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Das Chemische Gleichgewicht
http://physchem.kfunigraz.ac.at/sb/
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
1
1
Die Gleichgewichtskonstante
Für die Reaktion
aA + bB
c C + dD
Ist die Gleichgewichtskonstante K =
aC c a D d
a
a A aB
b
Die Aktivitäten a X haben für ideale Systeme die folgenden Werte:
ax ≈ pX p ○
ideale Gase:
Verdünnte Lösungen:
a x ≈ [ X ] (1mol l -1 )
Reine Flüssigkeiten und Feststoffe:
ax = 1
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
2
2
Der Aktivitätskoeffizient
Verhält sich ein System nicht ideal, so definiert man die
Aktivität wie folgt:
Gase:
ax = f ⋅ pX p ○
f = Fugazitätskoeffizient
Lösungen:
a x = γ ⋅ [ X ] (1mol l-1 )
γ = Aktivitätskoeffizient
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
3
3
Gleichgewichtskonstante
• Gibt an die Zusammensetzung der
Gleichgewichtsmischung als Verhältnis der
Konzentrationen oder der Partialdrücke
• Bestimmung mittels Gleichgewichtstabelle
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
4
4
Gleichgewichtstabelle:
Die ausgeglichene Reaktion
Reaktanden und Produkte
1. Die Anfangskonzentration der Spezies
2. Die Konzentrationsveränderungen, die
erforderlich sind, damit das System das
Gleichgewicht erreicht
3. Die daraus resultierenden
Gleichgewichtskonzentrationen von Reaktanten
und Produkten
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
5
5
Gleichgewichtstabelle
N2 (g) + 3 H2(g) =
Reaktion
2NH3(g)
Spezies
N2
Anfänglicher Partialdruck / bar
H2
1.00
Änderung bis zum Gleichgewicht /bar
-x
+ 2x
Gleichgewichtspartialdruck / bar
1.00 – x
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
NH3
3.00
- 3x
3.00-3x
2x
6
6
Berechnung der Gleichgewichtskonzentrationen
einer Reaktion
N 2 + 3H 2
2 NH 3
K = 977
Ammoniaksynthese
Startet man die Gasphasenreaktion mit 1 bar N2 und 3 bar H2,
so berechnen sich die Aktivitäten im Gleichgewicht wie folgt:
a ( N 2 ) = 1.00 − x
Gleichung 4.
Ordnung!
a ( H 2 ) = 3.00 − 3 x
a ( NH 3 ) = 2 x
K=
(2x )
2
(1 − x )( 3 − 3x )
V. Ribitsch, C. Kratky
3
= 977
Daraus kann man x ausrechnen
PC-LAK Kap. 5
7
7
Näherungsweise Berechnung der
Gleichgewichtskonzentrationen einer Reaktion
Bei einer anderen Temperatur gilt für die Reaktion
N 2 + 3H 2
2 NH 3
K = 1 ⋅ 10−6
Startet man die Gasphasenreaktion mit 2 bar N2 und 2 bar H2,
so berechnen sich die Aktivitäten im Gleichgewicht wie folgt:
a ( N 2 ) = 2.00 − x
a ( H 2 ) = 2.00 − 3x
Näherung: 3x
(2x )
K=
3
2.0
2.0
( )( )
2.0 bzw. x
a ( NH 3 ) = 2 x
2.0
2
V. Ribitsch, C. Kratky
= 1.0 ⋅ 10−6
daraus x ≈ 2.0 ⋅ 10−3
PC-LAK Kap. 5
8
8
Säuren und Basen
Die Konzentration der H+ Ionen wird normalerweise durch den
pH-Wert der Lösung spezifiziert: pH
pH = − log a ( H + )
a ( H + ) = ⎡⎣ H + ⎤⎦ mol l -1
Die Beziehung zwischen a(H+) und der H+ - Konzentration gilt nur
wenn alle Ionen in sehr geringen Konzentrationen vorliegen.
