Chemische Bindungen und Thermodynamik

Arten chemischer Bindungen

Intermolekulare Kräfte

F. INTRA: F. Orientierung / Dipol-Dipol

Permanent: Die Dipole sind ausgerichtet (Form q d + Pol-Pol) und ziehen das nächste Molekül an. Die Anziehungskraft nimmt mit der Entfernung zu. Relevant in Flüssigkeiten und Gasen.

Beispiele (schwache Anziehungskräfte): HCl, NH3, H2O, Ethanol

F. Dispersion (London)

Zwischen unpolaren Molekülen entstehen temporäre Dipole durch Elektronenbewegung. Die Stärke nimmt mit der Molekülmasse zu und ist in Gasen, Flüssigkeiten und Feststoffen relevant.

Beispiele: F2, Cl2, CF4, CCl4, CBr4, CI4

F. INTER: Wasserstoffbrücken

Wenn H kovalent an stark elektronegative Atome wie F, O, N gebunden ist, wirkt das H+ als positiver Pol und zieht benachbarte Moleküle an. Diese Bindung hat elektrostatischen Charakter. Typisch für Flüssigkeiten bei Raumtemperatur.

Beispiele: H2S, Eis

Kovalente Festkörper

Atome sind in drei Dimensionen durch kovalente Bindungen verbunden, die Netzwerke oder atomare Kristalle bilden. Diese Festkörper sind hart, zäh, unlöslich in H2O und, wenn polar, haben hohe Schmelz- und Siedepunkte.

Beispiele: Diamant (tetraedrisch), Graphit (hexagonal, mit Van-der-Waals-Kräften)

Thermodynamik

Chemische Systeme

Ein System ist eine Mischung von Substanzen, die chemisch miteinander reagieren. Die Umgebung ist alles außerhalb des Systems.

• Offenes System: Austausch von Materie und Energie.
• Geschlossenes System: Nur Energieaustausch.
• Isoliertes System: Kein Austausch von Materie oder Energie.

Zustandsvariablen:

• Extensiv: Abhängig von der Stoffmenge (z.B. Masse, Volumen).
• Intensiv: Unabhängig von der Stoffmenge (z.B. Temperatur, Druck, Dichte).

Prozesse:

• Isochor: Konstantes Volumen (V).
• Isobar: Konstanter Druck (P).
• Isotherm: Konstante Temperatur (T).
• Adiabatisch: Kein Wärmeaustausch (Q = 0).

Innere Energie (U)

Eine extensive Zustandsfunktion. Sie ist die Summe aller inneren Energien (kinetische, potentielle, ...). ΔU = U_Ende - U_Anfang.

Erster Hauptsatz der Thermodynamik

Die Energie eines Systems kann durch Wärme (Q) und Arbeit (W) verändert werden. ΔU = Q + W

Enthalpie (H)

Eine thermodynamische Größe, die der Energiemenge entspricht, die ein System mit seiner Umgebung austauscht. ΔH = ΔH_Ende - ΔH_Anfang. Das Vorzeichen gibt an, ob die Reaktion Wärme abgibt (-) oder aufnimmt (+).

Satz von Hess

Bei konstantem Druck oder Volumen kann die Reaktionsenthalpie als lineare Kombination der Enthalpien anderer thermochemischer Gleichungen berechnet werden (algebraische Summe).

Bindungsenergie

Energie, die benötigt wird, um 1 Mol einer Bindung in gasförmigen Substanzen zu brechen (bei konstantem Druck und Temperatur). E_(Bindung) = E_(Bruch) - E_(Bildung)

Entropie (S)

Ein Maß für die Unordnung eines Systems. ΔS° = S_Ende - S_Anfang. Hängt nur vom Anfangs- und Endzustand ab. Einheit: J * kg^-1 * K^-1.

• ΔS > 0: Zunahme der Unordnung.
• ΔS < 0: Abnahme der Unordnung.

Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik

Ein spontaner Prozess erhöht die Gesamtentropie des Universums.

Gibbs-Energie (G)

Eine Zustandsfunktion, die die Spontaneität einer Reaktion bei konstantem Druck und Temperatur bestimmt. ΔG = ΔH - TΔS. ΔG° hängt vom Anfangs- und Endzustand ab.

