Fachbegriffe der Chemie. Michael Wächter

freie Enthalpie abnimmt.

      1 Kinetik ist die Lehre der Bewegungsvorgänge und Mechanismen chemischer Reaktionen.

      2 Die Reaktionsgeschwindigkeit vRG bemisst sich in mol Stoffumsatz n pro Zeiteinheit t (also vRG = n/t in mol/s). In Lösungen wird sie definiert als Konzentrationsänderung c eines Stoffes pro Zeitintervall t: vRG = c / t.

      3 Die Geschwindigkeitskonstante einer Reaktion ergibt sich als Proportionalitätsfaktor k aus dem Zeitgesetz einer Reaktion. Beispiel: Beieiner Reaktion nach der Gleichung n A + m B AnBm ergibt sie sich zu: vRG = k x c(A)n x c(B)m

      1 Die Reaktionsordnung gibt an, in welcher Potenz die Reaktionsgeschwindigkeit von der Konzentration eines Reaktionspartners oder dem Produkt der Konzentrationen mehrerer Stoffe abhängt.

      2 Eine (Gleichgewichts-)Reaktion kann durch Druck- und Konzentrationserhöhung der Edukte oder Entfernen der Produkte und Zugabe geeigneter Katalysatoren beschleunigt werden.

       Hinweis: Die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht sich im Allgemeinen

       mit zunehmender Konzentration (oder dem Partialdruck) der Reaktionspartner,

       mit zunehmender Temperatur,

       durch Anwesenheit von Katalysatoren und

       mit zunehmender Oberflächengröße fester Edukte (Verteilungsgrad erhöhen durch Mahlen, Pulverisieren).

       Es besteht jedoch keine direkte Beziehung zwischen der Triebkraft einer Reaktion (ihrer freien Enthalpie oder Entropie) und ihrer Geschwindigkeit.

      1 Eine Elementarreaktion ist ein Einzelschritt eines Reaktionsmechanismus’ bzw. einer Gesamtreaktion dann, wenn er sich nicht in weitere Teilreaktionen zerlegen lässt.

      2 Eine Kettenreaktion liegt vor, wenn im Reaktionsverlauf bei einer Teil- oder Elementarreaktion erneut die Ausgangsprodukte (Radikale) entstehen, so dass es zu einer ständigen Wiederholung der Reaktionen kommt. Verzweigungsreaktionen laufen ab, wenn im Verlaufe der Reaktion durch Verzweigungsreaktionen die Anzahl der Radikale zunimmt, so dass die Reaktionsgeschwindigkeit steigt.

      3 Die Arrhenius-Gleichung zeigt den Zusammenhang zwischen dem Geschwindigkeitskoeffizient k (Reaktionsgeschwindigkeitskonstante), der Aktivierungsenergie EA und der Temperatur T: k = A • e(-E(Akt) / R • T) (Arrhenius-Gleichung)bzw.: ln k = ln A – EA / R • 1/T

      Grundwissen zuElektrizität und Elektrochemie

      1 Die elektrische Stromstärke I entspricht der Ladungsmenge Q, die pro Zeit T fließt: I = Q / T . Sie wird in Ampère (Symbol: A) gemessen: 1 A = 1 C/s.

       Hinweise: Die Bewegung elektrischer Ladungen (der Fluss elektrischen Stromes) kommt durch das Bestreben eines Systems zustande, ein elektrisches Potenzial  auszugleichen. Die Potenzialdifferenz   ist als Spannung U messbar (Einheit: Volt, V). Die elektrische Arbeit W _{elektr .} wird in Watt  Sekunde angegeben (1 Ws = 1 J), die elektrische Leistung P= U  I in Watt (1 W = 1 J/s).

      1 Der Widerstand R wird in der Einheit Ohm (Symbol: ) gemessen: R = U / I (1 Ohm = 1 Volt / Ampère).

       Hinweise:

       Der Kehrwert zum elektrischen Widerstand ist die elektrische Leitfähigkeit . Er wird als Leitfähigkeit L bezeichnet: 1 / R = L.

       Die spezifische Leitfähigkeit  = l / ( R  A ) in  ^-1  cm ^-1 eines Materials ist der Kehrwert des spezifischen Widerstandes  = R  ( A / l ) in  cm, den ein Leiter dem Strom entgegensetzt: 1/  =  . Als Äquivalentleitfähigkeit  bezeichnet man den Quotienten aus der spezifischen Leitfähigkeit  und der Konzentration c eines Elektrolyten:  =   c (Einheit: cm ²  mol ^-1  ^-1 ).

      1 Als Zellspannung U bezeichnet man die Spannung eines galvanischen Elementes im stromlosen Zustand.

       Hinweis: Die Anordnung: Metall A / Elektrolytlösung / Metall B wird „ Galvanisches Element “ genannt.

       Beispiel: Verbindet man in einem Galvanischen Element die beiden Metalle A und B (z.B. Kupfer- und Zink-Elektroden), so verwandelt das System chemische Energie in elektrische Energie um: Das unedlere Metall wird durch Elektronenüberschuss zum Minuspol (höherer Lösungsdruck), das edlere Metall zum Pluspol (Elektronenmangel).

      1 Das elektrochemische Potenzial elektr.steht mit dem chemischen Potenzial in folgendem Zusammenhang: elektr. =  + z F 

      2 Die Standardelektrodenpotenziale E° beziehen sich auf galvanische Halbzellen unter Normalbedingungen ( = +25°C, p = 1013hPa, c = 1 mol/L bzw. Aktivität a = 1) in Kontakt mit der Normalwasserstoffelektrode.

      3 Die Standardzellspannung U° einer galvanischen Zelle ist gleich der Differenz zwischen dem Standardelektrodenpotenzial (Redoxpotenzial) der Katode (Pluspol) und dem der Anode (Minuspol): U° = E°(Pluspol, Katode) – E°(Minuspol, Anode).

      4 Die Anordnung der Metalle nach ihrem so gemessenen Redoxpotenzial wird als elektrochemische Spannungsreihe bezeichnet.

       Hinweis: Zu Redoxreaktionen vgl. Merksätze Nr. 88-90, zum Redoxpotenzial Merksätze Nr. 97ff, zur Elektrolyse Nr.101.

       Redoxpaare mit niedrigem Redoxpotenzial reagieren vorrangig unter Elektronenabgabe (Oxidation, gute Reduktionsmittel), Redoxpaare mit hohem Redoxpotenzial reagieren vorrangig unter Elektronenaufnahme (Reduktion, gute Oxidationsmittel).

      1 Zwei Galvani-Halbzellen mit gleichen Elektroden und Elektrolytlösungen, aber unterschiedlicher Konzentration, bezeichnet man als Konzentrationszellen. Diese bauen pro Zehnerpotenz Konzentrationsunterschied im Falle einwertiger Ionen etwa 58 mV Spannung auf.

      2 Die Nernst’sche Gleichung gibt an, wie Elektrodenpotenziale E aus Standardelektrodenpotenzialen E° und der Elektrolytkonzentration c (Mez+) berechnet werden kann:

      E = E° + (RT) / (zF) ln c (Me^z+) und bei +25°C: E = E° + (0,059V) / (z)  lg c (Me^z+)bzw.: U(Me/Me^z+c= x mol/L) = U° (Me/Me^z+c= 1 mol/L) + 0,059V /z lg c(Me^z+)

       Hinweis: Die üblichen Symbole sind hier: