt nicht mehr ändern.

==Einführung: Der Holzapfelkrieg==
Am besten ist es wohl anhand folgendem Beispiel des Holzapfelkrieges zu verstehen

Man stelle sich einen Holzapfelbaum vor, der auf der Grenzlinie zwischen zwei Gärten steht; in dem einen wohnt eine alte Frau und in dem anderen ein Vater, der seinem Sohn aufgetragen hat, hinauszugehen und den Garten von Holzäpfeln zu reinigen. Der Junge merkt schnell, dass man die Holzäpfel am einfachsten dadurch los wird, wenn man sie in den Nachbargarten wirft. Er tut es und erregt den Zorn der alten Frau. Jetzt beginnen der Junge und die Frau Holzäpfel hin und her, über den Zaun, zu werfen so schnell sie können. Wer wird gewinnen? Die Schlacht läuft in drei Phasen ab. Wenn man annimmt, dass der Junge stärker und schneller ist als die alte Frau, könnte man meinen, dass der Konflikt damit endet, dass alle Äpfel auf der Seite der alten Frau landen . Wenn sich auf beiden Seiten des Zauns die gleiche Anzahl von Äpfeln befindet, ist es zwar richtig, dass der Junge die Äpfel schneller über den Zaun werfen wird, als sie die alte Frau zurückwerfen kann. Aber das heißt nur, dass mehr Äpfel auf der Seite der alten Frau sein werden, die dann leichter zu erreichen sind. Auf der Seite des Jungen werden sie rarer, und der Junge muss mehr herumrennen, um sie aufzuheben. Schließlich wird ein Gleichstand oder ein Gleichgewicht erreicht, in dem die gleiche Anzahl der Äpfel in beiden Richtungen über den Zaun fliegen. Die alten Frau wirft weniger schnell, hat aber geringere Mühe, Äpfel zu finden; der Junge wirft schneller, verliert aber Zeit dadurch, dass er herumrennt und die wenigen Äpfel auf seiner Seite sucht. Das Verhältnis der Äpfel auf den beiden Seiten des Zauns wird schließlich durch die relative Geschwindigkeit der beiden Kämpfer bestimmt, doch werden nicht alle Äpfel auf einer Seite landen.[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php]

==Die Herleitung des Massenwirkungsgesetzes==

Da das Massenwirkungsgesetz von der bestreffenden Reaktionsgleichung abhängig ist, wählen wir ein einfaches Beispiel einer Reaktion:

A + B ⇌ C

Das Erreichen des chem. Gleichgewichts wird in drei Phasen betrachtet:

*1. Phase
Bei Beginn, Zeitpunkt 0, gibt es noch keine Produkte und die Edukte sind noch vollzählig.

<gallery>
Image:2phase.JPG| ''21

*2. Phase
Die Reaktion beginnt, das Produkt wird aus den kleiner werdeden Edukten gebildet.

<gallery>
Image:3phase.JPG‎| ''2.Phase''
</gallery>

*3. Phase
Nun ist das Gleichgewicht erreicht und die Menge der Produkte wie auch der Edukte bleiben gleich, solange nicht etwas anderes das Gleichgewicht stört.

<gallery>
Image:3phase.JPG‎| ''3.Phase''
</gallery>

==Grundstruktur der Formel==

Edukte A und B werden zum Produkt C bis das chemische Gleichgewicht erreicht wird.

A + B ⇌ C

==Die Gleichgewichtskonstante==

Die Gleichgewichtskonstante K ergibt sich aus dem Division von den Produkten durch die Edukte und gibt Auskunft von welcher Seite mehr vorhanden ist. ( Auf welcher Seite das Gleichgewicht ist.)

[[image:Kcab.JPG‎|Gleichgewichtskonstante]]

K strebt gegen unendlich, wenn fast alle Edukte zu Produkte reagiert haben
(Hinreaktion). Somit hat die Konstante K einen Wert von (deutlich)>1.
Gibt es nun fast nur Edukte, liegt das GW auf der „linken“ Seite und K ist <1.

*
==Zusammenfassung: Video (Simple Club)==
*
Die Bedeutung des chemischen Gleichgewichts wird am Anfang dieses Video mithilfe eines Beispiels einer einfachen Matherechnung erklärt. Anschließend werden die Verhältnisse der Edukte und der Produkte im Gleichgewicht verdeutlicht. Später kommt man auch auf die Gleichgewichtskonstante K zu sprechen. Dies wird durch ein Beispiel erklärt, in dem eine Reaktion mit den Produkten a und b zu den Edukten c und d reagieren. Hier wird erklärt wie die Hin- und Rückreaktion ausgerechnet werden.
*
Merke:
*
* Das chemische Gleichgewicht entsteht bei einer Reaktion bei der nach einer gewissen Zeit die Stoffe, welche als Edukte vorliegen und die Stoffe die als Produkte vorliegen, in einem bestimmten Mengenverhältnis vorliegen.

* Bei einem chemischen Gleichgewicht sind Hin- sowie Rückreaktion gleich schnell.
* Im Unterricht haben wir uns grundsätzlich mit den Bereichen
: K > 1, K < 1 und K = 1 befasst.
* Wenn die Gleichgewichtskonstante (Kc) kleiner als 1 ist, dann liegt das Gleichgewicht auf der linken Seite, also auf der Seite mit den Edukten und wenn es grösser als 1 ist, liegt es auf der rechte Seite, also auf der Seite mit den Produkten.

: Die Gleichgewichtskonstante ist eine Zahl die durch die Division der Konzentration der Produkte und der Konzentration der Edukte entsteht.
* Diese Zahl sagt aus, ob sich das Gleichgewicht schliesslich auf der Seite mit den Edukten oder auf der Seite mit den Produkten befindet.

* Besonders nützlich: Das Video ist einerseits für den Einstieg in das Thema des chemischen Gleichgewichtes nützlich. Andererseits bekommt man einen klaren Einblick und eine klare Erklärung der Gleichgewichtskonstante und deren Zusammenhang mit dem Massenwirkungsgesetz.

==Quellen==
*Eigene Notizen

==Weblinks==
*[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php Holzapfelkrieg] - Mittlerweile Offline
*[https://www.youtube.com/watch?v=z8IeyvQ5wFE Simple Club Video]

Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts

2021-12-09T12:21:15Z

Rdeuber: /* Die Herleitung des Massenwirkungsgesetzes */

Gleichgewicht bedeutet nicht, dass die chemische Aktivität
aufgehört hat, sondern nur, dass Hin- und Rückreaktionen mit derselben Geschwindigkeit ablaufen,
sodass sich die Mengen von Reaktand und Produkt nicht mehr ändern.

==Einführung: Der Holzapfelkrieg==
Am besten ist es wohl anhand folgendem Beispiel des Holzapfelkrieges zu verstehen

Man stelle sich einen Holzapfelbaum vor, der auf der Grenzlinie zwischen zwei Gärten steht; in dem einen wohnt eine alte Frau und in dem anderen ein Vater, der seinem Sohn aufgetragen hat, hinauszugehen und den Garten von Holzäpfeln zu reinigen. Der Junge merkt schnell, dass man die Holzäpfel am einfachsten dadurch los wird, wenn man sie in den Nachbargarten wirft. Er tut es und erregt den Zorn der alten Frau. Jetzt beginnen der Junge und die Frau Holzäpfel hin und her, über den Zaun, zu werfen so schnell sie können. Wer wird gewinnen? Die Schlacht läuft in drei Phasen ab. Wenn man annimmt, dass der Junge stärker und schneller ist als die alte Frau, könnte man meinen, dass der Konflikt damit endet, dass alle Äpfel auf der Seite der alten Frau landen . Wenn sich auf beiden Seiten des Zauns die gleiche Anzahl von Äpfeln befindet, ist es zwar richtig, dass der Junge die Äpfel schneller über den Zaun werfen wird, als sie die alte Frau zurückwerfen kann. Aber das heißt nur, dass mehr Äpfel auf der Seite der alten Frau sein werden, die dann leichter zu erreichen sind. Auf der Seite des Jungen werden sie rarer, und der Junge muss mehr herumrennen, um sie aufzuheben. Schließlich wird ein Gleichstand oder ein Gleichgewicht erreicht, in dem die gleiche Anzahl der Äpfel in beiden Richtungen über den Zaun fliegen. Die alten Frau wirft weniger schnell, hat aber geringere Mühe, Äpfel zu finden; der Junge wirft schneller, verliert aber Zeit dadurch, dass er herumrennt und die wenigen Äpfel auf seiner Seite sucht. Das Verhältnis der Äpfel auf den beiden Seiten des Zauns wird schließlich durch die relative Geschwindigkeit der beiden Kämpfer bestimmt, doch werden nicht alle Äpfel auf einer Seite landen.[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php]

==Die Herleitung des Massenwirkungsgesetzes==

Daa das Massenwirkungsgesetz von der bestreffenden Reaktionsgleichung abhängig ist, wählen wir ein einfaches Beispiel einer Reaktion:

A + B ⇌ C

<gallery>
Image:1phase.JPG| ''1.Phase''
Image:2phase.JPG| ''2.Phase''
Image:3phase.JPG‎| ''3.Phase''
</gallery>

*1. Phase
Bei Beginn, Zeitpunkt 0, gibt es noch keine Produkte und die Edukte sind noch vollzählig.

*2. Phase
Die Reaktion beginnt, das Produkt wird aus den kleiner werdeden Edukten gebildet.

*3. Phase
Nun ist das Gleichgewicht erreicht und die Menge der Produkte wie auch der Edukte bleiben gleich, solange nicht etwas anderes das Gleichgewicht stört.

==Grundstruktur der Formel==

Edukte A und B werden zum Produkt C bis das chemische Gleichgewicht erreicht wird.

A + B ⇌ C

==Die Gleichgewichtskonstante==

Die Gleichgewichtskonstante K ergibt sich aus dem Division von den Produkten durch die Edukte und gibt Auskunft von welcher Seite mehr vorhanden ist. ( Auf welcher Seite das Gleichgewicht ist.)

[[image:Kcab.JPG‎|Gleichgewichtskonstante]]

K strebt gegen unendlich, wenn fast alle Edukte zu Produkte reagiert haben
(Hinreaktion). Somit hat die Konstante K einen Wert von (deutlich)>1.
Gibt es nun fast nur Edukte, liegt das GW auf der „linken“ Seite und K ist <1.

*
==Zusammenfassung: Video (Simple Club)==
*
Die Bedeutung des chemischen Gleichgewichts wird am Anfang dieses Video mithilfe eines Beispiels einer einfachen Matherechnung erklärt. Anschließend werden die Verhältnisse der Edukte und der Produkte im Gleichgewicht verdeutlicht. Später kommt man auch auf die Gleichgewichtskonstante K zu sprechen. Dies wird durch ein Beispiel erklärt, in dem eine Reaktion mit den Produkten a und b zu den Edukten c und d reagieren. Hier wird erklärt wie die Hin- und Rückreaktion ausgerechnet werden.
*
Merke:
*
* Das chemische Gleichgewicht entsteht bei einer Reaktion bei der nach einer gewissen Zeit die Stoffe, welche als Edukte vorliegen und die Stoffe die als Produkte vorliegen, in einem bestimmten Mengenverhältnis vorliegen.

* Bei einem chemischen Gleichgewicht sind Hin- sowie Rückreaktion gleich schnell.
* Im Unterricht haben wir uns grundsätzlich mit den Bereichen
: K > 1, K < 1 und K = 1 befasst.
* Wenn die Gleichgewichtskonstante (Kc) kleiner als 1 ist, dann liegt das Gleichgewicht auf der linken Seite, also auf der Seite mit den Edukten und wenn es grösser als 1 ist, liegt es auf der rechte Seite, also auf der Seite mit den Produkten.

: Die Gleichgewichtskonstante ist eine Zahl die durch die Division der Konzentration der Produkte und der Konzentration der Edukte entsteht.
* Diese Zahl sagt aus, ob sich das Gleichgewicht schliesslich auf der Seite mit den Edukten oder auf der Seite mit den Produkten befindet.

* Besonders nützlich: Das Video ist einerseits für den Einstieg in das Thema des chemischen Gleichgewichtes nützlich. Andererseits bekommt man einen klaren Einblick und eine klare Erklärung der Gleichgewichtskonstante und deren Zusammenhang mit dem Massenwirkungsgesetz.

==Quellen==
*Eigene Notizen

==Weblinks==
*[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php Holzapfelkrieg] - Mittlerweile Offline
*[https://www.youtube.com/watch?v=z8IeyvQ5wFE Simple Club Video]

Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts

2021-12-09T12:19:21Z

Rdeuber: /* Herleitung des Massenwirkungsgesetzes */

Gleichgewicht bedeutet nicht, dass die chemische Aktivität
aufgehört hat, sondern nur, dass Hin- und Rückreaktionen mit derselben Geschwindigkeit ablaufen,
sodass sich die Mengen von Reaktand und Produkt nicht mehr ändern.

==Einführung: Der Holzapfelkrieg==
Am besten ist es wohl anhand folgendem Beispiel des Holzapfelkrieges zu verstehen

Man stelle sich einen Holzapfelbaum vor, der auf der Grenzlinie zwischen zwei Gärten steht; in dem einen wohnt eine alte Frau und in dem anderen ein Vater, der seinem Sohn aufgetragen hat, hinauszugehen und den Garten von Holzäpfeln zu reinigen. Der Junge merkt schnell, dass man die Holzäpfel am einfachsten dadurch los wird, wenn man sie in den Nachbargarten wirft. Er tut es und erregt den Zorn der alten Frau. Jetzt beginnen der Junge und die Frau Holzäpfel hin und her, über den Zaun, zu werfen so schnell sie können. Wer wird gewinnen? Die Schlacht läuft in drei Phasen ab. Wenn man annimmt, dass der Junge stärker und schneller ist als die alte Frau, könnte man meinen, dass der Konflikt damit endet, dass alle Äpfel auf der Seite der alten Frau landen . Wenn sich auf beiden Seiten des Zauns die gleiche Anzahl von Äpfeln befindet, ist es zwar richtig, dass der Junge die Äpfel schneller über den Zaun werfen wird, als sie die alte Frau zurückwerfen kann. Aber das heißt nur, dass mehr Äpfel auf der Seite der alten Frau sein werden, die dann leichter zu erreichen sind. Auf der Seite des Jungen werden sie rarer, und der Junge muss mehr herumrennen, um sie aufzuheben. Schließlich wird ein Gleichstand oder ein Gleichgewicht erreicht, in dem die gleiche Anzahl der Äpfel in beiden Richtungen über den Zaun fliegen. Die alten Frau wirft weniger schnell, hat aber geringere Mühe, Äpfel zu finden; der Junge wirft schneller, verliert aber Zeit dadurch, dass er herumrennt und die wenigen Äpfel auf seiner Seite sucht. Das Verhältnis der Äpfel auf den beiden Seiten des Zauns wird schließlich durch die relative Geschwindigkeit der beiden Kämpfer bestimmt, doch werden nicht alle Äpfel auf einer Seite landen.[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php]

==Die Herleitung des Massenwirkungsgesetzes==

<gallery>
Image:1phase.JPG| ''1.Phase''
Image:2phase.JPG| ''2.Phase''
Image:3phase.JPG‎| ''3.Phase''
</gallery>

*1. Phase
Bei Beginn, Zeitpunkt 0, gibt es noch keine Produkte und die Edukte sind noch vollzählig.

*2. Phase
Die Reaktion beginnt, das Produkt wird aus den kleiner werdeden Edukten gebildet.

*3. Phase
Nun ist das Gleichgewicht erreicht und die Menge der Produkte wie auch der Edukte bleiben gleich, solange nicht etwas anderes das Gleichgewicht stört.

==Grundstruktur der Formel==

Edukte A und B werden zum Produkt C bis das chemische Gleichgewicht erreicht wird.

A + B ⇌ C

==Die Gleichgewichtskonstante==

Die Gleichgewichtskonstante K ergibt sich aus dem Division von den Produkten durch die Edukte und gibt Auskunft von welcher Seite mehr vorhanden ist. ( Auf welcher Seite das Gleichgewicht ist.)

[[image:Kcab.JPG‎|Gleichgewichtskonstante]]

K strebt gegen unendlich, wenn fast alle Edukte zu Produkte reagiert haben
(Hinreaktion). Somit hat die Konstante K einen Wert von (deutlich)>1.
Gibt es nun fast nur Edukte, liegt das GW auf der „linken“ Seite und K ist <1.

*
==Zusammenfassung: Video (Simple Club)==
*
Die Bedeutung des chemischen Gleichgewichts wird am Anfang dieses Video mithilfe eines Beispiels einer einfachen Matherechnung erklärt. Anschließend werden die Verhältnisse der Edukte und der Produkte im Gleichgewicht verdeutlicht. Später kommt man auch auf die Gleichgewichtskonstante K zu sprechen. Dies wird durch ein Beispiel erklärt, in dem eine Reaktion mit den Produkten a und b zu den Edukten c und d reagieren. Hier wird erklärt wie die Hin- und Rückreaktion ausgerechnet werden.
*
Merke:
*
* Das chemische Gleichgewicht entsteht bei einer Reaktion bei der nach einer gewissen Zeit die Stoffe, welche als Edukte vorliegen und die Stoffe die als Produkte vorliegen, in einem bestimmten Mengenverhältnis vorliegen.