Reaktionskinetik

Reaktionsgeschwindigkeit

Reaktionen können langsam, schnell oder sehr schnell sein. Die Reaktionsgeschwindigkeit wird im Labor gemessen.

• Schnelle Reaktionen: z.B. Säure-Base-Neutralisation.
• Langsame Reaktionen: Keine sofortigen Änderungen sichtbar.

Reaktionsintermediate (falls messbar) sind Spezies, die während der Reaktion gebildet und wieder verbraucht werden. Beispiel: I2 + H2 -> 2HI

Die Konzentration der Reaktanten nimmt ab, während die Konzentration der Produkte zunimmt.

Mittlere Geschwindigkeit

Änderung der Konzentration eines Produkts oder Reaktanten über ein endliches Zeitintervall. v_HI = Δ[HI] / Δt (für jedes Reagens und Produkt).

Momentane Geschwindigkeit

Änderung der Konzentration eines Reaktanten oder Produkts über ein unendlich kleines Zeitintervall. v_HI = d[HI] / dt (Steigung der Tangente).

Geschwindigkeitsgesetz

Eine Gleichung, die die Reaktionsgeschwindigkeit mit den Konzentrationen der Reaktanten in Beziehung setzt: v = k[A]^a[B]^b

• Reaktionsordnung: Der Exponent, mit dem die Konzentration jedes Reaktanten im Geschwindigkeitsgesetz potenziert wird.
• Partielle Ordnung: Die Reaktionsordnung bezüglich eines bestimmten Reaktanten.
• Gesamtordnung: Die Summe der partiellen Ordnungen.

Einheiten von k:

• Ordnung 0: mol * L^-1 * s^-1
• Ordnung 1: s^-1
• Ordnung 2: mol^-1 * L * s^-1

Reaktionsmechanismus

Komplexe Prozesse, die in aufeinanderfolgenden einfachen Schritten (Elementarreaktionen) ablaufen.

Molekularität

Die Anzahl der Atome, Moleküle oder Ionen, die an einer Elementarreaktion beteiligt sind.

Stoßtheorie

Die Reaktionsgeschwindigkeit ist proportional zur Anzahl der Teilchenkollisionen pro Sekunde. Nicht alle Kollisionen sind effektiv. Gilt für Reaktionen in Gas- und Flüssigphasen.

Effektiver Stoß:

1. Geeignete Orientierung der Moleküle.
2. Ausreichende kinetische Energie.

Theorie des Übergangszustands (Aktivierter Komplex)

Die Reaktion verläuft über einen aktivierten Komplex, eine instabile Zwischenstufe, in der Bindungen geschwächt und neue gebildet werden.

Aktivierungsenergie (Ea)

Die Energie, die die Reaktanten benötigen, um den aktivierten Komplex zu bilden.

Arrhenius-Gleichung

Beschreibt die Beziehung zwischen der Geschwindigkeitskonstante (k), der Temperatur (T) und der Aktivierungsenergie (Ea): k = A * e^(-Ea/RT)

Katalysatoren

Substanzen, die die Reaktionsgeschwindigkeit erhöhen, ohne selbst verbraucht zu werden. Sie erscheinen nicht im globalen Geschwindigkeitsgesetz.

Inhibitoren

Substanzen, die die Reaktionsgeschwindigkeit verringern.

Katalyse

Ein Katalysator verändert den Reaktionsmechanismus, indem er einen alternativen Reaktionsweg mit niedrigerer Aktivierungsenergie bereitstellt. Dadurch werden mehr effektive Stöße ermöglicht und die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht. Ein Katalysator verändert nur kinetische, nicht aber thermodynamische Größen.

• Homogene Katalyse: Katalysator und Reaktanten befinden sich im gleichen Aggregatzustand. (z.B. H2SO4 in Bleiakkumulatoren)
• Heterogene Katalyse: Katalysator und Reaktanten befinden sich in unterschiedlichen Aggregatzuständen (z.B. fester Katalysator in flüssigen oder gasförmigen Reaktionen). Die Reaktion findet an der Oberfläche des Katalysators statt.