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Chemie für Ernährungswissenschaftler (Subject) / Chemische Reaktionen (Lesson)
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- Chemische Reaktionsgleichungen Reaktanden/ Edukten → Produkten4 Al(s) + 3 O2(g) -> 2 Al2O3 (s) Die Zahlen vor den Formeln, heißen Koeffizienten (stoichiometric coefficients)Die Buchstaben (s), (g), und (s) beschreiben den Aggregatzustand der beteiligtenSubstanzen.
- 4 Al(s) + 3 O2(g)-> 2 Al2O3(s) Diese Gleichung bedeutet: 4 Al Atome + 3 O2 Moleküle -> 2 “Moleküle” von Al2O34 Mol von Al + 3 Mol von O2 -> 2 Mol von Al2O3
- Wegen dem Gesetz der Erhaltung der Masse, Muss eine Gleichung ausgewogen sein.Es muss immer dieselbe Anzahl an Atomen derselben Art auf beidenSeiten geben.
- Chemisches Gleichgewicht (Equilibrium) • Chemische Reaktionen sind umkehrbar.• Ammoniak kann aus seinen Elementen im HaberProzess erzeugt werdenN2(g) + 3 H2(g) -> 2 NH3(g)• Aber NH3 kann auch in seine Elemente zersetzt werden2 NH3(g) -> N2(g) + 3 H2(g)• In dem Herstellungsprozess von NH3, kann die Reaktion schließlich zu ein Gleichgewicht kommen.N2(g) + 3 H2(g) ↔2 NH3(g)• Doppelte Pfeile zeigen ein Gleichgewicht an*** Dynamisches Gleichgewicht - "Hin"- und "Rück„ -reaktion laufen ständig ab ***
- Stalaktiten und Stalagmiten in Höhlen entstehen auch durcheine umkehrbarechemische Reaktion
- Chemisches Gleichgewicht Wenn das Gleichgewicht erreicht wird, laufen die Reaktionenzwar weiter, aber es gibt keine Nettoänderungen in denBeträgen der Produkten und Edukten mehr
- Reaktionen in einer wässrigen Lösung Ionische Verbindungen reagieren oft in Wasser – wässrigen Lösungen(aqueous).
- Lösungsmittel - das Medium, in dem der Stoff(en) aufgelöst wirdKMnO4 in Wasser
- Stoff Substanz, die aufgelöst wird K+(aq) + MnO4-(aq)
- Wie wissen wir, dass Ionen in wässrigen Lösungen anwesend sind? Die Lösungen leiten Elektrizität!Sie werden ELEKTROLYTE genannt.HCl, CuCl2, und NaCl sind starke Elektrolyte.→Sie zerfallen vollständig (oder fast vollständig) in Ionen.
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- Starke Elektrolyte HCl, CuCl2, und NaCl sind starke Elektrolyte.→Sie zerfallen vollständig (oder fast vollständig) in Ionen.
- schwacher Elektrolyt. Essigsäure zerfällt nur in einem geringen Ausmaß inIonen, daher ist es ein schwacher Elektrolyt.
- Nichtelektrolyte Einige Verbindungen lösen sich in Wasser auf aber leiten Elektrizität nicht. Siewerden Nichtelektrolyte genannt. Beispiele:ZuckerEthanolEthylenglycol
- Wasserlöslichkeit von Ionischen Verbindungen Wenn in der Liste „Soluble Compound" ein Ion in einer Verbindung vorhanden ist,dann ist die Verbindung wasserlöslich. Fast alle Salze von Na+, K+, NH4+Salze von Nitrate NO3- Chlorate ClO3- Perchlorate ClO4- Acetate CH3CO2-
- Wasserlöslichkeit von Ionischen Verbindungen Allgemeine Minerale werden häufig mit Anionen gebildet, die zu Unlösbarkeit führen: sulfid fluorid carbonat oxid
- Chemische Reaktionen in Wasser Wir werden auf AUSTAUSCHREAKTIONEN achtenAX + BY → AY + BX Die Anionen tauschen ihre Plätze aus.
- Fällungsreaktionen Die "treibende Kraft" ist die Bildungeiner unlöslichen Verbindung —Niederschlag oder Präzipitat.