* Bei einem chemischen Gleichgewicht sind Hin- sowie Rückreaktion gleich schnell.
* Im Unterricht haben wir uns grundsätzlich mit den Bereichen
: K > 1, K < 1 und K = 1 befasst.
* Wenn die Gleichgewichtskonstante (Kc) kleiner als 1 ist, dann liegt das Gleichgewicht auf der linken Seite, also auf der Seite mit den Edukten und wenn es grösser als 1 ist, liegt es auf der rechte Seite, also auf der Seite mit den Produkten.

: Die Gleichgewichtskonstante ist eine Zahl die durch die Division der Konzentration der Produkte und der Konzentration der Edukte entsteht.
* Diese Zahl sagt aus, ob sich das Gleichgewicht schliesslich auf der Seite mit den Edukten oder auf der Seite mit den Produkten befindet.

* Besonders nützlich: Das Video ist einerseits für den Einstieg in das Thema des chemischen Gleichgewichtes nützlich. Andererseits bekommt man einen klaren Einblick und eine klare Erklärung der Gleichgewichtskonstante und deren Zusammenhang mit dem Massenwirkungsgesetz.

==Quellen==
*Eigene Notizen

==Weblinks==
*[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php Holzapfelkrieg] - Mittlerweile Offline
*[https://www.youtube.com/watch?v=z8IeyvQ5wFE Simple Club Video]

Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts

2021-12-09T12:18:53Z

Rdeuber: /* Einführung */

Gleichgewicht bedeutet nicht, dass die chemische Aktivität
aufgehört hat, sondern nur, dass Hin- und Rückreaktionen mit derselben Geschwindigkeit ablaufen,
sodass sich die Mengen von Reaktand und Produkt nicht mehr ändern.

==Einführung: Der Holzapfelkrieg==
Am besten ist es wohl anhand folgendem Beispiel des Holzapfelkrieges zu verstehen

Man stelle sich einen Holzapfelbaum vor, der auf der Grenzlinie zwischen zwei Gärten steht; in dem einen wohnt eine alte Frau und in dem anderen ein Vater, der seinem Sohn aufgetragen hat, hinauszugehen und den Garten von Holzäpfeln zu reinigen. Der Junge merkt schnell, dass man die Holzäpfel am einfachsten dadurch los wird, wenn man sie in den Nachbargarten wirft. Er tut es und erregt den Zorn der alten Frau. Jetzt beginnen der Junge und die Frau Holzäpfel hin und her, über den Zaun, zu werfen so schnell sie können. Wer wird gewinnen? Die Schlacht läuft in drei Phasen ab. Wenn man annimmt, dass der Junge stärker und schneller ist als die alte Frau, könnte man meinen, dass der Konflikt damit endet, dass alle Äpfel auf der Seite der alten Frau landen . Wenn sich auf beiden Seiten des Zauns die gleiche Anzahl von Äpfeln befindet, ist es zwar richtig, dass der Junge die Äpfel schneller über den Zaun werfen wird, als sie die alte Frau zurückwerfen kann. Aber das heißt nur, dass mehr Äpfel auf der Seite der alten Frau sein werden, die dann leichter zu erreichen sind. Auf der Seite des Jungen werden sie rarer, und der Junge muss mehr herumrennen, um sie aufzuheben. Schließlich wird ein Gleichstand oder ein Gleichgewicht erreicht, in dem die gleiche Anzahl der Äpfel in beiden Richtungen über den Zaun fliegen. Die alten Frau wirft weniger schnell, hat aber geringere Mühe, Äpfel zu finden; der Junge wirft schneller, verliert aber Zeit dadurch, dass er herumrennt und die wenigen Äpfel auf seiner Seite sucht. Das Verhältnis der Äpfel auf den beiden Seiten des Zauns wird schließlich durch die relative Geschwindigkeit der beiden Kämpfer bestimmt, doch werden nicht alle Äpfel auf einer Seite landen.[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php]

===Herleitung des Massenwirkungsgesetzes===

<gallery>
Image:1phase.JPG| ''1.Phase''
Image:2phase.JPG| ''2.Phase''
Image:3phase.JPG‎| ''3.Phase''
</gallery>

*1. Phase
Bei Beginn, Zeitpunkt 0, gibt es noch keine Produkte und die Edukte sind noch vollzählig.

*2. Phase
Die Reaktion beginnt, das Produkt wird aus den kleiner werdeden Edukten gebildet.

*3. Phase
Nun ist das Gleichgewicht erreicht und die Menge der Produkte wie auch der Edukte bleiben gleich, solange nicht etwas anderes das Gleichgewicht stört.

==Grundstruktur der Formel==

Edukte A und B werden zum Produkt C bis das chemische Gleichgewicht erreicht wird.

A + B ⇌ C

==Die Gleichgewichtskonstante==

Die Gleichgewichtskonstante K ergibt sich aus dem Division von den Produkten durch die Edukte und gibt Auskunft von welcher Seite mehr vorhanden ist. ( Auf welcher Seite das Gleichgewicht ist.)

[[image:Kcab.JPG‎|Gleichgewichtskonstante]]

K strebt gegen unendlich, wenn fast alle Edukte zu Produkte reagiert haben
(Hinreaktion). Somit hat die Konstante K einen Wert von (deutlich)>1.
Gibt es nun fast nur Edukte, liegt das GW auf der „linken“ Seite und K ist <1.

*
==Zusammenfassung: Video (Simple Club)==
*
Die Bedeutung des chemischen Gleichgewichts wird am Anfang dieses Video mithilfe eines Beispiels einer einfachen Matherechnung erklärt. Anschließend werden die Verhältnisse der Edukte und der Produkte im Gleichgewicht verdeutlicht. Später kommt man auch auf die Gleichgewichtskonstante K zu sprechen. Dies wird durch ein Beispiel erklärt, in dem eine Reaktion mit den Produkten a und b zu den Edukten c und d reagieren. Hier wird erklärt wie die Hin- und Rückreaktion ausgerechnet werden.
*
Merke:
*
* Das chemische Gleichgewicht entsteht bei einer Reaktion bei der nach einer gewissen Zeit die Stoffe, welche als Edukte vorliegen und die Stoffe die als Produkte vorliegen, in einem bestimmten Mengenverhältnis vorliegen.

* Bei einem chemischen Gleichgewicht sind Hin- sowie Rückreaktion gleich schnell.
* Im Unterricht haben wir uns grundsätzlich mit den Bereichen
: K > 1, K < 1 und K = 1 befasst.
* Wenn die Gleichgewichtskonstante (Kc) kleiner als 1 ist, dann liegt das Gleichgewicht auf der linken Seite, also auf der Seite mit den Edukten und wenn es grösser als 1 ist, liegt es auf der rechte Seite, also auf der Seite mit den Produkten.

: Die Gleichgewichtskonstante ist eine Zahl die durch die Division der Konzentration der Produkte und der Konzentration der Edukte entsteht.
* Diese Zahl sagt aus, ob sich das Gleichgewicht schliesslich auf der Seite mit den Edukten oder auf der Seite mit den Produkten befindet.

* Besonders nützlich: Das Video ist einerseits für den Einstieg in das Thema des chemischen Gleichgewichtes nützlich. Andererseits bekommt man einen klaren Einblick und eine klare Erklärung der Gleichgewichtskonstante und deren Zusammenhang mit dem Massenwirkungsgesetz.

==Quellen==
*Eigene Notizen

==Weblinks==
*[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php Holzapfelkrieg] - Mittlerweile Offline
*[https://www.youtube.com/watch?v=z8IeyvQ5wFE Simple Club Video]

Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts

2021-12-09T12:17:16Z

Rdeuber: /* Die Phasen des "Krieges" */

Gleichgewicht bedeutet nicht, dass die chemische Aktivität
aufgehört hat, sondern nur, dass Hin- und Rückreaktionen mit derselben Geschwindigkeit ablaufen,
sodass sich die Mengen von Reaktand und Produkt nicht mehr ändern.

==Einführung==
Am besten ist es wohl anhand folgendem Beispiel des Holzapfelkrieges zu verstehen

Man stelle sich einen Holzapfelbaum vor, der auf der Grenzlinie zwischen zwei Gärten steht; in dem einen wohnt eine alte Frau und in dem anderen ein Vater, der seinem Sohn aufgetragen hat, hinauszugehen und den Garten von Holzäpfeln zu reinigen. Der Junge merkt schnell, dass man die Holzäpfel am einfachsten dadurch los wird, wenn man sie in den Nachbargarten wirft. Er tut es und erregt den Zorn der alten Frau. Jetzt beginnen der Junge und die Frau Holzäpfel hin und her, über den Zaun, zu werfen so schnell sie können. Wer wird gewinnen? Die Schlacht läuft in drei Phasen ab. Wenn man annimmt, dass der Junge stärker und schneller ist als die alte Frau, könnte man meinen, dass der Konflikt damit endet, dass alle Äpfel auf der Seite der alten Frau landen . Wenn sich auf beiden Seiten des Zauns die gleiche Anzahl von Äpfeln befindet, ist es zwar richtig, dass der Junge die Äpfel schneller über den Zaun werfen wird, als sie die alte Frau zurückwerfen kann. Aber das heißt nur, dass mehr Äpfel auf der Seite der alten Frau sein werden, die dann leichter zu erreichen sind. Auf der Seite des Jungen werden sie rarer, und der Junge muss mehr herumrennen, um sie aufzuheben. Schließlich wird ein Gleichstand oder ein Gleichgewicht erreicht, in dem die gleiche Anzahl der Äpfel in beiden Richtungen über den Zaun fliegen. Die alten Frau wirft weniger schnell, hat aber geringere Mühe, Äpfel zu finden; der Junge wirft schneller, verliert aber Zeit dadurch, dass er herumrennt und die wenigen Äpfel auf seiner Seite sucht. Das Verhältnis der Äpfel auf den beiden Seiten des Zauns wird schließlich durch die relative Geschwindigkeit der beiden Kämpfer bestimmt, doch werden nicht alle Äpfel auf einer Seite landen.[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php]

===Herleitung des Massenwirkungsgesetzes===

<gallery>
Image:1phase.JPG| ''1.Phase''
Image:2phase.JPG| ''2.Phase''
Image:3phase.JPG‎| ''3.Phase''
</gallery>

*1. Phase
Bei Beginn, Zeitpunkt 0, gibt es noch keine Produkte und die Edukte sind noch vollzählig.

*2. Phase
Die Reaktion beginnt, das Produkt wird aus den kleiner werdeden Edukten gebildet.

*3. Phase
Nun ist das Gleichgewicht erreicht und die Menge der Produkte wie auch der Edukte bleiben gleich, solange nicht etwas anderes das Gleichgewicht stört.

==Grundstruktur der Formel==

Edukte A und B werden zum Produkt C bis das chemische Gleichgewicht erreicht wird.

A + B ⇌ C

==Die Gleichgewichtskonstante==

Die Gleichgewichtskonstante K ergibt sich aus dem Division von den Produkten durch die Edukte und gibt Auskunft von welcher Seite mehr vorhanden ist. ( Auf welcher Seite das Gleichgewicht ist.)

[[image:Kcab.JPG‎|Gleichgewichtskonstante]]

K strebt gegen unendlich, wenn fast alle Edukte zu Produkte reagiert haben
(Hinreaktion). Somit hat die Konstante K einen Wert von (deutlich)>1.
Gibt es nun fast nur Edukte, liegt das GW auf der „linken“ Seite und K ist <1.

*
==Zusammenfassung: Video (Simple Club)==
*
Die Bedeutung des chemischen Gleichgewichts wird am Anfang dieses Video mithilfe eines Beispiels einer einfachen Matherechnung erklärt. Anschließend werden die Verhältnisse der Edukte und der Produkte im Gleichgewicht verdeutlicht. Später kommt man auch auf die Gleichgewichtskonstante K zu sprechen. Dies wird durch ein Beispiel erklärt, in dem eine Reaktion mit den Produkten a und b zu den Edukten c und d reagieren. Hier wird erklärt wie die Hin- und Rückreaktion ausgerechnet werden.
*
Merke:
*
* Das chemische Gleichgewicht entsteht bei einer Reaktion bei der nach einer gewissen Zeit die Stoffe, welche als Edukte vorliegen und die Stoffe die als Produkte vorliegen, in einem bestimmten Mengenverhältnis vorliegen.

* Bei einem chemischen Gleichgewicht sind Hin- sowie Rückreaktion gleich schnell.
* Im Unterricht haben wir uns grundsätzlich mit den Bereichen
: K > 1, K < 1 und K = 1 befasst.
* Wenn die Gleichgewichtskonstante (Kc) kleiner als 1 ist, dann liegt das Gleichgewicht auf der linken Seite, also auf der Seite mit den Edukten und wenn es grösser als 1 ist, liegt es auf der rechte Seite, also auf der Seite mit den Produkten.

: Die Gleichgewichtskonstante ist eine Zahl die durch die Division der Konzentration der Produkte und der Konzentration der Edukte entsteht.
* Diese Zahl sagt aus, ob sich das Gleichgewicht schliesslich auf der Seite mit den Edukten oder auf der Seite mit den Produkten befindet.

* Besonders nützlich: Das Video ist einerseits für den Einstieg in das Thema des chemischen Gleichgewichtes nützlich. Andererseits bekommt man einen klaren Einblick und eine klare Erklärung der Gleichgewichtskonstante und deren Zusammenhang mit dem Massenwirkungsgesetz.

==Quellen==
*Eigene Notizen

==Weblinks==
*[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php Holzapfelkrieg] - Mittlerweile Offline
*[https://www.youtube.com/watch?v=z8IeyvQ5wFE Simple Club Video]

Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts

2021-12-09T12:16:34Z

Rdeuber:

Gleichgewicht bedeutet nicht, dass die chemische Aktivität
aufgehört hat, sondern nur, dass Hin- und Rückreaktionen mit derselben Geschwindigkeit ablaufen,
sodass sich die Mengen von Reaktand und Produkt nicht mehr ändern.

==Einführung==
Am besten ist es wohl anhand folgendem Beispiel des Holzapfelkrieges zu verstehen

Man stelle sich einen Holzapfelbaum vor, der auf der Grenzlinie zwischen zwei Gärten steht; in dem einen wohnt eine alte Frau und in dem anderen ein Vater, der seinem Sohn aufgetragen hat, hinauszugehen und den Garten von Holzäpfeln zu reinigen. Der Junge merkt schnell, dass man die Holzäpfel am einfachsten dadurch los wird, wenn man sie in den Nachbargarten wirft. Er tut es und erregt den Zorn der alten Frau. Jetzt beginnen der Junge und die Frau Holzäpfel hin und her, über den Zaun, zu werfen so schnell sie können. Wer wird gewinnen? Die Schlacht läuft in drei Phasen ab. Wenn man annimmt, dass der Junge stärker und schneller ist als die alte Frau, könnte man meinen, dass der Konflikt damit endet, dass alle Äpfel auf der Seite der alten Frau landen . Wenn sich auf beiden Seiten des Zauns die gleiche Anzahl von Äpfeln befindet, ist es zwar richtig, dass der Junge die Äpfel schneller über den Zaun werfen wird, als sie die alte Frau zurückwerfen kann. Aber das heißt nur, dass mehr Äpfel auf der Seite der alten Frau sein werden, die dann leichter zu erreichen sind. Auf der Seite des Jungen werden sie rarer, und der Junge muss mehr herumrennen, um sie aufzuheben. Schließlich wird ein Gleichstand oder ein Gleichgewicht erreicht, in dem die gleiche Anzahl der Äpfel in beiden Richtungen über den Zaun fliegen. Die alten Frau wirft weniger schnell, hat aber geringere Mühe, Äpfel zu finden; der Junge wirft schneller, verliert aber Zeit dadurch, dass er herumrennt und die wenigen Äpfel auf seiner Seite sucht. Das Verhältnis der Äpfel auf den beiden Seiten des Zauns wird schließlich durch die relative Geschwindigkeit der beiden Kämpfer bestimmt, doch werden nicht alle Äpfel auf einer Seite landen.[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php]

===Die Phasen des "Krieges"===

<gallery>
Image:1phase.JPG| ''1.Phase''
Image:2phase.JPG| ''2.Phase''
Image:3phase.JPG‎| ''3.Phase''
</gallery>

*1. Phase
Bei Beginn, Zeitpunkt 0, gibt es noch keine Produkte und die Edukte sind noch vollzählig.

*2. Phase
Die Reaktion beginnt, das Produkt wird aus den kleiner werdeden Edukten gebildet.

*3. Phase
Nun ist das Gleichgewicht erreicht und die Menge der Produkte wie auch der Edukte bleiben gleich, solange nicht etwas anderes das Gleichgewicht stört.

==Grundstruktur der Formel==

Edukte A und B werden zum Produkt C bis das chemische Gleichgewicht erreicht wird.

A + B ⇌ C

==Die Gleichgewichtskonstante==

Die Gleichgewichtskonstante K ergibt sich aus dem Division von den Produkten durch die Edukte und gibt Auskunft von welcher Seite mehr vorhanden ist. ( Auf welcher Seite das Gleichgewicht ist.)

[[image:Kcab.JPG‎|Gleichgewichtskonstante]]

K strebt gegen unendlich, wenn fast alle Edukte zu Produkte reagiert haben
(Hinreaktion). Somit hat die Konstante K einen Wert von (deutlich)>1.
Gibt es nun fast nur Edukte, liegt das GW auf der „linken“ Seite und K ist <1.

*
==Zusammenfassung: Video (Simple Club)==
*
Die Bedeutung des chemischen Gleichgewichts wird am Anfang dieses Video mithilfe eines Beispiels einer einfachen Matherechnung erklärt. Anschließend werden die Verhältnisse der Edukte und der Produkte im Gleichgewicht verdeutlicht. Später kommt man auch auf die Gleichgewichtskonstante K zu sprechen. Dies wird durch ein Beispiel erklärt, in dem eine Reaktion mit den Produkten a und b zu den Edukten c und d reagieren. Hier wird erklärt wie die Hin- und Rückreaktion ausgerechnet werden.
*
Merke:
*
* Das chemische Gleichgewicht entsteht bei einer Reaktion bei der nach einer gewissen Zeit die Stoffe, welche als Edukte vorliegen und die Stoffe die als Produkte vorliegen, in einem bestimmten Mengenverhältnis vorliegen.

* Bei einem chemischen Gleichgewicht sind Hin- sowie Rückreaktion gleich schnell.
* Im Unterricht haben wir uns grundsätzlich mit den Bereichen
: K > 1, K < 1 und K = 1 befasst.
* Wenn die Gleichgewichtskonstante (Kc) kleiner als 1 ist, dann liegt das Gleichgewicht auf der linken Seite, also auf der Seite mit den Edukten und wenn es grösser als 1 ist, liegt es auf der rechte Seite, also auf der Seite mit den Produkten.

: Die Gleichgewichtskonstante ist eine Zahl die durch die Division der Konzentration der Produkte und der Konzentration der Edukte entsteht.
* Diese Zahl sagt aus, ob sich das Gleichgewicht schliesslich auf der Seite mit den Edukten oder auf der Seite mit den Produkten befindet.

* Besonders nützlich: Das Video ist einerseits für den Einstieg in das Thema des chemischen Gleichgewichtes nützlich. Andererseits bekommt man einen klaren Einblick und eine klare Erklärung der Gleichgewichtskonstante und deren Zusammenhang mit dem Massenwirkungsgesetz.

==Quellen==
*Eigene Notizen

==Weblinks==
*[http://www.dbgessen.eu/pages/unterricht/projekttage/projekttage_der_11/projekttag_naturwissenschaften/versauerung_der_meere.php Holzapfelkrieg] - Mittlerweile Offline
*[https://www.youtube.com/watch?v=z8IeyvQ5wFE Simple Club Video]

Spontane und unspontane Reaktionen

2021-09-19T15:50:10Z

Rdeuber: /* Bemerkungen */

Spontane und unspontane Reaktionen

2021-09-19T15:46:20Z

Rdeuber: /* Bemerkungen */

''Definition:'' Läuft eine Reaktion bei Standardbedingungen (Raumtemperatur 25°C=298K, normaler Luftdruck 1013 hPa) '''freiwillig''' ab, spricht man von einer spontanen Reaktion, das '''Mass für die Spontaneität''' ist die '''freie Enthalpie ΔG''' unter Einfluss der [[Die Reaktionsenthalpie ΔH| Reaktionsenthalpie ΔH]], der [[Die Entropie ΔS|Entropie ΔS]] und der Temperatur.

==Grundlegendes==
Es kann zwischen '''drei Arten von Reaktionsabläufen''' unterschieden werden, dabei muss in jedem Fall beachtet werden, dass die '''Zeit''' '''keinen Einfluss auf die Spontaneität''' hat.

* Spontane Reaktionen, rasch ablaufend
Beispiele:
- Verbrennen von weissem Phosphor: Unter Standardbedingungen (Raumtemperatur, 1013 hPa Druck) läuft diese Reaktion spontan und sehr schnell ab, sobald weisser Phosphor in Berührung mit dem Luftbestandteil Sauerstoff kommt. Das ist der Grund, wieso weisser Phosphor im Chemielabor unter Wasser aufbewahrt werden muss.
- Lösen einer Vielzahl von Salzen in Wasser
Diese Reaktionen laufen selbständig und vollständig ab, alle Produkte reagieren miteinander zu Edukten.

* Spontane Reaktionen, langsam ablaufend
Beispiel:
- Oxidieren von Papier: Bei Raumtemperatur vergilbt Papier, es reagiert mit dem Luftbestandteil Sauerstoff. Diese Reaktion kann durch das Aufbringen einer Aktivierungsenergie (in diesem Fall: heisse Flamme) extrem beschleunigt werden.
Merke: Die Geschwindigkeit, mit der eine Reaktion abläuft, kann durch das Ändern der Reaktionsbedingungen beeinflusst werden.

* Unspontane Reaktionen
Dies sind Reaktionen, die ohne äusseren Zwang nicht ablaufen.
Beispiel:
- Bildung von Erdöl: Wäre die Bildung von Erdöl eine spontane Reaktion, wären wohl alle Energieprobleme der Menschheit gelöst. Will man Erdöl synthetisieren, muss Energie beispielsweise in Form von Druck oder einer gewissen Temperatur in die Reaktion eingebracht werden.

==Spontan oder unspontan?==
Um festzustellen, ob eine Reaktion spontan ist oder nicht, muss das Mass für die Spontaneität, die '''freie Enthalpie ΔG''' betrachtet werden.
Es gilt: '''ΔG = ΔH - ΔS * T''', T=absolute Temperatur in K bzw. für Standardbedingungen: ''ΔG° = ΔH° - ΔS° * 298''

* Schritt 1: [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]
* Schritt 2: Abschätzen der [[Die Entropie ΔS|Entropie ΔS]], Eruierung der [[Temperatur]] falls diese von 298 K abweicht
* Schritt 3: Einsetzen der errechneten Werte in die Gleichung ΔG = ΔH - ΔS * T

* Ergibt sich einen Wert für '''ΔG°<0''', verläuft die Reaktion '''spontan''' (exergonisch) in einem abgeschlossenen System (kein Energie- und Stoffaustausch mit der Umgebung ist möglich, beispielsweise Gefäss im Vakuum, das im ganzen Innenkörper mit Spiegeln ausgekleidet ist (sonst können Lichtstrahlen (Form von Energie) entweichen)).
* Ergibt sich einen Wert für '''ΔG°>0''', verläuft die Reaktion '''unspontan''' (endergonisch) in einem abgeschlossenen System. In einem geschlossenen (Stoffaustausch nicht möglich, Energieaustausch möglich) oder offenen System (Stoffaustausch möglich, Energieaustausch möglich) wäre durch das Zuführen von Energie (beispielsweise Umgebungstemperatur) ein spontaner Reaktionsverlauf möglich.

==Ergänzung: Triebkräfte chemischer Reaktionen==
===1.Freiwillige Reaktion: Knallgasreaktion===

[[Datei:11.GIF]]

Ein Ballon wird mit Wasserstoff aufgeblasen. Wenn man diesen Ballon anzündet, so schmilzt der Ballon und der innere Wasserstoff reagiert mit dem äusseren Sauerstoff.
Es ist eine freiwillige Reaktion, weil die Edukte Energiereicher sind als die Produkte.

===2.Unfreiwillige Reaktion: z.B Wasserflasche mit Kohlensäure===
[[Datei:22.GIF]]

Jedoch lauft die Fotosynthese in diesem Beispiel nicht Freiwillig ab!

===Definition von Freiwillige Reaktionen: Freiwillige Reaktionen laufen in einem abgeschlossenen System von alleine ab.===

[[Datei:33.GIF]]

===Beispiele zu den Thermodynamischen Systemen:===

===Offenes System:===
Wenn man Eisenwolle verbrennt, entsteht Eisenoxid. Wiegt man die Masse vorher und nachher, dann hat die Masse zugenommen. Aber laut dem Masseerhaltungsgesetzt muss die Masse gleich wiegen wie am Anfang.
Diese Reaktion hat eben in ein offenes System reagiert, daher hat es auch mit Sauerstoff reagiert (verbunden). Dementsprechend wiegt es mehr wie am Anfang. Daher wurde hier das Masserhaltungsgesetzt trotzdem erfüllt, weil mehr Stoff dazu kam.
Alltagsbeispiel: Wasserkochen; von aussen wärme (Energie) liefern und es fängt an zu verdampfen. Ausserdem kann man Stoffe hinzufügen (zum Beispiel Nudeln).

===Geschlossenes System:===
Wenn man auf ein Reagenzglas den Stöpsel fest reindrückt. Dann kann es nicht zu einem Stoffaustausch kommen, weil nichts mehr durch den Stöpsel durchdringen kann. Energie kann aber trotzdem zugeführt oder abgeführt werden. Zum Beispiel erhitzt man es oder man kühlt es.
Alltagsbeispiel: Taschenwärmer; es ist ein geschlossenes System, d.h man kann kein Stoff reintun, aber man kann ihn erwärmen, wenn man das Metallteil knickt.

===Abgeschlossenes System:===
Hier ist kein Stoffaustausch oder Energieaustausch möglich. Im Labor hat man spezielle Gefässe, in denen man flüssigen Stickstoff auffüllt, denn man will nicht, dass dieser flüssige Stickstoff nach aussen gelangt und auch nicht dass dieser sich auf Zimmertemperatur erwärmt.
Alltagsbeispiel: Thermoskanne; muss geschlossen sein, sodass kein Kaffee raustritt, ausserdem wird versucht, die Energie Übertragung von Wärme durch Isolation zu verhindern. Dadurch kann der warme Kaffee warm bleiben, obwohl es draussen kalt ist.
Allerdings gibt es kein perfektes abgeschlossenes System, denn irgendwie wird die Energie doch übertragen! Somit wird der warme Kaffee beim längeren stehen doch kalt.

== Bemerkungen ==
[[Bild:Spontan_unspontan.png|Spontane unspontane Reaktionen, energetische Situation|right]]
- Grundsätzlich gibt es je drei Möglichkeiten, wie eine Reaktion spontan/unspontan sein kann:

a) ∆H < 0 also günstig*, ∆S > 0 also ebenfalls günstig, somit ist ∆G immer '''spontan''', d.h. ∆G < 0

"Dilemmareaktionen":

b) ∆H < 0 also günstig, ∆S < 0 also ungünstig

Wenn der günstige Enthalpiefaktor ∆H '''grösser''' ist als der ungünstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''
Wenn der günstige Enthalpiefaktor ∆H '''kleiner''' ist als der ungünstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G > 0, '''unspontan'''

c) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S > 0 also günstig

Wenn der ungünstige Enthalpiefaktor ∆H '''grösser''' ist als der günstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G > 0, '''unspontan'''
Wenn der ungünstige Enthalpiefaktor ∆H '''kleiner''' ist als der günstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''

f) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S < 0 also ungünstig, somit ist ∆G immer '''unspontan''', d.h. ∆G > 0*

*günstig : begünstigt einen spontanen Reaktionsablauf
*ungünstig : beungünstigt einen spontanen Reaktionsablauf

- Einfluss der Temperatur T: Bei sehr niedriger Temperatur bewegen sich die Teilchen kaum, die Unordnung ist deshalb gering, es dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen (Beispiele b) - e) ) eine Rolle.

==Beispielaufgaben==
Hier: [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

== Quellen ==
* Chemieunterlagen Buch "Elemente"
* Unterrichtsstoff Herr Deuber

== Weblinks ==
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie

[[Kategorie:Chemie]]

Spontane und unspontane Reaktionen

2021-09-19T15:45:00Z

Rdeuber: /* Bemerkungen */

''Definition:'' Läuft eine Reaktion bei Standardbedingungen (Raumtemperatur 25°C=298K, normaler Luftdruck 1013 hPa) '''freiwillig''' ab, spricht man von einer spontanen Reaktion, das '''Mass für die Spontaneität''' ist die '''freie Enthalpie ΔG''' unter Einfluss der [[Die Reaktionsenthalpie ΔH| Reaktionsenthalpie ΔH]], der [[Die Entropie ΔS|Entropie ΔS]] und der Temperatur.

==Grundlegendes==
Es kann zwischen '''drei Arten von Reaktionsabläufen''' unterschieden werden, dabei muss in jedem Fall beachtet werden, dass die '''Zeit''' '''keinen Einfluss auf die Spontaneität''' hat.

* Spontane Reaktionen, rasch ablaufend
Beispiele:
- Verbrennen von weissem Phosphor: Unter Standardbedingungen (Raumtemperatur, 1013 hPa Druck) läuft diese Reaktion spontan und sehr schnell ab, sobald weisser Phosphor in Berührung mit dem Luftbestandteil Sauerstoff kommt. Das ist der Grund, wieso weisser Phosphor im Chemielabor unter Wasser aufbewahrt werden muss.
- Lösen einer Vielzahl von Salzen in Wasser
Diese Reaktionen laufen selbständig und vollständig ab, alle Produkte reagieren miteinander zu Edukten.

* Spontane Reaktionen, langsam ablaufend
Beispiel:
- Oxidieren von Papier: Bei Raumtemperatur vergilbt Papier, es reagiert mit dem Luftbestandteil Sauerstoff. Diese Reaktion kann durch das Aufbringen einer Aktivierungsenergie (in diesem Fall: heisse Flamme) extrem beschleunigt werden.
Merke: Die Geschwindigkeit, mit der eine Reaktion abläuft, kann durch das Ändern der Reaktionsbedingungen beeinflusst werden.

* Unspontane Reaktionen
Dies sind Reaktionen, die ohne äusseren Zwang nicht ablaufen.
Beispiel:
- Bildung von Erdöl: Wäre die Bildung von Erdöl eine spontane Reaktion, wären wohl alle Energieprobleme der Menschheit gelöst. Will man Erdöl synthetisieren, muss Energie beispielsweise in Form von Druck oder einer gewissen Temperatur in die Reaktion eingebracht werden.

==Spontan oder unspontan?==
Um festzustellen, ob eine Reaktion spontan ist oder nicht, muss das Mass für die Spontaneität, die '''freie Enthalpie ΔG''' betrachtet werden.
Es gilt: '''ΔG = ΔH - ΔS * T''', T=absolute Temperatur in K bzw. für Standardbedingungen: ''ΔG° = ΔH° - ΔS° * 298''

* Schritt 1: [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]
* Schritt 2: Abschätzen der [[Die Entropie ΔS|Entropie ΔS]], Eruierung der [[Temperatur]] falls diese von 298 K abweicht
* Schritt 3: Einsetzen der errechneten Werte in die Gleichung ΔG = ΔH - ΔS * T

* Ergibt sich einen Wert für '''ΔG°<0''', verläuft die Reaktion '''spontan''' (exergonisch) in einem abgeschlossenen System (kein Energie- und Stoffaustausch mit der Umgebung ist möglich, beispielsweise Gefäss im Vakuum, das im ganzen Innenkörper mit Spiegeln ausgekleidet ist (sonst können Lichtstrahlen (Form von Energie) entweichen)).
* Ergibt sich einen Wert für '''ΔG°>0''', verläuft die Reaktion '''unspontan''' (endergonisch) in einem abgeschlossenen System. In einem geschlossenen (Stoffaustausch nicht möglich, Energieaustausch möglich) oder offenen System (Stoffaustausch möglich, Energieaustausch möglich) wäre durch das Zuführen von Energie (beispielsweise Umgebungstemperatur) ein spontaner Reaktionsverlauf möglich.

==Ergänzung: Triebkräfte chemischer Reaktionen==
===1.Freiwillige Reaktion: Knallgasreaktion===

[[Datei:11.GIF]]

Ein Ballon wird mit Wasserstoff aufgeblasen. Wenn man diesen Ballon anzündet, so schmilzt der Ballon und der innere Wasserstoff reagiert mit dem äusseren Sauerstoff.
Es ist eine freiwillige Reaktion, weil die Edukte Energiereicher sind als die Produkte.

===2.Unfreiwillige Reaktion: z.B Wasserflasche mit Kohlensäure===
[[Datei:22.GIF]]

Jedoch lauft die Fotosynthese in diesem Beispiel nicht Freiwillig ab!

===Definition von Freiwillige Reaktionen: Freiwillige Reaktionen laufen in einem abgeschlossenen System von alleine ab.===

[[Datei:33.GIF]]

===Beispiele zu den Thermodynamischen Systemen:===

===Offenes System:===
Wenn man Eisenwolle verbrennt, entsteht Eisenoxid. Wiegt man die Masse vorher und nachher, dann hat die Masse zugenommen. Aber laut dem Masseerhaltungsgesetzt muss die Masse gleich wiegen wie am Anfang.
Diese Reaktion hat eben in ein offenes System reagiert, daher hat es auch mit Sauerstoff reagiert (verbunden). Dementsprechend wiegt es mehr wie am Anfang. Daher wurde hier das Masserhaltungsgesetzt trotzdem erfüllt, weil mehr Stoff dazu kam.
Alltagsbeispiel: Wasserkochen; von aussen wärme (Energie) liefern und es fängt an zu verdampfen. Ausserdem kann man Stoffe hinzufügen (zum Beispiel Nudeln).