- Net Ionic Equations Verkürzte Form Pb(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq)-> PbCrO4(s) + 2 KNO3(aq)Das ist die "ganze Gleichung"Weil Pb(NO3)2 und K2CrO4 starke Elektrolyte sind, sollten wirschreibenPb2+(aq) + 2 NO3-(aq) + 2 K+(aq) + CrO42-(aq)-> PbCrO4(s) + 2 K+(aq) + 2 NO3-(aq)Das ist die "ionische Gleichung"Frage: müssen wir die K+ and NO3--Ionen einschließen?Die NO3- and K+Ionen sind ”ZUSCHAUER-IONEN” - sie nehmen nicht an der Reaktion teil. (Wenn man Na+ statt K+ verwenden würde, würde sich die Reaktion daher nicht ändern.)Wir lassen die Zuschauer-Ionen aus—Pb2+(aq) + CrO42-(aq) -> PbCrO4(s) Um die NET IONIC EQUATION anzugeben
- SÄUREN Eine Säure -> H3O+ in Wasser
- starke Säuren HCl(aq) SalzsäureH2SO4 SchwefelsäureHClO4 PerchlorsäureHNO3 SalpetersäureHBr(aq) BromwasserstoffsäureHI(aq) Iodwasserstoffsäure
- Schwache Säuren Schwache Säuren = schwache Elektrolyte CH3CO2H EssigsäureH2CO3 KohlensäureH3PO4 PhosphorsäureHF Flusssäure Fluorwasserstoff-säureH2C2O4 OxalsäureH2C4H4O6 WeinsäureH3C6H5O7 ZitronensäureHC9H8O4 Aspirin
- Nichtmetall-Oxide können auch Säuren sein und können aus brennender Kohle und Öl entstehen. Arrhenius- H+Bronsted-Lowry – H+ Donator
- BASEN Basen -> OH- in Wasser
- starke Basen Lithiumhydroxid LiOHNatriumhydroxid NaOHKaliumhydroxid KOHBariumhydroxid Ba(OH)2
- schwache Base Ammoniak NH3
- Metalloxide sind Basen CaO(s) + H2O(s) -> Ca(OH)2(aq) Arrhenius- OHBronsted-Lowry – H+ Akzeptor
- Säure-Basen Reaktionen • Die "treibende Kraft" ist die Bildung von Wasser• Das gilt für ALLE Reaktionen von STARKEN Säuren und Basen.
- NEUTRALISIERUNGEN • S-B Reaktionen werden manchmal NEUTRALISIERUNGEN genannt, weil die Lösungam Ende weder sauer noch basisch ist.• Das andere Produkt der S-B Reaktion ist ein SALZ, MX.HX + MOH -> MX + H2OMn+ kommt von der Base & Xn- kommt von der Säure Das ist eine Weise, Verbindungen herzustellen!
- Gas erzeugende Reaktionen Das ist in erster Linie die Chemie mit Metallkarbonaten.Das Hinzufügen von Säure kehrt diese Reaktion um.
- REAKTIONEN AUSTAUSCH: Fällungsreaktionen AUSTAUSCH Gas erzeugende Reaktionen AUSTAUSCH Säure-Basen Reaktionen REDOXREAKTION
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- REDOX = Reduktion & Oxidation
- Redoxreaktionen In allen Reaktionen, in denen etwas oxidiert wurde, ist auch etwasreduziert worden.Redox-Reaktionen werden durch die ELEKTRONÜBERTRAGUNG zwischen einemElektronendonator und Elektronenakzeptor charakterisiert.Übertragung führt zu—1. Zunahme in der Oxidationszahl von einem Element = OXIDATION2. Abnahme in der Oxidationszahl von einem Element = REDUKTION
- Warum Studieren wir Redoxreaktionen? ProduktionsmetalleBrennstoffKorrosionBatterien
- OXIDATION Zunahme in der Oxidationszahl voneinem Element
- REDUKTION Abnahme in der Oxidationszahl voneinem Element
- OXIDATIONSZAHLEN Die elektrische Ladung, die ein Element zu haben SCHEINT, wenn Elektronen durcheinige willkürliche Regeln aufgezählt werden: 1. Jedes Atom im freien Element hat Oxidationszahl = 0. Zn O2 I2 S82. In einfachen Ionen ist die Oxidationszahl = Ion-Ladung. -1 for Cl- +2 for Mg2+ 3. O hat die Oxidationszahl = -2 (außer in Peroxiden: in H2O2, O = -1)4. Oxidationszahl von H = +1(außer wenn H mit einem Metall verbunden ist, wie NaH; in denen ist die Oxidationszahl -1) 5. Algebraische Summe von Oxidationszahlen = 0 für eine Verbindung = insgesamte Ladung für ein Ion
- Erkennen einer RedoxReaktion Reaktion Typ Oxidation ReduktionIn Bezug auf Sauerstoff gewinn verlustIn Bezug auf Halogene gewinn verlustIn Bezug auf Elektronen verlust gewinn
- Übliche Oxidizierungs- und Reduktions-Mittel Metalle (Na, K, Mg, Fe, Cu) sind ReduktionsmittelHNO3 ist ein Oxidationsmittel