===Geschlossenes System:===
Wenn man auf ein Reagenzglas den Stöpsel fest reindrückt. Dann kann es nicht zu einem Stoffaustausch kommen, weil nichts mehr durch den Stöpsel durchdringen kann. Energie kann aber trotzdem zugeführt oder abgeführt werden. Zum Beispiel erhitzt man es oder man kühlt es.
Alltagsbeispiel: Taschenwärmer; es ist ein geschlossenes System, d.h man kann kein Stoff reintun, aber man kann ihn erwärmen, wenn man das Metallteil knickt.

===Abgeschlossenes System:===
Hier ist kein Stoffaustausch oder Energieaustausch möglich. Im Labor hat man spezielle Gefässe, in denen man flüssigen Stickstoff auffüllt, denn man will nicht, dass dieser flüssige Stickstoff nach aussen gelangt und auch nicht dass dieser sich auf Zimmertemperatur erwärmt.
Alltagsbeispiel: Thermoskanne; muss geschlossen sein, sodass kein Kaffee raustritt, ausserdem wird versucht, die Energie Übertragung von Wärme durch Isolation zu verhindern. Dadurch kann der warme Kaffee warm bleiben, obwohl es draussen kalt ist.
Allerdings gibt es kein perfektes abgeschlossenes System, denn irgendwie wird die Energie doch übertragen! Somit wird der warme Kaffee beim längeren stehen doch kalt.

== Bemerkungen ==
[[Bild:Spontan_unspontan.png|Spontane unspontane Reaktionen, energetische Situation|right]]
- Grundsätzlich gibt es je drei Möglichkeiten, wie eine Reaktion spontan/unspontan sein kann:

a) ∆H < 0 also günstig*, ∆S > 0 also ebenfalls günstig, somit ist ∆G immer '''spontan''', d.h. ∆G < 0

"Dilemmareaktionen":

b) ∆H < 0 also günstig, ∆S < 0 also ungünstig
Wenn der günstige Enthalpiefaktor ∆H '''grösser''' ist als der ungünstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''
Wenn der günstige Enthalpiefaktor ∆H '''kleiner''' ist als der ungünstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G > 0, '''unspontan'''

c) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S > 0 also günstig
Wenn der ungünstige Enthalpiefaktor ∆H '''grösser''' ist als der günstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G > 0, '''unspontan'''
Wenn der ungünstige Enthalpiefaktor ∆H '''kleiner''' ist als der günstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''

f) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S < 0 also ungünstig, somit ist ∆G immer '''unspontan''', d.h. ∆G > 0*

*günstig : begünstigt einen spontanen Reaktionsablauf
*ungünstig : beungünstigt einen spontanen Reaktionsablauf

- Einfluss der Temperatur T: Bei sehr niedriger Temperatur bewegen sich die Teilchen kaum, die Unordnung ist deshalb gering, es dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen (Beispiele b) - e) ) eine Rolle.

==Beispielaufgaben==
Hier: [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

== Quellen ==
* Chemieunterlagen Buch "Elemente"
* Unterrichtsstoff Herr Deuber

== Weblinks ==
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie

[[Kategorie:Chemie]]

Spontane und unspontane Reaktionen

2021-09-19T15:44:02Z

Rdeuber: /* Bemerkungen */

''Definition:'' Läuft eine Reaktion bei Standardbedingungen (Raumtemperatur 25°C=298K, normaler Luftdruck 1013 hPa) '''freiwillig''' ab, spricht man von einer spontanen Reaktion, das '''Mass für die Spontaneität''' ist die '''freie Enthalpie ΔG''' unter Einfluss der [[Die Reaktionsenthalpie ΔH| Reaktionsenthalpie ΔH]], der [[Die Entropie ΔS|Entropie ΔS]] und der Temperatur.

==Grundlegendes==
Es kann zwischen '''drei Arten von Reaktionsabläufen''' unterschieden werden, dabei muss in jedem Fall beachtet werden, dass die '''Zeit''' '''keinen Einfluss auf die Spontaneität''' hat.

* Spontane Reaktionen, rasch ablaufend
Beispiele:
- Verbrennen von weissem Phosphor: Unter Standardbedingungen (Raumtemperatur, 1013 hPa Druck) läuft diese Reaktion spontan und sehr schnell ab, sobald weisser Phosphor in Berührung mit dem Luftbestandteil Sauerstoff kommt. Das ist der Grund, wieso weisser Phosphor im Chemielabor unter Wasser aufbewahrt werden muss.
- Lösen einer Vielzahl von Salzen in Wasser
Diese Reaktionen laufen selbständig und vollständig ab, alle Produkte reagieren miteinander zu Edukten.

* Spontane Reaktionen, langsam ablaufend
Beispiel:
- Oxidieren von Papier: Bei Raumtemperatur vergilbt Papier, es reagiert mit dem Luftbestandteil Sauerstoff. Diese Reaktion kann durch das Aufbringen einer Aktivierungsenergie (in diesem Fall: heisse Flamme) extrem beschleunigt werden.
Merke: Die Geschwindigkeit, mit der eine Reaktion abläuft, kann durch das Ändern der Reaktionsbedingungen beeinflusst werden.

* Unspontane Reaktionen
Dies sind Reaktionen, die ohne äusseren Zwang nicht ablaufen.
Beispiel:
- Bildung von Erdöl: Wäre die Bildung von Erdöl eine spontane Reaktion, wären wohl alle Energieprobleme der Menschheit gelöst. Will man Erdöl synthetisieren, muss Energie beispielsweise in Form von Druck oder einer gewissen Temperatur in die Reaktion eingebracht werden.

==Spontan oder unspontan?==
Um festzustellen, ob eine Reaktion spontan ist oder nicht, muss das Mass für die Spontaneität, die '''freie Enthalpie ΔG''' betrachtet werden.
Es gilt: '''ΔG = ΔH - ΔS * T''', T=absolute Temperatur in K bzw. für Standardbedingungen: ''ΔG° = ΔH° - ΔS° * 298''

* Schritt 1: [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]
* Schritt 2: Abschätzen der [[Die Entropie ΔS|Entropie ΔS]], Eruierung der [[Temperatur]] falls diese von 298 K abweicht
* Schritt 3: Einsetzen der errechneten Werte in die Gleichung ΔG = ΔH - ΔS * T

* Ergibt sich einen Wert für '''ΔG°<0''', verläuft die Reaktion '''spontan''' (exergonisch) in einem abgeschlossenen System (kein Energie- und Stoffaustausch mit der Umgebung ist möglich, beispielsweise Gefäss im Vakuum, das im ganzen Innenkörper mit Spiegeln ausgekleidet ist (sonst können Lichtstrahlen (Form von Energie) entweichen)).
* Ergibt sich einen Wert für '''ΔG°>0''', verläuft die Reaktion '''unspontan''' (endergonisch) in einem abgeschlossenen System. In einem geschlossenen (Stoffaustausch nicht möglich, Energieaustausch möglich) oder offenen System (Stoffaustausch möglich, Energieaustausch möglich) wäre durch das Zuführen von Energie (beispielsweise Umgebungstemperatur) ein spontaner Reaktionsverlauf möglich.

==Ergänzung: Triebkräfte chemischer Reaktionen==
===1.Freiwillige Reaktion: Knallgasreaktion===

[[Datei:11.GIF]]

Ein Ballon wird mit Wasserstoff aufgeblasen. Wenn man diesen Ballon anzündet, so schmilzt der Ballon und der innere Wasserstoff reagiert mit dem äusseren Sauerstoff.
Es ist eine freiwillige Reaktion, weil die Edukte Energiereicher sind als die Produkte.

===2.Unfreiwillige Reaktion: z.B Wasserflasche mit Kohlensäure===
[[Datei:22.GIF]]

Jedoch lauft die Fotosynthese in diesem Beispiel nicht Freiwillig ab!

===Definition von Freiwillige Reaktionen: Freiwillige Reaktionen laufen in einem abgeschlossenen System von alleine ab.===

[[Datei:33.GIF]]

===Beispiele zu den Thermodynamischen Systemen:===

===Offenes System:===
Wenn man Eisenwolle verbrennt, entsteht Eisenoxid. Wiegt man die Masse vorher und nachher, dann hat die Masse zugenommen. Aber laut dem Masseerhaltungsgesetzt muss die Masse gleich wiegen wie am Anfang.
Diese Reaktion hat eben in ein offenes System reagiert, daher hat es auch mit Sauerstoff reagiert (verbunden). Dementsprechend wiegt es mehr wie am Anfang. Daher wurde hier das Masserhaltungsgesetzt trotzdem erfüllt, weil mehr Stoff dazu kam.
Alltagsbeispiel: Wasserkochen; von aussen wärme (Energie) liefern und es fängt an zu verdampfen. Ausserdem kann man Stoffe hinzufügen (zum Beispiel Nudeln).

===Geschlossenes System:===
Wenn man auf ein Reagenzglas den Stöpsel fest reindrückt. Dann kann es nicht zu einem Stoffaustausch kommen, weil nichts mehr durch den Stöpsel durchdringen kann. Energie kann aber trotzdem zugeführt oder abgeführt werden. Zum Beispiel erhitzt man es oder man kühlt es.
Alltagsbeispiel: Taschenwärmer; es ist ein geschlossenes System, d.h man kann kein Stoff reintun, aber man kann ihn erwärmen, wenn man das Metallteil knickt.

===Abgeschlossenes System:===
Hier ist kein Stoffaustausch oder Energieaustausch möglich. Im Labor hat man spezielle Gefässe, in denen man flüssigen Stickstoff auffüllt, denn man will nicht, dass dieser flüssige Stickstoff nach aussen gelangt und auch nicht dass dieser sich auf Zimmertemperatur erwärmt.
Alltagsbeispiel: Thermoskanne; muss geschlossen sein, sodass kein Kaffee raustritt, ausserdem wird versucht, die Energie Übertragung von Wärme durch Isolation zu verhindern. Dadurch kann der warme Kaffee warm bleiben, obwohl es draussen kalt ist.
Allerdings gibt es kein perfektes abgeschlossenes System, denn irgendwie wird die Energie doch übertragen! Somit wird der warme Kaffee beim längeren stehen doch kalt.

== Bemerkungen ==
[[Bild:Spontan_unspontan.png|Spontane unspontane Reaktionen, energetische Situation|right]]
- Grundsätzlich gibt es je drei Möglichkeiten, wie eine Reaktion spontan/unspontan sein kann:

* a) ∆H < 0 also günstig*, ∆S > 0 also ebenfalls günstig, somit ist ∆G immer '''spontan''', d.h. ∆G < 0*

"Dilemmareaktionen":

* b) ∆H < 0 also günstig, ∆S < 0 also ungünstig
Wenn der günstige Enthalpiefaktor ∆H '''grösser''' ist als der ungünstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''
Wenn der günstige Enthalpiefaktor ∆H '''kleiner''' ist als der ungünstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G > 0, '''unspontan'''*

* c) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S > 0 also günstig
Wenn der ungünstige Enthalpiefaktor ∆H '''grösser''' ist als der günstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G > 0, '''unspontan'''
Wenn der ungünstige Enthalpiefaktor ∆H '''kleiner''' ist als der günstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''*

* f) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S < 0 also ungünstig, somit ist ∆G immer '''unspontan''', d.h. ∆G > 0*

*günstig : begünstigt einen spontanen Reaktionsablauf
*ungünstig : beungünstigt einen spontanen Reaktionsablauf

- Einfluss der Temperatur T: Bei sehr niedriger Temperatur bewegen sich die Teilchen kaum, die Unordnung ist deshalb gering, es dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen (Beispiele b) - e) ) eine Rolle.

==Beispielaufgaben==
Hier: [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

== Quellen ==
* Chemieunterlagen Buch "Elemente"
* Unterrichtsstoff Herr Deuber

== Weblinks ==
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie

[[Kategorie:Chemie]]

Spontane und unspontane Reaktionen

2021-09-19T15:42:34Z

Rdeuber: /* Bemerkungen */

''Definition:'' Läuft eine Reaktion bei Standardbedingungen (Raumtemperatur 25°C=298K, normaler Luftdruck 1013 hPa) '''freiwillig''' ab, spricht man von einer spontanen Reaktion, das '''Mass für die Spontaneität''' ist die '''freie Enthalpie ΔG''' unter Einfluss der [[Die Reaktionsenthalpie ΔH| Reaktionsenthalpie ΔH]], der [[Die Entropie ΔS|Entropie ΔS]] und der Temperatur.

==Grundlegendes==
Es kann zwischen '''drei Arten von Reaktionsabläufen''' unterschieden werden, dabei muss in jedem Fall beachtet werden, dass die '''Zeit''' '''keinen Einfluss auf die Spontaneität''' hat.

* Spontane Reaktionen, rasch ablaufend
Beispiele:
- Verbrennen von weissem Phosphor: Unter Standardbedingungen (Raumtemperatur, 1013 hPa Druck) läuft diese Reaktion spontan und sehr schnell ab, sobald weisser Phosphor in Berührung mit dem Luftbestandteil Sauerstoff kommt. Das ist der Grund, wieso weisser Phosphor im Chemielabor unter Wasser aufbewahrt werden muss.
- Lösen einer Vielzahl von Salzen in Wasser
Diese Reaktionen laufen selbständig und vollständig ab, alle Produkte reagieren miteinander zu Edukten.

* Spontane Reaktionen, langsam ablaufend
Beispiel:
- Oxidieren von Papier: Bei Raumtemperatur vergilbt Papier, es reagiert mit dem Luftbestandteil Sauerstoff. Diese Reaktion kann durch das Aufbringen einer Aktivierungsenergie (in diesem Fall: heisse Flamme) extrem beschleunigt werden.
Merke: Die Geschwindigkeit, mit der eine Reaktion abläuft, kann durch das Ändern der Reaktionsbedingungen beeinflusst werden.

* Unspontane Reaktionen
Dies sind Reaktionen, die ohne äusseren Zwang nicht ablaufen.
Beispiel:
- Bildung von Erdöl: Wäre die Bildung von Erdöl eine spontane Reaktion, wären wohl alle Energieprobleme der Menschheit gelöst. Will man Erdöl synthetisieren, muss Energie beispielsweise in Form von Druck oder einer gewissen Temperatur in die Reaktion eingebracht werden.

==Spontan oder unspontan?==
Um festzustellen, ob eine Reaktion spontan ist oder nicht, muss das Mass für die Spontaneität, die '''freie Enthalpie ΔG''' betrachtet werden.
Es gilt: '''ΔG = ΔH - ΔS * T''', T=absolute Temperatur in K bzw. für Standardbedingungen: ''ΔG° = ΔH° - ΔS° * 298''

* Schritt 1: [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]
* Schritt 2: Abschätzen der [[Die Entropie ΔS|Entropie ΔS]], Eruierung der [[Temperatur]] falls diese von 298 K abweicht
* Schritt 3: Einsetzen der errechneten Werte in die Gleichung ΔG = ΔH - ΔS * T

* Ergibt sich einen Wert für '''ΔG°<0''', verläuft die Reaktion '''spontan''' (exergonisch) in einem abgeschlossenen System (kein Energie- und Stoffaustausch mit der Umgebung ist möglich, beispielsweise Gefäss im Vakuum, das im ganzen Innenkörper mit Spiegeln ausgekleidet ist (sonst können Lichtstrahlen (Form von Energie) entweichen)).
* Ergibt sich einen Wert für '''ΔG°>0''', verläuft die Reaktion '''unspontan''' (endergonisch) in einem abgeschlossenen System. In einem geschlossenen (Stoffaustausch nicht möglich, Energieaustausch möglich) oder offenen System (Stoffaustausch möglich, Energieaustausch möglich) wäre durch das Zuführen von Energie (beispielsweise Umgebungstemperatur) ein spontaner Reaktionsverlauf möglich.

==Ergänzung: Triebkräfte chemischer Reaktionen==
===1.Freiwillige Reaktion: Knallgasreaktion===

[[Datei:11.GIF]]

Ein Ballon wird mit Wasserstoff aufgeblasen. Wenn man diesen Ballon anzündet, so schmilzt der Ballon und der innere Wasserstoff reagiert mit dem äusseren Sauerstoff.
Es ist eine freiwillige Reaktion, weil die Edukte Energiereicher sind als die Produkte.

===2.Unfreiwillige Reaktion: z.B Wasserflasche mit Kohlensäure===
[[Datei:22.GIF]]

Jedoch lauft die Fotosynthese in diesem Beispiel nicht Freiwillig ab!

===Definition von Freiwillige Reaktionen: Freiwillige Reaktionen laufen in einem abgeschlossenen System von alleine ab.===

[[Datei:33.GIF]]

===Beispiele zu den Thermodynamischen Systemen:===

===Offenes System:===
Wenn man Eisenwolle verbrennt, entsteht Eisenoxid. Wiegt man die Masse vorher und nachher, dann hat die Masse zugenommen. Aber laut dem Masseerhaltungsgesetzt muss die Masse gleich wiegen wie am Anfang.
Diese Reaktion hat eben in ein offenes System reagiert, daher hat es auch mit Sauerstoff reagiert (verbunden). Dementsprechend wiegt es mehr wie am Anfang. Daher wurde hier das Masserhaltungsgesetzt trotzdem erfüllt, weil mehr Stoff dazu kam.
Alltagsbeispiel: Wasserkochen; von aussen wärme (Energie) liefern und es fängt an zu verdampfen. Ausserdem kann man Stoffe hinzufügen (zum Beispiel Nudeln).

===Geschlossenes System:===
Wenn man auf ein Reagenzglas den Stöpsel fest reindrückt. Dann kann es nicht zu einem Stoffaustausch kommen, weil nichts mehr durch den Stöpsel durchdringen kann. Energie kann aber trotzdem zugeführt oder abgeführt werden. Zum Beispiel erhitzt man es oder man kühlt es.
Alltagsbeispiel: Taschenwärmer; es ist ein geschlossenes System, d.h man kann kein Stoff reintun, aber man kann ihn erwärmen, wenn man das Metallteil knickt.

===Abgeschlossenes System:===
Hier ist kein Stoffaustausch oder Energieaustausch möglich. Im Labor hat man spezielle Gefässe, in denen man flüssigen Stickstoff auffüllt, denn man will nicht, dass dieser flüssige Stickstoff nach aussen gelangt und auch nicht dass dieser sich auf Zimmertemperatur erwärmt.
Alltagsbeispiel: Thermoskanne; muss geschlossen sein, sodass kein Kaffee raustritt, ausserdem wird versucht, die Energie Übertragung von Wärme durch Isolation zu verhindern. Dadurch kann der warme Kaffee warm bleiben, obwohl es draussen kalt ist.
Allerdings gibt es kein perfektes abgeschlossenes System, denn irgendwie wird die Energie doch übertragen! Somit wird der warme Kaffee beim längeren stehen doch kalt.

== Bemerkungen ==
[[Bild:Spontan_unspontan.png|Spontane unspontane Reaktionen, energetische Situation|right]]
- Grundsätzlich gibt es je drei Möglichkeiten, wie eine Reaktion spontan/unspontan sein kann:

* a) ∆H < 0 also günstig*, ∆S > 0 also ebenfalls günstig, somit ist ∆G immer '''spontan''', d.h. ∆G < 0

"Dilemmareaktionen":

* b) ∆H < 0 also günstig, ∆S < 0 also ungünstig*
Wenn der günstige Enthalpiefaktor ∆H '''grösser''' ist als der ungünstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''
Wenn der günstige Enthalpiefaktor ∆H '''kleiner''' ist als der ungünstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G > 0, '''unspontan'''

* c) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S > 0 also günstig
Wenn der ungünstige Enthalpiefaktor ∆H '''grösser''' ist als der günstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G > 0, '''unspontan'''
Wenn der ungünstige Enthalpiefaktor ∆H '''kleiner''' ist als der günstige Entropiefaktor ∆S, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''

* f) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S < 0 also ungünstig, somit ist ∆G immer '''unspontan''', d.h. ∆G > 0

*günstig : begünstigt einen spontanen Reaktionsablauf
*ungünstig : beungünstigt einen spontanen Reaktionsablauf

- Einfluss der Temperatur T: Bei sehr niedriger Temperatur bewegen sich die Teilchen kaum, die Unordnung ist deshalb gering, es dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen (Beispiele b) - e) ) eine Rolle.

==Beispielaufgaben==
Hier: [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

== Quellen ==
* Chemieunterlagen Buch "Elemente"
* Unterrichtsstoff Herr Deuber

== Weblinks ==
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie

[[Kategorie:Chemie]]

Spontane und unspontane Reaktionen

2021-09-19T15:28:48Z

Rdeuber:

''Definition:'' Läuft eine Reaktion bei Standardbedingungen (Raumtemperatur 25°C=298K, normaler Luftdruck 1013 hPa) '''freiwillig''' ab, spricht man von einer spontanen Reaktion, das '''Mass für die Spontaneität''' ist die '''freie Enthalpie ΔG''' unter Einfluss der [[Die Reaktionsenthalpie ΔH| Reaktionsenthalpie ΔH]], der [[Die Entropie ΔS|Entropie ΔS]] und der Temperatur.

==Grundlegendes==
Es kann zwischen '''drei Arten von Reaktionsabläufen''' unterschieden werden, dabei muss in jedem Fall beachtet werden, dass die '''Zeit''' '''keinen Einfluss auf die Spontaneität''' hat.

* Spontane Reaktionen, rasch ablaufend
Beispiele:
- Verbrennen von weissem Phosphor: Unter Standardbedingungen (Raumtemperatur, 1013 hPa Druck) läuft diese Reaktion spontan und sehr schnell ab, sobald weisser Phosphor in Berührung mit dem Luftbestandteil Sauerstoff kommt. Das ist der Grund, wieso weisser Phosphor im Chemielabor unter Wasser aufbewahrt werden muss.
- Lösen einer Vielzahl von Salzen in Wasser
Diese Reaktionen laufen selbständig und vollständig ab, alle Produkte reagieren miteinander zu Edukten.

* Spontane Reaktionen, langsam ablaufend
Beispiel:
- Oxidieren von Papier: Bei Raumtemperatur vergilbt Papier, es reagiert mit dem Luftbestandteil Sauerstoff. Diese Reaktion kann durch das Aufbringen einer Aktivierungsenergie (in diesem Fall: heisse Flamme) extrem beschleunigt werden.
Merke: Die Geschwindigkeit, mit der eine Reaktion abläuft, kann durch das Ändern der Reaktionsbedingungen beeinflusst werden.

* Unspontane Reaktionen
Dies sind Reaktionen, die ohne äusseren Zwang nicht ablaufen.
Beispiel:
- Bildung von Erdöl: Wäre die Bildung von Erdöl eine spontane Reaktion, wären wohl alle Energieprobleme der Menschheit gelöst. Will man Erdöl synthetisieren, muss Energie beispielsweise in Form von Druck oder einer gewissen Temperatur in die Reaktion eingebracht werden.

==Spontan oder unspontan?==
Um festzustellen, ob eine Reaktion spontan ist oder nicht, muss das Mass für die Spontaneität, die '''freie Enthalpie ΔG''' betrachtet werden.
Es gilt: '''ΔG = ΔH - ΔS * T''', T=absolute Temperatur in K bzw. für Standardbedingungen: ''ΔG° = ΔH° - ΔS° * 298''

* Schritt 1: [[Abschätzen der Reaktionsenthalpie]]
* Schritt 2: Abschätzen der [[Die Entropie ΔS|Entropie ΔS]], Eruierung der [[Temperatur]] falls diese von 298 K abweicht
* Schritt 3: Einsetzen der errechneten Werte in die Gleichung ΔG = ΔH - ΔS * T

* Ergibt sich einen Wert für '''ΔG°<0''', verläuft die Reaktion '''spontan''' (exergonisch) in einem abgeschlossenen System (kein Energie- und Stoffaustausch mit der Umgebung ist möglich, beispielsweise Gefäss im Vakuum, das im ganzen Innenkörper mit Spiegeln ausgekleidet ist (sonst können Lichtstrahlen (Form von Energie) entweichen)).
* Ergibt sich einen Wert für '''ΔG°>0''', verläuft die Reaktion '''unspontan''' (endergonisch) in einem abgeschlossenen System. In einem geschlossenen (Stoffaustausch nicht möglich, Energieaustausch möglich) oder offenen System (Stoffaustausch möglich, Energieaustausch möglich) wäre durch das Zuführen von Energie (beispielsweise Umgebungstemperatur) ein spontaner Reaktionsverlauf möglich.

==Ergänzung: Triebkräfte chemischer Reaktionen==
===1.Freiwillige Reaktion: Knallgasreaktion===

[[Datei:11.GIF]]

Ein Ballon wird mit Wasserstoff aufgeblasen. Wenn man diesen Ballon anzündet, so schmilzt der Ballon und der innere Wasserstoff reagiert mit dem äusseren Sauerstoff.
Es ist eine freiwillige Reaktion, weil die Edukte Energiereicher sind als die Produkte.

===2.Unfreiwillige Reaktion: z.B Wasserflasche mit Kohlensäure===
[[Datei:22.GIF]]

Jedoch lauft die Fotosynthese in diesem Beispiel nicht Freiwillig ab!

===Definition von Freiwillige Reaktionen: Freiwillige Reaktionen laufen in einem abgeschlossenen System von alleine ab.===

[[Datei:33.GIF]]

===Beispiele zu den Thermodynamischen Systemen:===

===Offenes System:===
Wenn man Eisenwolle verbrennt, entsteht Eisenoxid. Wiegt man die Masse vorher und nachher, dann hat die Masse zugenommen. Aber laut dem Masseerhaltungsgesetzt muss die Masse gleich wiegen wie am Anfang.
Diese Reaktion hat eben in ein offenes System reagiert, daher hat es auch mit Sauerstoff reagiert (verbunden). Dementsprechend wiegt es mehr wie am Anfang. Daher wurde hier das Masserhaltungsgesetzt trotzdem erfüllt, weil mehr Stoff dazu kam.
Alltagsbeispiel: Wasserkochen; von aussen wärme (Energie) liefern und es fängt an zu verdampfen. Ausserdem kann man Stoffe hinzufügen (zum Beispiel Nudeln).

===Geschlossenes System:===
Wenn man auf ein Reagenzglas den Stöpsel fest reindrückt. Dann kann es nicht zu einem Stoffaustausch kommen, weil nichts mehr durch den Stöpsel durchdringen kann. Energie kann aber trotzdem zugeführt oder abgeführt werden. Zum Beispiel erhitzt man es oder man kühlt es.
Alltagsbeispiel: Taschenwärmer; es ist ein geschlossenes System, d.h man kann kein Stoff reintun, aber man kann ihn erwärmen, wenn man das Metallteil knickt.

===Abgeschlossenes System:===
Hier ist kein Stoffaustausch oder Energieaustausch möglich. Im Labor hat man spezielle Gefässe, in denen man flüssigen Stickstoff auffüllt, denn man will nicht, dass dieser flüssige Stickstoff nach aussen gelangt und auch nicht dass dieser sich auf Zimmertemperatur erwärmt.
Alltagsbeispiel: Thermoskanne; muss geschlossen sein, sodass kein Kaffee raustritt, ausserdem wird versucht, die Energie Übertragung von Wärme durch Isolation zu verhindern. Dadurch kann der warme Kaffee warm bleiben, obwohl es draussen kalt ist.
Allerdings gibt es kein perfektes abgeschlossenes System, denn irgendwie wird die Energie doch übertragen! Somit wird der warme Kaffee beim längeren stehen doch kalt.

== Bemerkungen ==
[[Bild:Spontan_unspontan.png|Spontane unspontane Reaktionen, energetische Situation|right]]
- Grundsätzlich gibt es je drei Möglichkeiten, wie eine Reaktion spontan/unspontan sein kann:
* a) ∆H < 0 also günstig*, ∆S > 0 also ebenfalls günstig, somit ist ∆G immer '''spontan''', d.h. ∆G < 0
* b) ∆H < 0 also günstig, ∆S < 0 also ungünstig*, hier muss der Enthalpiefaktor ∆H überwiegen, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''
* c) ∆S > 0 also günstig, ∆H > 0 also ungünstig, hier muss der Entropiefaktor ∆S überwiegen, dann ist ∆G < 0, '''spontan'''
* d) ∆S > 0 also ungünstig, ∆H < 0 also günstig, hier muss der Entropiefaktor ∆S überwiegen, dann ist ∆G > 0, '''unspontan'''
* e) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S > 0 also günstig, hier muss der Enthalpiefaktor ∆H überwiegen, somit ist ∆G < 0, '''unspontan'''
* f) ∆H > 0 also ungünstig, ∆S < 0 also ungünstig, somit ist ∆G > 0, '''unspontan'''

*günstig : begünstigt einen spontanen Reaktionsablauf
*ungünstig : beungünstigt einen spontanen Reaktionsablauf

- Einfluss der Temperatur T: Bei sehr niedriger Temperatur bewegen sich die Teilchen kaum, die Unordnung ist deshalb gering, es dominieren die Kräfte zwischen den Teilchen. Je höher die Temperatur, umso höher die Unordnung der Teilchen, und umso entscheidender für die Reaktion wird die Entropie ΔS. Die Temperatur spielt für die Entscheidung, ob eine Reaktion ablaufen wird, nur bei Dilemmareaktionen (Beispiele b) - e) ) eine Rolle.

==Beispielaufgaben==
Hier: [[Vier Typen chemischer Reaktionen]]

== Quellen ==
* Chemieunterlagen Buch "Elemente"
* Unterrichtsstoff Herr Deuber

== Weblinks ==
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie

[[Kategorie:Chemie]]

Elektrochemische Vorgänge

2021-06-12T15:35:23Z

Rdeuber: Die Seite wurde neu angelegt: „__TOC__ == Elektrochemische Vorgänge == === Silberreinigung === Silberreinigung; Material: Alufolie, Salz, Wasser (w…“

__TOC__

== Elektrochemische Vorgänge ==

=== Silberreinigung ===
[[image:22012012319.jpg|thumb|right|Silberreinigung;]]

Material: Alufolie, Salz, Wasser (warm) und ein Glas.

Das etwas erhitze Wasser ins Glas einfüllen und das Salz hinzugeben. Den Silbergegenstand (z.B. Gabel) in Alufolie einwickeln und ebenfalls ins Glas geben, bereits nach einigen Minuten ist der Gegenstand gereinigt. Das Aluminium verliert hierbei seine Elektronen an das Silber ab. Dieses hatte seine Elektronen zuvor an Sauerstoff verloren. Aluminium hat eine deutlich geringere Elektronegativität wie Silber und ist daher hier der Verlierer.

Oxidation: Al → Al3+ + 3e-

Reduktion: 3Ag+ + 3e- → 3Ag

Gesamtreaktion: Al + 3Ag+Cr → 3Ag + Al+Cl-3

Doch wie stark ist die Tendenz für eine Elektronenaufnahme bzw. Abgabe eines Stoffes?

=== Das Redoxpotential ===

Das Redoxpotential ist ein Mass für die Tendenz ob ein Atom seine Elektronen verliert oder jene eines anderen Atoms aufnimmt. Das Oxidationsmittel ist dabei der Stoff, welcher reduziert wird (Elektron aufnimmt), also eine Oxidation verursacht. Das Reduktionsmittel dagegen ist jener Stoff der oxidiert wird (Elektron abgibt), also die Reduktion verursacht.

==== Messvorgang ====

Um diese Tendenz einzuschätzen wurde ein Nullpunkt definiert. Diese wird als Wasserstoff-Standard-Elektrode bezeichnet und hat die Zahl Null. Wasserstoff wird sowohl in der oxidierten (H3O+ wie auch in der reduzierten (H2) Form in ein Gefäss gegeben. Dazu kommt eine Platinelektrode, an diese werden Elektronen abgegeben bzw. von ihr aufgenommen. Dies sind sogenannte Referenz Halbzellen. Nach einer Weile kommt es zu einem chemischen Gleichgewicht (GW) zwischen der Elektrodenabgabe und der Elektronenaufnahme. An der Elektrode entsteht ein elektrisches Potential, also eine Spannung diese liegt bei Wasserstoff nun bei null.

Nun können beliebige Metalle ebenso gemessen werden. Dabei nimmt man das jeweilige Metall, welches man messen will und ein Gegen-Ion welches frei wählbar ist. Ihr soll als Beispiel das Eisen-Ion betrachtet werden.
Die Konzentration ist jeweils [Fe2+Cl-2]= 1Mol/L.

GW: Fe2+ + 2e- ⇌ Fe0
[[image:Redoxtabelle.jpg|thumb|right|Elektrochemische Spannungsreihe;]]
Und wird die Spannung zwischen dem jeweiligen Metall mit der der Referenz-Halbzelle verglichen. Dabei gilt je negativer das Potential ist desto grösser ist die Tendenz Elektronen zu verlieren. Je unedler also ein Metall ist desto negativer ist die Elektrode geladen. Dabei entstehen Zahlen die in ein Tabelle aufgeführt werden.

==== Tabelle Elektrochemische Spannungsreihe ====

Je weiter oben sich ein Metall in der Tabelle befindet, desto eher verliert es seine Elektronen. Diejenigen die also oben in der Tabelle stehen sind die Reduktionsmittel, das GW liegt hier rechts.

Je weiter unten ein Metall ist, desto eher nimmt es Elektronen auf. Die unten sind also Oxidationsmittel, das GW liegt links.

Je grösser der Unterschied zwischen zwei Elementen ist, also je weiter sie auf der Tabelle voneinander getrennt sind, desto schneller läuft die Reaktion ab.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen

V Wichtige Reaktionstypen

2021-06-12T15:34:52Z

Rdeuber:

[[A Protolysen (Säure/Base-Reaktionen)]]

# [[Grundlagen]]
# [[Der pH-Wert]]
# [[Berechnen und Messen des pH-Werts]]
# [[Säure/Base-Puffer]]
# [[Anwendungen: "Magenprobleme"]]
# [[Anwendungen: "Kalkerosion und Kalkkreislauf"]]

[[B Redox-Reaktionen]]

# [[Grundlagen Redox]]
# [[Die Redox-Reihe]]
# [[Elektrochemische Vorgänge]]
# [[Batterien]]

Zwischenmolekulare Kräfte

2020-06-16T20:52:52Z

Rdeuber:

'''Die zwischenmolekularen Kräfte (ZMK)''' basieren im Grunde auf der elektrostatischen Anziehung zwischen positiven und negativen Ladungen, der so genannten Coulombkraft. Bei ihnen handelt es sich nicht um Kräfte, die zur Bildung von Verbindungen zwischen einzelnen Atomen führen (wie kovalente Bindungen, Ionenbindungen sowie Metallbindung). Nur bei den Edelgasen haben die zwischenmolekularen Kräfte Wirkung zwischen einzelnen Atomen, da diese Elemente keine Moleküle bilden.
Schmelz- und Siedepunkt sowie die Löslichkeit von Stoffen werden von diesen Kräften beeinflusst.
Es gibt drei Arten der zwischenmolekularen Kräfte. Ihrer Stärke nach aufgelistet, beginndend mit den schwächsten, sind dies die '''Van-der-Waals-Kräfte''', '''Dipol-Dipol-Kräfte''' und '''Wasserstoffbrücken'''.

== Die Van-der-Waals-Kräfte ==
Die Schwächsten der drei zwischenmolekularen Kräfte sind die so genannten '''Van-der-Waals-Kräfte (VdW-Kräfte)'''.
Die VdW- Kräfte wirken zwischen allen Molekülen, unpolaren wie polaren und den Edelgasatomen. Sie sind die einzigen zwischenmolekularen Kräfte, die auch zwischen unpolaren Molekülen wirken. Die Stärke der VdW-Kräfte ist abhängig von der Anzahl Elektronen im Stoffteilchen. Da mit zunehmender Elektronen-Zahl meist auch die Masse zunimmt gilt als Faustregel: '''Je grösser die Molekülmasse, desto stärker die VdW-Kräfte'''.
Bei Edelgasen und vielen Molekülen sind die VdW-Kräfte die alleinige Ursache für die anziehenden Kräfte zwischen den Teilchen. Bei einigen Teilchen wirken daneben aber auch noch andere Kräfte, welche in der Regel stärker sind als die VdW-Kräfte.

=== Entstehung der VdW-Kräfte ===

[[Image:VdW-Kräfte1_neu.png|thumb|right|200x201px|[[#Quellen|Abb. 1]] Entstehung der VdW-Kräfte bei unpolaren Molekülen]]

Wie aber entstehen nun die VdW- Kräfte? (siehe Abb.1)

Einen Aspekt darf man bei der graphischen Darstellung von Molekülen nicht vergessen, der bei Grafiken nicht oder nur ungenügend dargestellt wird. Die Elektronen der Atome innerhalb der Moleküle sind nicht absolut bewegungslos. Durch die Brownsche Bewegung kommt es andauernd zu Kollisionen der Moleküle, wodurch sich vorübergehende Polarisierungen ergeben: Auf der einen Seite befinden sich für kurze Zeit mehr als die Hälfte der Elektronen, wodurch diese Seite partiell negativ geladen ist. Gleichzeitig ist die andere Seite partiell positiv geladen, da nun dort ein paar Elektronen fehlen. Es entstehen also '''temporäre Dipole'''. Dadurch kommt es zu einer Anziehung zwischen den Molekülen, da nun ja ebenfalls vorübergehende Partialladungen vorhanden sind. Da die Polarisierung nur vorübergehend ist, sind die VdW-Kräfte schwach und nur vorrübergehend. Allerdings kommt es auch stetig zu neuen Kollisionen.
Die Van-der-Waals-Kräfte sind also nicht nur von der Molekülmasse abhängig sondern auch von der Verformbarkeit (Polarisierbarkeit) und der Grösse der Oberfläche des Moleküls. Diese beiden Faktoren hängen aber direkt mit der Masse des Moleküls zusammen. Je grösser die Molekülmasse, desto grösser die Oberfläche, desto grösser die Verformbarkeit und desto grösser sind somit auch die Van-der-Waals-Kräfte.
[[Image:vdw kräfte grafik_neu.png|thumb|400x401px|[[#Quellen|Abb. 2]] Veränderung der Siedepunkte bei den VdW-Kräften]]

=== Die Veränderung des Schmelz- und Siedepunktes durch die VdW-Kräfte ===
Je grösser die VdW- Kräfte sind, desto höher sind Schmelz- und Siedepunkt des Stoffes, wie in der Abb.2 zu sehen ist. In der Abbildung kann man sehen, dass gilt:
Je höher der Schmelz – und Siedepunkt sind, desto grösser ist auch die Molekülmasse. (Fluor [F2] bis Iod[I2])

===Beispiel===
Wie erwähnt gilt: Je grösser die Molekülmasse desto grösser die Van-der-Waals-Kräfte. Vergleicht man aber nun beispielsweise H2O und CO2, wird klar, dass bei CO2 trotz stärkeren VdW-Kräften (Molekülmasse CO2 = 44u, H2O = 18u) der Siedepunkt tiefer liegt. Dies zeigt, dass zwischen den H2O Molekülen neben den VdW-Kräften noch weitere Kräfte wirken müssen. Diese weiteren Kräfte werden nachfolgend erläutert.

== Die Dipol-Dipol- Kräfte ==
Ein polares Molekül wird Dipol genannt, wenn es einen positiven und einen negativen Pol aufweist, wenn also eine '''permanente''' (bleibende) '''Ladungsverschiebung''' vorliegt. Zwischen diesen polaren Molekülen wirken die so genannten '''Dipol-Dipol-Kräfte''', die durch die elektrostatische Wechselwirkung zwischen den verschiedenen Polen zustande kommen. Die Anziehung zwischen den permanenten Dipolen ist in der Regel stärker als die VdW-Kraft.
Die Dipol-Dipolkräfte sind die zweitstärksten zwischenmolekularen Kräfte, die es gibt.
[[Bild:H2O-Beispiel.png|thumb|right|200x201px|[[#Quellen|Abb. 3]] Pol-Lokalisierung am Beispiel von Wasser]]
[[Image:CO2-Beispiel1.png|thumb|right|300x301px|[[#Quellen|Abb. 4]] zusammenfallende Pole bei Kohlendioxid]]
=== Erkennung von Dipolen ===
Um festzustellen, ob ein polares Molekül ein Dipol ist oder nicht, müssen der positive und der negative Pol des Moleküls lokalisiert werden. In einem Molekül mit mehreren Bindungen befindet sich der positive Pol in der Mitte aller positiv polarisierten Atome des Moleküls, mit dem negativen Pol verhält es sich analog. (Abb.3)
Fallen nun der positive und der negative Pol des Moleküls zusammen, wie es beim Beispiel CO2 (siehe Abb.4) zu sehen ist, so handelt es sich nicht um einen Dipol, d.h. es sind keine Dipol-Dipol-Kräfte vorhanden und deshalb sind der Schmelz – und Siedepunkt sehr niedrig.

Um die Polarität eines Moleküls bestimmen zu können, muss man jedoch nicht nur die Polaritäten der einzelnen Bindungen innerhalb des Moleküls kennen, sondern auch auf die geometrische Struktur des Moleküls und freie Elektronenpaare achten. Die Struktur eines Moleküls kann mit Hilfe des [[#Exkurs: EPA-Modell|EPA-Modells (Elektronenpaar-Abstossungs-Modell)]] ermittelt werden.

[[Image:Dipol.png|thumb|400x401px|[[#Quellen|Abb. 5]] Veränderung der Siedepunkte bei den Dipol-Dipol-Kräften]]

=== Die Veränderung des Schmelz- und Siedepunktes durch die Dipol-Dipol-Kräfte ===
Bei den Dipol-Dipol-Kräften spielt die Masse der Moleküle keine Rolle. Dies sieht man sehr schön daran, dass HCl zwar eine geringere Molekülmasse hat als F2, aber einen bedeutend höheren Schmelz- und Siedepunkt aufweist (siehe Abb.5). HCl ist im Gegensatz zu F2 polar und weist Dipol-Dipol-Kräfte auf. Es gilt also auch bei den Dipol-Dipol-Kräften:
Je stärkere Dipol-Dipol-Kräfte ein Molekül aufweist, desto höher ist der Schmelz- und Siedepunkt des Stoffes.

=== Video: Dipolkräfte (Simpleclub) ===

https://www.youtube.com/watch?v=zKvHQ9QplWY

=== Exkurs: EPA-Modell ===
Das '''EPA-Modell''' ('''E'''lektronen'''p'''aar'''a'''bstossungsmodell) oder '''VSEPR-Modell''' ('''''V'''alence '''s'''hell '''e'''lectron '''p'''air '''r'''epulsion'', deutsch ''Valenzschalen-Elektronenpaar-Abstoßung'') zeigt, dass die räumliche Gestalt von Molekülen durch die gegenseitige Abstossung der Elektronepaare der Valenzschale bestimmt wird. Dabei ordnen sich die Elektronenpaare so an, dass der Abstand zwischen ihnen möglichst gross wird. Die freien Elektronenpaare brauchen etwas mehr Platz als die bindenden, weil sie näher am Kern liegen.
Um ein Molekül zu zeichnen muss als erstet die Verknüpfung der Atome mit der Elektronenstrichformel (Lewis-Formel) bestimmt werden. Anschliessend müssen für jedes Atom mit mindestens zwei Bindungspartnern die Bindungspartner und die freien Elektronenpaare gezählt werden. Die Anzahl Bindungspartner entspricht der Anzahl der bindenden Elektronenpaare. Dabei werden Mehrfach-Bindungen wie Einfachbindungen behandelt. Schlussendlich können mit Hilfe der unteren Tabelle die Bindungswinkel bestimmt und das Molekül gezeichnet werden.

[[Image:EPA-Modell_bild1.jpg|thumb|center|600px|[[#Quellen|Abb.6]] Die Tabelle gibt die Winkel im Molekül an]]

====Beispiel====
Als Beispiel möchte die geometrische Struktur eines Wassermoleküls herausgefunden werden. Dazu zählt man die freien Elektronenpaare: Das Sauerstoffatom des Wassermoleküls, an welches zwei Wasserstoffatome kovalent geknüpft sind, weist zwei freie Elektronenpaare auf. Dementsprechend ergibt sich aus X = 2 (H-Atome) und E = 2 (freie e-Paare) 2+2=4 und somit eine tetraedrische Geometrie. Die Molekülgestalt selbst wird aber nur durch die Atomkerne beschrieben. Indem die freien Elektronenpaare nun „weggedacht“ werden, bleibt die Realstruktur zurück: gewinkelt.
Ist ein Molekül gewinkelt, ist es polar. Wird es linear gezeichnet, nicht. Wenn ein Molekül polar ist, kann mit Hilfe der Elektronegativität der Atome ermittelt werden, ob es sich um ein Dipol handelt oder nicht. Ist die Differenz der Elektronegativitäten der Atome größer als 0.5 und kleiner als 1.7 kommt es zur Dipolbindung, unter 0.5 sind die Bindungen unpolar und über 1.7 handelt es sich um eine Ionenbindung.

== Wasserstoffbrücken ==
'''Wasserstoffbrücken (H-Brücken)''' sind mit Abstand die stärksten zwischenmolekularen Kräfte. Sie können aber nur unter ganz bestimmten Bedingungen auftreten. Für ihre Bildung müssen beide Moleküle stark polare Bindungen besitzen, d.h. eine Asymmetrie muss vorhanden sein: entweder stark positiv oder stark negativ. Die Moleküle müssen aber keineswegs Dipole sein. Das in einer stark polaren Elektronenpaar-Bindung positiv geladene H-Atom des einen Moleküls und das freie /die freien Elektronenpaar/e des negativ geladenen Atoms des anderen Moleküls ziehen einander an. Man spricht auch von negativen und positiven '''Brückenköpfen'''. Nur wenn beide Brückenköpfe vorhanden sind, kann sich eine H-Brücke ausbilden. H-Brücken sind als einzige ZMK über längere Zeit stabil.

=== Positive und negative Brückenköpfe ===
[[Image:Wasserstoffbrücken-Liste.png]]

'''Positiver Brückenkopf''' 
- Immer ein stark polarisiertes '''H-Atom'''

'''Negativer Brückenkopf''' 
- Negativ polarisierte Atome 
- H-Brücken nur bei '''F''', '''O''' und '''N'''

Ist es möglich eine Wasserstoffbrücke zu bilden, so wird dies auch immer getan. Sie können nur sehr schwer aufgehoben werden und dominieren bei vergleichbar grossen Molekülen über die anderen ZMK-Kräfte. Dennoch sind Wasserstoffbrücken schwächer als Elektronenpaarbindungen.

Besitzt ein und dasselbe Molekül sowohl positive als auch negative Brückenköpfe, so können gleichartige Moleküle untereinander H-Brücken ausbilden. Ist hingegen nur einer der beiden Brückenköpfe vorhanden, so kann das Molekül erst dann H-Brücken ausbilden, wenn es auf eine zweite Molekülsorte mit dem andern Brückenkopf trifft.
[[Image:wasserstoffbrücken_neu.png|thumb|400x401px|[[#Quellen|Abb. 7]] Veränderung der Siedepunkte bei Wasserstoffbrücken]]

=== Die Veränderung des Schmelz- und Siedepunktes durch die Wasserstoffbrücken ===
Wie bei allen zwischenmolekularen Kräften gilt auch bei den Wasserstoffbrücken: Je mehr Wasserstoffbrücken gebildet werden, desto höher sind Schmelz – und Siedepunkt des Stoffes(siehe Abb.6). Dies ist auch der Grund weshalb Wasser (mit 4 H-Brücken pro Molekül) einen vergleichbar hohen Schmelz – und Siedepunkt hat (100°C).

=== Beispiele ===
==== Funktionsweise von Frostschutzmittel ====
'''Ethylenglycol''' 
[[Image:Ethylenglycol.png]]
Da Ethylenglycol im Vergleich zu Wasser weniger H-Brücken bildet, erfolgt eine Erniedrigung des Schmelzpunktes.

==== Zucker ====
Zucker besitzt lange Moleküle und kann durch stark positiv geladene H-Atome sowie einem stark negativ-polarisierten O-Atom viele Wasserstoffbrücken bilden. Daraus ergibt sich in Verbindung mit Wasser die hohe Klebrigkeit von Zucker.
Je mehr H-Brücken gebildet werden können desto klebriger ist ein Stoff.

== Siehe auch ==
=== Die Bedeutung der ZMK ===
Im Kapitel der [[Bedeutung der ZMK]] wird darauf eingegangen, welche speziellen Eigenschaften Wasser durch die ZMK besitzt und welchen Einfluss die ZMK, insbesondere die H-Brücken, bei den Proteinen haben. Die Proteine werden mitunter auch durch H-Brücken zusammengehalten.

=== Die Löslichkeit und die ZMK ===
Bei der [[Löslichkeit]] spielt es eine Rolle, ob ein Stoff wasserlöslich (hydrophil) ist oder nicht (lipophil). Dabei spielen die H-Brücken eine wichtige Rolle. Je mehr H-Brücken vorhanden sind, desto wasserlöslicher ist ein Stoff. Näheres dazu kann man im Kapitel der Löslichkeit nachlesen.

== Quellen ==

=== Allgemein ===
* Unterlagen aus dem Unterricht von Herr Deuber
* "Chemie", Charles E. Mortimer & Ulrich Müller, erschienen 2007 bei Thieme (9. Auflage)
* [http://www.ksh.edu/uploads/media/4.3_ZwiMolKraefte.pdf]
* [http://de.sevenload.com/sendungen/Chemie-Nachhilfe-2-0/folgen/NyjUpa9-VSEPR-EPA-Modell-1]
* [http://www.google.ch/url?sa=t&source=web&ct=res&cd=2&ved=0CBkQFjAB&url=http%3A%2F%2Fwww.compuchem.de%2Fmuster%2Fatombond%2Fepa%2Fatbond06.pdf&rct=j&q=epa-modell&ei=RbQCTMTXCYKQOI7NodcE&usg=AFQjCNGHfjqLm3IeKJDmUfxmmxY3H6d3Iw]
* [http://de.wikipedia.org/wiki/VSEPR-Modell]
=== Grafiken ===
*Abb.1: selbst erstellt
*Abb.2: Chemieunterlagen
*Abb.3: [http://de.wikipedia.org/wiki/Bild:Watermolecule.png], selber noch verändert
*Abb.4: [http://de.wikipedia.org/wiki/Bild:Lewis_CO2.svg], selber noch verändert
*Abb.5: Chemieunterlagen
*Abb.6: Chemieunterlagen
*Abb.7: Chemieunterlagen

Die Beschreibung des Chemischen Gleichgewichts

2020-06-14T09:16:02Z

Rdeuber:

Die Redox-Reihe

2020-05-18T19:14:45Z

Rdeuber:

Die Redoxreihe ist eine Auflistung von Elementen, die zusammen Redox-Paare bilden. Die Redoxpaare werden nach ihrem Redoxpotential unter Standardbedingungen (Druck=1013 mbar, Temperatur= 298,15K, Aktivität=1) sortiert.
Aus der Redoxreihe lässt sich das Redoxverhalten eines Stoffes herauslesen. So kann jede Redoxreaktion durch zwei Paare beschrieben werden und die Richtung von Reaktionen vorausgesagt werden.

== Die Redox-Reihe ==

=== Korrespondierende Redoxpaare ===

Redox-Paar: Ein Reduktor wird durch Elektronenabgabe zum korrespondierenden Oxidator. Dabei wird immer die oxidierte Form zuerst angegeben. 
Beispiel: Fe2 → Fe3 + e-
Reduktor und Oxidator einer Redoxreaktion bilden ein korrespondierendes Redoxpaar.

Redoxpotential: Die Summe des Oxidationspotentials und des Reduktionspotentials. Je „lieber“ ein Partner oxidiert wird und je „lieber“ der andere reduziert wird, desto grösser ist deren gemeinsames Redoxpotential. Das Redoxpotential beschreibt somit die Bereitschaft, Elektronen abzugeben und dadurch in die oxidierte Form überzugehen, bzw. Elektronen aufzunehmen und dadurch in die reduzierte Form überzugehen.

===Die Reaktionen von Metall-Atomen mit Metall-Kationen===
Die Fähigkeit zur Elektronenabgabe – das Reduktionsvermögen – ist unterschiedlich ausgeprägt.
Beispiel:
Ein Eisennagel wird in eine Kupfer(II)-sulfat-Lösung getaucht. Es scheidet sich Kupfer auf dem Eisen ab, das sich in der Lösung nachweisen lässt.

[[image:Abb.16_Redox.gif|thumb|right|Versuch Eisennagel]]

Dabei läuft die folgende Reaktion ab: 
Oxidation: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e- 
Reduktion: Cu2+(aq)+2e- → Cu(s) 
Redoxreaktion: Fe(s) + Cu2+(aq) → Fe2+(aq) + Cu(s) 

Wenn man den Versuch umgekehrt macht, also ein Stück Kupferblech in eine Eisensulfat-Lösung gibt, läuft keine Reaktion ab. Eisen ist von den beiden Metallen der stärkere Reduktor. Man sagt auch, Eisen ist „unedler“ als Kupfer.

Mit weiteren Versuchen kann man eine Reihe von Metallen testen und erhält so eine Redoxreihe der Metalle (siehe unten).

[[Datei:Redoxreihe_der_Metalle.jpg|200px|thumb|left|Redoxreihe der Metalle]]

Alle Metalle mit negativem Standard-Reduktionspotenzial sind unedel, da sie gerne Elektronen abgeben, und sich so auflösen.
Unedle Metalle verwittern, rosten und oxidieren schneller.

===Reaktion von Nichtmetall-Anionen mit Nichtmetall-Molekülen===
Redoxpaare vom Typ Nichtmetall-Anion/Nichtmetall-Molekül lassen sich in eine Reihe einordnen.

Beispiel:
Zugabe von Chlor in eine wässrige Lösung von Kaliumbromid ergibt eine Braunfärbung der Flüssigkeit. Dies ist so, weil sich Brom bildet. In der Lösung lassen sich Chlorid-Ionen nachweisen.

[[image:Versuch Brom.JPG|thumb|right|Versuch Chlor Kaliumbromid]]

Folgende Reaktion findet statt:

Oxidation: 2Br-(aq) → Br2(aq) + 2e- 
Reduktion: Cl2(g) → 2Cl-(aq) 
Redoxreaktion: Cl2(g) + 2Br-(aq) → Br2(aq) + 2Cl-(aq) 

Führt man den umgekehrten Versuch durch mit Brom, das man in eine Kaliumchlorid-Lösung einleitet, so erfolgt keine Reaktion.
Daraus kann man schliessen, dass Chlor der stärkere Oxidator ist als Brom. Chloratome nehmen leichter Elektronen auf als Bromatome.
Wie bei den Metallen kann man weitere Versuche durchführen und erhält so eine Reihe (die Redoxreihe).

===Redoxreihe ausgewählter Redoxpaare===
[[Datei:Redoxreihe ausgwaehlter Redoxpaare.gif|200px|thumb|left|Redoxreihe ausgewählter Redoxpaare]]

Metallatome stehen in der Redoxreihe links auf der Seite der Reduktoren, da sie bei chemischen Reaktionen grundsätzlich nur Elektronen abgeben können. Metall-Ionen findet man meist rechts, ausser solche, die noch weitere Elektronen abgeben können (wie z.B. Fe2+). Nichtmetalle befinden sich in der Redoxreihe in der rechten Spalte. Sie sind mehr oder weniger starke Oxidatoren. Die Anionen der Nichtmetalle sind entsprechend Reduktionsmittel und stehen in der linken Spalte.

Grundsätzlich gilt: Eine Redoxreaktion läuft nur dann ab, wenn sich dabei einen schwächeren Oxidiator bzw. Reduktor bildet.

==Galvanische Elemente==
Definition: Galvanische Elemente, benannt nach dem italienischen Mediziner LUIGI GALVANI, sind elektrochemische Zellen, in der eine freiwillige Elektrodenreaktion abläuft, wodurch chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt wird und so zum Beispiel eine Batterie angetrieben werden kann.
In der folgenden Abbildung sieht man, wie so ein Galvanisches Element aufgebaut ist.

[[image:Galvanisches_Element.jpg|thumb|right|Galvanisches Element]]

==== Elektrode ====
Eine Elektrode ist ein elektrischer Leiter, der im direkten Kontakt mit einem Elektrolyten steht (meistens ein Metall). Er leitet Elektronen und Ionen.
Im Galvanischen Element nennt man die Elektrode an der eine Oxidation erfolgt, eine Anode (negativ).
Die Elektrode, an der eine Reduktion erfolgt, nennt man Katode. Sie stellt den Gegenpol zur Anode dar.

==== Elektrolyte ====
Elektrolyte sind chemische Stoffe, die im festen, flüssigen oder gelösten Zustand in Ionen sich auflösen und so einen Stromtransport durch Ionenverschiebungen ermöglichen.

== Quellen ==
* Chemieunterlagen
* http://chemie.de
* http://chemie-master.de
* http://u-helmich.de

== Weblinks ==
* [http://swisseduc.ch/chemie/ Swisseduc] – Unterrichtsserver für Chemie

Säure/Base-Puffer

2020-05-18T19:12:21Z

Rdeuber:

Ein Säure/Base-Puffer ist ein Stoffgemisch, welches in der Lage ist, den pH-Wert einer Lösung trotz Zugabe von Säuren oder Basen annähernd konstant zu halten. Das bedeutet, dass eine grössere Zugabe von Säure oder Base nur eine kleine Änderung des pH-Werts bewirkt.

== Zusammensetzung ==

[[Bild:Saeure-Base-Puffer.jpg|thumb|]]

Ein Puffer muss so zusammengesetzt sein, dass er die Reaktion einer zugegebenen Säure bzw. Base mit Wasser abschwächt.
Wird zu der Lösung eine Säure hinzugegeben, muss eine Base vorhanden sein, die an Stelle von Wasser das H+ aufnimmt. Folglich muss das H+ von der Base stärker gebunden werden als von Wasser. Die Base darf jedoch nicht zu stark sein, da sich der pH-Wert sonst erhöht. Analog dazu muss bei Zugabe einer Base eine Säure vorhanden sein, welche an Stelle des Wassers das H+ spendet. Entsprechend gilt, dass das H+ der Säure eher abgegeben wird als das von Wasser. Auch die Säure darf nicht zu stark sein, da ansonsten der pH-Wert verringert wird.

Also verwendet man für den Puffer eine schwache Säure und ihre konjugierte Base. Man beachte, dass die Pufferwirkung eines Säure/Base-Paars im pH-Bereich um dessen pKs-Wert am besten ist. Dies bedeutet, dass die Säure und Base in gleicher Konzentration vorliegen. Wäre mehr Säure vorhanden, ist die Pufferwirkung bei der Zugabe von Säure schwächer. Folglich wäre bei höherer Basenkonzentration die Pufferwirkung bei der Zugabe von Base schwächer.

== Puffergleichung von Henderson-Hasselbach ==

Oft braucht man die Puffergleichung von Henderson-Hasselbach zur Berechnung des pH-Wertes von Pufferlösungen. Dadurch lässt sich auch eine Grafik erstellen, in welcher der pH-Wert in Abhängigkeit zum Verhältnis zwischen der korrespondierenden Base und ihrer Säure dargestellt wird.

[[Bild:Beispiel.jpg]]

=== Herleitung ===

[[Bild:HendersonHasselbach1.png]]

=== Grafische Darstellung ===
[[Bild:Pufferkurve.jpg|thumb|]]
Die Grafik zeigt, wie der Puffer wirkt. Die Wirkung hat bei relativ grossen Konzentrationsschwankungen eine kleine pH-Wert Veränderung zur Folge. Aus der Grafik kann man erkennen, dass das ideale Verhältnis dann herrscht, wenn der pH-Wert gleich dem pKs-Wert ist, sprich wenn das Verhältnis genau 1 entspricht.Die Grafik stellt unteranderem den Existenzbereich für Essigsäure(CH3COOH)/Acetat(CH3COO-) dar. Bei pH = 4 sind ca. 90 % Essigäure und 10 % Acetat vorhanden. Bei pH = 3 wurden praktisch alle Acetationen in Essigsäure umgesetzt.

=== Anwendungsbeispiel ===

Gegeben: pKs Salzsäure (HCl) : 4.8

Wie ist das Verhältnis, wenn der pH-Wert

a) eine Einheit oberhalb des pKs-Wertes

b) eine Einheit unterhalb des pKs-Wertes liegt?

a) [[Bild:a.jpg]]

b) [[Bild:b.jpg]]

== Zusammenfassung: Video von the Simple Chemics ==
=== Puffergleichung/Henderson-Hasselbach Gleichung ===

Link: [https://www.youtube.com/watch?v=Hi_O8oNUrUM&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=10 Puffergleichung/ Henderson-Hasselbach Gleichung]

Zuerst zeigt das Video, wie die Puffergleichung hergeleitet wird. Anhand zweier Beispiele zeigen sie, wie man die Gleichung benutzt. Am Schluss vergleichen sie noch die pH-Werte einer Pufferlösung und Wasser, wenn man 1mol HCl hinzufügt.

Zu beachten:
* Eine gute Grundlage für das Video ist dieses Video: [https://www.youtube.com/watch?v=qYM6FW0Y9B0&list=PLlxOW5VSfflNe3lzbGYNywU2WI0xzTgtF&index=9 Puffer - was machen die]. Dort wird der Begriff Puffer definiert und erklärt, wozu sie gut sind.
* Bei der Herleitung der Gleichung wird wieder das Massenwirkungsgesetz benutzt, der Begriff wird aber nie erwähnt. Das Massenwirkungsgesetz ist allgemein definiert als Konzentration der Produkte geteilt durch die Konzentration der Edukte.
* Im Video wird die Gleichung nur anhand vom Essigsäure-Acetat Puffer erwähnt und benutzt. Natürlich gibt es auch noch viele andere Puffer. Immer ein konjugiertes Säure-Base-Paar kann als Puffer dienen.
* Zusätzlich dazu, dass man damit den pH-Wert einer Lösung berechnen kann, kann man die Puffergleichung auch dazu benutzen, selbst einen Puffer herzustellen.
* Möchte man einen Puffer selbst herstellen, muss man zuerst ein S/B-Paar auswählen, dessen pH-Wert möglichst nahe am erwünschten pH-Wert liegt. Dann muss man die chemischen Eigenschaften der Stoffe überprüfen und schlussendlich die Stoffe in das richtige Verhältnis setzen, so dass der pH-Wert der Lösung dem erwünschten Wert entspricht.

Besonders nützlich:
Das Video zeigt die Herleitung der Puffergleichung Schritt für Schritt und zeigt anhand des Beispiels, wie man damit rechnet.

== Quellen ==

Unterricht von R. Deuber
Wikipedia

Video: [https://www.youtube.com/user/TheSimpleChemics The Simple Club]

Abschätzen der Reaktionsenthalpie

2020-05-18T19:08:30Z

Rdeuber:

Bei jeder Reaktion wird '''Energie''' umgesetzt. Als [[Die_Reaktionsenthalpie_%CE%94H |Reaktionsenthalpie ∆H]] (Delta H) wird die '''Wärmeenergie''' bezeichnet, die bei einer Reaktion '''freigesetzt (exotherme Reaktion''') oder '''aufgenommen (endotherme Reaktion)''' wird.
[[image:Chemiewikigrafikendoexo.png|thumb|right|Wärmeabgabe an Umgebung]]
[[image:Betrachtung_im_Energiediagramm.JPG|thumb|right|Betrachtung im Energiediagramm]]

Reaktionen verlaufen dann exotherm wenn aus energiereichen Edukten mit schwachen Bindungen, energiearme Produkte mit starken Bindungen entstehen. Bei der endothermen Reaktion ist dies genau umgekehrt, das enstandene Produkt ist energiereicher als die Edukte.

Das heisst im Allgemeinen, wenn '''∆H >0''' ist, handelt es sich um eine '''endotherme''' Reaktion, bei '''∆H <0''' um eine '''exotherme'''.

==Das Abschätzen:==

Um die Reaktionsenthalpie abzuschätzen, muss man den Zusammenhang zwischen der '''Bindungsstärke''' und dem '''Energiegehalt''' des Teilchens berücksichtigen.

[[Bild:Metallgitter.gif|thumb|right|Beispiel: Metalle weisen im allgemeinen schwache Bindungen auf und sind deshalb energiereich]]

'''Energiereiche''' '''Stoffe''' enthalten '''schwache Bindungen.'''

[[Bild:Kubisch-flaechenzentriert.png|thumb|right|Salze weisen starke Bindungen auf und sind deshalb energiearm]]

'''Energiearme''' '''Stoffe''' hingegen besitzen '''starke Bindungen.'''

==Grundlagen um abzuschätzen:==

===Die Bindungstypen===

*[[III_Bindungslehre |Elektronenpaarbindungen]]

*[[Grundlagen_der_Ionenbindung |Ionenbindungen]]

*[[C_Metallbindung |Metallbindungen]]

====Elektronenpaarbindungen====

Zwischen '''Nichtmetallen''' besteht die Elektronenpaarbindung. Diese Stoffe werden auch Moleküle genannt. Sie besitzen '''schwache''' und '''starke Bindungen''', können daher '''energiereich''' '''oder''' '''–arm''' sein.

Um diese nun unterscheiden zu können. Muss man die '''Polarität''' und die '''Art der Bindung''' untersuchen.
Die Polarität wird anhand der [[Elektronegativität]] ermittelt.

'''Mehrfach'''- und '''polare Bindung''' führen zu '''starken Bindungen''', dass heisst der Stoff ist energiearm.

→ ''Beispiel für polare Bindungen: H2O, CO2''

→ ''Beispiel für eine Mehrfachbindung: N2''

'''Einfach-''' und '''unpolare Bindungen''' führen zu '''energiereichen''' Stoffen.

→ ''Beispiel: H2 besitzt eine Einfachbindung''

====Ionenbindungen====

Salze bestehen aus Ionenbindungen, also Bindungen zwischen Metallen und Nichtmetallen. Die Stoffe sind '''sehr energiearm''', da die '''Bindungskräfte''' zwischen den Teilchen '''sehr gross''' sind.

Um wiederum die Bindungskraft abschätzen zu können muss man die [[Grundlagen_der_Ionenbindung |Ladung und Grösse der Atome berücksichtigen]].

====Metallbindungen====

Bindungen zwischen Metallen sind '''sehr energiereich''', da sie die [[C_Metallbindung |schwächsten Bindungen]] zwischen den Teilchen haben.
Es gilt einzig zu beachten ob man es mit einem Metal oder einem [[Metalle und Nichtmetalle |Edelmetal]] zu tun hat. Da nur erstere sehr energiereich sind.

===Anwendung===
[[image:Anwendung.JPG|thumb|left|Anwendung mithilfe Reaktionsgleichung]]

Sofern man weiss, welche Bindungen vorliegen, kann man den Energiergehalt der einzelnen Stoffe abschätzen und daraus die Reaktionsenthalpie berechnen. Aus ∆H kann man nun ableiten ob es sich um eine exotherme oder endotherme Reaktion handelt.

==Verwendung==

Die Reaktionsenthalpie wird zusammen mit der [[Die_Entropie_%CE%94S |die Entropie ∆S]] benötigt, wenn man [[Die_freie_Enthalpie_%CE%94G |die freie Enthalpie ∆G]] einer Reaktion herausfinden will. Wobei die Entropie für die Wahrscheinlichkeit einer Reaktion steht. Ist sie gross ist die Wahrscheinlichkeit dass ein Stoff entsteht gross, ist sie klein ist die Wahrscheinlichkeit gering.
Auch nicht zu vergessen ist die Temperatur, diese trägt zur Spontanität massgebend bei!

==Messen der Reaktionsenthalpie:==

Um die Reaktionsenthalpie zu messen, verwendet man sogenannte Kalorimeter. Dies ist ein nach aussen isoliertes Gefäss, welches die gesamte Wärme aufnimmt. Nun wird die Temperatur vor und nach der Reaktion gemessen und daraus die Reaktionsenthalpie abgeleitet.

==Quellen==
*Chemieunterlagen
*[http://de.wikipedia.org/wiki/Reaktionsenthalpie wikipedia]
*Elemente, öbvhpt VerlagsgmbH & Co. KG, Wien 2006, ISBN-10: 3-209-04924-6

Abschätzen der Reaktionsenthalpie

2020-05-18T19:07:49Z

Rdeuber:

Abschätzen der Reaktionsenthalpie

2020-05-18T19:06:14Z

Rdeuber:

Abschätzen der Reaktionsenthalpie

2020-05-18T19:03:49Z

Rdeuber:

Bei jeder Reaktion wird '''Energie''' umgesetzt. Als [[Die_Reaktionsenthalpie_%CE%94H |Reaktionsenthalpie ∆H]] (Delta H) wird die '''Wärmeenergie''' bezeichnet, die bei einer Reaktion '''freigesetzt (exotherme Reaktion''') oder '''aufgenommen (endotherme Reaktion)''' wird.
[[image:Chemiewikigrafikendoexo.png|thumb|right|Wärmeabgabe an Umgebung]]
[[image:Betrachtung_im_Energiediagramm.JPG|thumb|right|Betrachtung im Energiediagramm]]

Reaktionen verlaufen dann exotherm wenn aus energiereichen Edukten mit schwachen Bindungen, energiearme Produkte mit starken Bindungen entstehen. Bei der endothermen Reaktion ist dies genau umgekehrt, das enstandene Produkt ist energiereicher als die Edukte.

Das heisst im Allgemeinen, wenn '''∆H >0''' ist, handelt es sich um eine '''endotherme''' Reaktion, bei '''∆H <0''' um eine '''exotherme'''.

==Das Abschätzen:==

Um die Reaktionsenthalpie abzuschätzen, muss man den Zusammenhang zwischen der '''Bindungsstärke''' und dem '''Energiegehalt''' des Teilchens berücksichtigen.

[[Bild:Metallgitter.gif|thumb|80px|right|Beispiel: Metalle weisen im allgemeinen schwache Bindungen auf und sind deshalb energiereich]]

'''Energiereiche''' '''Stoffe''' enthalten '''schwache Bindungen.'''

[[Bild:Kubisch-flaechenzentriert.png|thumb|80px|right|Salze weisen starke Bindungen auf und sind deshalb energiearm]]

'''Energiearme''' '''Stoffe''' hingegen besitzen '''starke Bindungen.'''

==Grundlagen um abzuschätzen:==

===Die Bindungstypen===

*[[III_Bindungslehre |Elektronenpaarbindungen]]

*[[Grundlagen_der_Ionenbindung |Ionenbindungen]]

*[[C_Metallbindung |Metallbindungen]]

====Elektronenpaarbindungen====

Zwischen '''Nichtmetallen''' besteht die Elektronenpaarbindung. Diese Stoffe werden auch Moleküle genannt. Sie besitzen '''schwache''' und '''starke Bindungen''', können daher '''energiereich''' '''oder''' '''–arm''' sein.

Um diese nun unterscheiden zu können. Muss man die '''Polarität''' und die '''Art der Bindung''' untersuchen.
Die Polarität wird anhand der [[Elektronegativität]] ermittelt.

'''Mehrfach'''- und '''polare Bindung''' führen zu '''starken Bindungen''', dass heisst der Stoff ist energiearm.

→ ''Beispiel für polare Bindungen: H2O, CO2''

→ ''Beispiel für eine Mehrfachbindung: N2''

'''Einfach-''' und '''unpolare Bindungen''' führen zu '''energiereichen''' Stoffen.

→ ''Beispiel: H2 besitzt eine Einfachbindung''

====Ionenbindungen====

Salze bestehen aus Ionenbindungen, also Bindungen zwischen Metallen und Nichtmetallen. Die Stoffe sind '''sehr energiearm''', da die '''Bindungskräfte''' zwischen den Teilchen '''sehr gross''' sind.

Um wiederum die Bindungskraft abschätzen zu können muss man die [[Grundlagen_der_Ionenbindung |Ladung und Grösse der Atome berücksichtigen]].

====Metallbindungen====

Bindungen zwischen Metallen sind '''sehr energiereich''', da sie die [[C_Metallbindung |schwächsten Bindungen]] zwischen den Teilchen haben.
Es gilt einzig zu beachten ob man es mit einem Metal oder einem [[Metalle und Nichtmetalle |Edelmetal]] zu tun hat. Da nur erstere sehr energiereich sind.

===Anwendung===
[[image:Anwendung.JPG|thumb|left|Anwendung mithilfe Reaktionsgleichung]]

Sofern man weiss, welche Bindungen vorliegen, kann man den Energiergehalt der einzelnen Stoffe abschätzen und daraus die Reaktionsenthalpie berechnen. Aus ∆H kann man nun ableiten ob es sich um eine exotherme oder endotherme Reaktion handelt.

==Verwendung==

Die Reaktionsenthalpie wird zusammen mit der [[Die_Entropie_%CE%94S |die Entropie ∆S]] benötigt, wenn man [[Die_freie_Enthalpie_%CE%94G |die freie Enthalpie ∆G]] einer Reaktion herausfinden will. Wobei die Entropie für die Wahrscheinlichkeit einer Reaktion steht. Ist sie gross ist die Wahrscheinlichkeit dass ein Stoff entsteht gross, ist sie klein ist die Wahrscheinlichkeit gering.
Auch nicht zu vergessen ist die Temperatur, diese trägt zur Spontanität massgebend bei!

==Messen der Reaktionsenthalpie:==

Um die Reaktionsenthalpie zu messen, verwendet man sogenannte Kalorimeter. Dies ist ein nach aussen isoliertes Gefäss, welches die gesamte Wärme aufnimmt. Nun wird die Temperatur vor und nach der Reaktion gemessen und daraus die Reaktionsenthalpie abgeleitet.

==Quellen==
*Chemieunterlagen
*[http://de.wikipedia.org/wiki/Reaktionsenthalpie wikipedia]
*Elemente, öbvhpt VerlagsgmbH & Co. KG, Wien 2006, ISBN-10: 3-209-04924-6

Abschätzen der Reaktionsenthalpie

2020-05-18T19:02:41Z

Rdeuber:

Bei jeder Reaktion wird '''Energie''' umgesetzt. Als [[Die_Reaktionsenthalpie_%CE%94H |Reaktionsenthalpie ∆H]] (Delta H) wird die '''Wärmeenergie''' bezeichnet, die bei einer Reaktion '''freigesetzt (exotherme Reaktion''') oder '''aufgenommen (endotherme Reaktion)''' wird.
[[image:Chemiewikigrafikendoexo.png|thumb|right|Wärmeabgabe an Umgebung]]
[[image:Betrachtung_im_Energiediagramm.JPG|thumb|right|Betrachtung im Energiediagramm]]

Reaktionen verlaufen dann exotherm wenn aus energiereichen Edukten mit schwachen Bindungen, energiearme Produkte mit starken Bindungen entstehen. Bei der endothermen Reaktion ist dies genau umgekehrt, das enstandene Produkt ist energiereicher als die Edukte.

Das heisst im Allgemeinen, wenn '''∆H >0''' ist, handelt es sich um eine '''endotherme''' Reaktion, bei '''∆H <0''' um eine '''exotherme'''.

==Das Abschätzen:==

Um die Reaktionsenthalpie abzuschätzen, muss man den Zusammenhang zwischen der '''Bindungsstärke''' und dem '''Energiegehalt''' des Teilchens berücksichtigen.

[[Bild:Metallgitter.gif|thumb|80px|left|Beispiel: Metalle weisen im allgemeinen schwache Bindungen auf und sind deshalb energiereich]]

'''Energiereiche''' '''Stoffe''' enthalten '''schwache Bindungen.'''

[[Bild:Kubisch-flaechenzentriert.png|thumb|80px|left|Salze weisen starke Bindungen auf und sind deshalb energiearm]]

'''Energiearme''' '''Stoffe''' hingegen besitzen '''starke Bindungen.'''

==Grundlagen um abzuschätzen:==

===Die Bindungstypen===

*[[III_Bindungslehre |Elektronenpaarbindungen]]

*[[Grundlagen_der_Ionenbindung |Ionenbindungen]]

*[[C_Metallbindung |Metallbindungen]]

====Elektronenpaarbindungen====

Zwischen '''Nichtmetallen''' besteht die Elektronenpaarbindung. Diese Stoffe werden auch Moleküle genannt. Sie besitzen '''schwache''' und '''starke Bindungen''', können daher '''energiereich''' '''oder''' '''–arm''' sein.

Um diese nun unterscheiden zu können. Muss man die '''Polarität''' und die '''Art der Bindung''' untersuchen.
Die Polarität wird anhand der [[Elektronegativität]] ermittelt.

'''Mehrfach'''- und '''polare Bindung''' führen zu '''starken Bindungen''', dass heisst der Stoff ist energiearm.

→ ''Beispiel für polare Bindungen: H2O, CO2''

→ ''Beispiel für eine Mehrfachbindung: N2''

'''Einfach-''' und '''unpolare Bindungen''' führen zu '''energiereichen''' Stoffen.

→ ''Beispiel: H2 besitzt eine Einfachbindung''

====Ionenbindungen====

Salze bestehen aus Ionenbindungen, also Bindungen zwischen Metallen und Nichtmetallen. Die Stoffe sind '''sehr energiearm''', da die '''Bindungskräfte''' zwischen den Teilchen '''sehr gross''' sind.

Um wiederum die Bindungskraft abschätzen zu können muss man die [[Grundlagen_der_Ionenbindung |Ladung und Grösse der Atome berücksichtigen]].

====Metallbindungen====

Bindungen zwischen Metallen sind '''sehr energiereich''', da sie die [[C_Metallbindung |schwächsten Bindungen]] zwischen den Teilchen haben.
Es gilt einzig zu beachten ob man es mit einem Metal oder einem [[Metalle und Nichtmetalle |Edelmetal]] zu tun hat. Da nur erstere sehr energiereich sind.

===Anwendung===
[[image:Anwendung.JPG|thumb|left|Anwendung mithilfe Reaktionsgleichung]]

Sofern man weiss, welche Bindungen vorliegen, kann man den Energiergehalt der einzelnen Stoffe abschätzen und daraus die Reaktionsenthalpie berechnen. Aus ∆H kann man nun ableiten ob es sich um eine exotherme oder endotherme Reaktion handelt.

==Verwendung==

Die Reaktionsenthalpie wird zusammen mit der [[Die_Entropie_%CE%94S |die Entropie ∆S]] benötigt, wenn man [[Die_freie_Enthalpie_%CE%94G |die freie Enthalpie ∆G]] einer Reaktion herausfinden will. Wobei die Entropie für die Wahrscheinlichkeit einer Reaktion steht. Ist sie gross ist die Wahrscheinlichkeit dass ein Stoff entsteht gross, ist sie klein ist die Wahrscheinlichkeit gering.
Auch nicht zu vergessen ist die Temperatur, diese trägt zur Spontanität massgebend bei!

==Messen der Reaktionsenthalpie:==

Um die Reaktionsenthalpie zu messen, verwendet man sogenannte Kalorimeter. Dies ist ein nach aussen isoliertes Gefäss, welches die gesamte Wärme aufnimmt. Nun wird die Temperatur vor und nach der Reaktion gemessen und daraus die Reaktionsenthalpie abgeleitet.

==Quellen==
*Chemieunterlagen
*[http://de.wikipedia.org/wiki/Reaktionsenthalpie wikipedia]
*Elemente, öbvhpt VerlagsgmbH & Co. KG, Wien 2006, ISBN-10: 3-209-04924-6

Abschätzen der Reaktionsenthalpie

2020-05-18T19:01:02Z

Rdeuber:

Bei jeder Reaktion wird '''Energie''' umgesetzt. Als [[Die_Reaktionsenthalpie_%CE%94H |Reaktionsenthalpie ∆H]] (Delta H) wird die '''Wärmeenergie''' bezeichnet, die bei einer Reaktion '''freigesetzt (exotherme Reaktion''') oder '''aufgenommen (endotherme Reaktion)''' wird.
[[image:Chemiewikigrafikendoexo.png|thumb|right|Wärmeabgabe an Umgebung]]
[[image:Betrachtung_im_Energiediagramm.JPG|thumb|right|Betrachtung im Energiediagramm]]

Reaktionen verlaufen dann exotherm wenn aus energiereichen Edukten mit schwachen Bindungen, energiearme Produkte mit starken Bindungen entstehen. Bei der endothermen Reaktion ist dies genau umgekehrt, das enstandene Produkt ist energiereicher als die Edukte.

Das heisst im Allgemeinen, wenn '''∆H >0''' ist, handelt es sich um eine '''endotherme''' Reaktion, bei '''∆H <0''' um eine '''exotherme'''.

==Das Abschätzen:==

Um die Reaktionsenthalpie abzuschätzen, muss man den Zusammenhang zwischen der '''Bindungsstärke''' und dem '''Energiegehalt''' des Teilchens berücksichtigen.

[[Bild:Metallgitter.gif|thumb|80px|left|Beispiel: Metalle weisen im allgemeinen schwache Bindungen auf und sind deshalb energiereich]]

'''Energiereiche''' '''Stoffe''' enthalten '''schwache Bindungen.'''

[[Bild:Kubisch-flächenzentriert.png|thumb|80px|left|Salze weisen starke Bindungen auf und sind deshalb energiearm]]

'''Energiearme''' '''Stoffe''' hingegen besitzen '''starke Bindungen.'''

==Grundlagen um abzuschätzen:==

===Die Bindungstypen===

*[[III_Bindungslehre |Elektronenpaarbindungen]]

*[[Grundlagen_der_Ionenbindung |Ionenbindungen]]

*[[C_Metallbindung |Metallbindungen]]

====Elektronenpaarbindungen====

Zwischen '''Nichtmetallen''' besteht die Elektronenpaarbindung. Diese Stoffe werden auch Moleküle genannt. Sie besitzen '''schwache''' und '''starke Bindungen''', können daher '''energiereich''' '''oder''' '''–arm''' sein.

Um diese nun unterscheiden zu können. Muss man die '''Polarität''' und die '''Art der Bindung''' untersuchen.
Die Polarität wird anhand der [[Elektronegativität]] ermittelt.

'''Mehrfach'''- und '''polare Bindung''' führen zu '''starken Bindungen''', dass heisst der Stoff ist energiearm.

→ ''Beispiel für polare Bindungen: H2O, CO2''

→ ''Beispiel für eine Mehrfachbindung: N2''

'''Einfach-''' und '''unpolare Bindungen''' führen zu '''energiereichen''' Stoffen.

→ ''Beispiel: H2 besitzt eine Einfachbindung''

====Ionenbindungen====

Salze bestehen aus Ionenbindungen, also Bindungen zwischen Metallen und Nichtmetallen. Die Stoffe sind '''sehr energiearm''', da die '''Bindungskräfte''' zwischen den Teilchen '''sehr gross''' sind.

Um wiederum die Bindungskraft abschätzen zu können muss man die [[Grundlagen_der_Ionenbindung |Ladung und Grösse der Atome berücksichtigen]].

====Metallbindungen====

Bindungen zwischen Metallen sind '''sehr energiereich''', da sie die [[C_Metallbindung |schwächsten Bindungen]] zwischen den Teilchen haben.
Es gilt einzig zu beachten ob man es mit einem Metal oder einem [[Metalle und Nichtmetalle |Edelmetal]] zu tun hat. Da nur erstere sehr energiereich sind.

===Anwendung===
[[image:Anwendung.JPG|thumb|left|Anwendung mithilfe Reaktionsgleichung]]

Sofern man weiss, welche Bindungen vorliegen, kann man den Energiergehalt der einzelnen Stoffe abschätzen und daraus die Reaktionsenthalpie berechnen. Aus ∆H kann man nun ableiten ob es sich um eine exotherme oder endotherme Reaktion handelt.

==Verwendung==

Die Reaktionsenthalpie wird zusammen mit der [[Die_Entropie_%CE%94S |die Entropie ∆S]] benötigt, wenn man [[Die_freie_Enthalpie_%CE%94G |die freie Enthalpie ∆G]] einer Reaktion herausfinden will. Wobei die Entropie für die Wahrscheinlichkeit einer Reaktion steht. Ist sie gross ist die Wahrscheinlichkeit dass ein Stoff entsteht gross, ist sie klein ist die Wahrscheinlichkeit gering.
Auch nicht zu vergessen ist die Temperatur, diese trägt zur Spontanität massgebend bei!

==Messen der Reaktionsenthalpie:==

Um die Reaktionsenthalpie zu messen, verwendet man sogenannte Kalorimeter. Dies ist ein nach aussen isoliertes Gefäss, welches die gesamte Wärme aufnimmt. Nun wird die Temperatur vor und nach der Reaktion gemessen und daraus die Reaktionsenthalpie abgeleitet.

==Quellen==
*Chemieunterlagen
*[http://de.wikipedia.org/wiki/Reaktionsenthalpie wikipedia]
*Elemente, öbvhpt VerlagsgmbH & Co. KG, Wien 2006, ISBN-10: 3-209-04924-6

Grundlagen GW

2020-05-18T18:55:13Z

Rdeuber:

Das Chemische Gleichgewicht wird verwendet um zu sehen wie eine Dilemmareaktion reagiert.

==Gleichgewichtsreaktionen==

*ΔH < 0 und ΔS < 0
Die [[Die Reaktionsenthalpie ΔH|Enthalpie]] ist günstig, jedoch ist die [[Die Entropie ΔS|Entropie]] ungünstig.
*ΔH > 0 und ΔS > 0
Die [[Die Reaktionsenthalpie ΔH|Enthalpie]] ist ungünstig, dafür die [[Die Entropie ΔS|Entropie]] günstig.

Diese Dilemmareaktionen/Gleichgewichtsreaktion laufen je nach [[Die freie Enthalpie ΔG|ΔG (Spontanität)]] anders ab. Mit dem Gleichgewicht kann gesagt werden wie viel reagiert, denn die Edukte werden nicht vollständig zu Produkten reagieren oder umgekehrt.