H+ Ionen Konz.: 2.10-3 mol/l
V. Ribitsch, C. Kratky
pH = - log(2.0*10-3) = 2.70
PC-LAK Kap. 5
9
9
Brønsted-Lowry-Theorie
Eine Brønsted-Säure (HA) ist ein Protonen-Donor
HA → H + + A−
konjugierte Base
Eine Brønsted-Base (B) ist ein Protonen-Akzeptor
B + H + → HB +
konjugierte Säure
Für die Reaktion in wässriger Lösung:
HA( aq ) + H 2O (l )
H 3O + ( aq ) + A− ( aq )
Hinreaktion: HA=Säure, H2O=Base
Rückreaktion: H3O+=Säure. A-=Base
Hydronium-Ion
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
10
10
Säure-Base Gleichgewichte in wässriger
Lösung
Säure
Base
H3O+
HF
CH3COOH
H2O
NH4+
H2O
FCH3COOOHNH3
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
11
11
Säure-Base Gleichgewichte in wässriger
Lösung
Säure1 +Base 2
HA + B −
Base1 +Säure 2
A− + HB
Säure1/Base1 und Säure2/Base2 bilden je ein konjugates SäureBasen-Paar.
Wasser kann sowohl als Säure als auch als Base wirken:
H 2O (l ) + H 2O (l )
H 3O + ( aq) + OH − ( aq )
Bei 25°C gilt: [H 3O + ] = [OH − ] = 1.0 × 10−7 mol l −1
pH = − log(1.0 × 10−7 ) = 7.00
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
12
12
Aciditätskonstanten
Die Protonen-Übertragungsreaktion der Brønsted-Säure HA
HA(aq ) + H 2O (l )
A− ( aq ) + H 3O + ( aq )
Hat die Gleichgewichtskonstante
K=
a ( H 3O + ) × a ( A− )
a ( HA) × a ( H 2O )
Sofern die Lösung verdünnt ist, d.h. solange a(H2O)≈1, gilt für
die Aciditätskonstante (Säurekonstante)
⎛ a ( H 3O + ) × a ( A− ) ⎞
Ka = ⎜
⎟
⎜
⎟
a ( HA)
⎝
⎠Gleichgewicht
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
pK a = − log K a
13
13
Autoprotolyse-Konstante des Wassers
Die Autoprotolyse-Reaktion des Wassers
H 2O (l ) + H 2O (l )
H 3O + ( aq) + OH − ( aq )
Hat die Gleichgewichtskonstante
K=
a ( H 3O + ) × a ( OH − )
a ( H 2O )
2
Sofern die Lösung verdünnt ist, d.h. solange a(H2O)≈1, gilt für
die Autoprotolyse-Konstante KW des Wassers
KW = a ( H 3O + ) × a ( OH − ) = 1.0 × 10−14
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
14
14
Starke und schwache Säuren
HA(aq ) + H 2O (l )
A− ( aq ) + H 3O + ( aq )
Starke Säuren Ka > 1, d.h. pKa ≤ 0.
d.h. die Säure ist in wässriger Lösung immer vollständig
dissoziiert.
Beispiel: HCl, HBr, HI, HNO3. H2SO4, HClO4
Schwache Säuren Ka < 1, d.h. pKa > 0.
d.h. die Säure ist in wässriger Lösung nur teilweise dissoziiert
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
15
15
Starke und schwache Säuren
• Der Wert der Aciditätskonstante gibt an in
welchem Aussmass Protonenübertragung
stattfindet
• Je kleiner der Wert von Ka, umso geringer die
Fähigkeit der Säure, ein Proton abzugeben
• Aciditätskonstanten als negativer Logarithmus
analog pH Wert
pKa = - logKa
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
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16
Aciditätskonstanten schwacher Säuren
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
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17
pH-Rechnungen mit schwachen Säuren
Gleichgewichtstabelle
Reaktion
Spezies
CH3COOH + H2O = H3O + CH3COOCH3COOH H3O
CH3COO-
Anfangskonz. / mol*l-1
0
Änderung der Konz. / mol*l-1
+x
Gleichgewichtskonz / mol*l-1
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
x
A
-x
0
+x
A–x x
18
18
pH-Rechnungen mit schwachen Säuren
AcOH (aq ) + H 2O (l )
AcO − ( aq ) + H 3O + ( aq ) K a = 1.8 × 10−5
Gesamtkonzentration Acetat A = 0.01
[ AcOH ] = A − x
[AcO − ] = [ H 3O + ] = x
x⋅x
daraus
A− x
pH = − log(4.2 × 10−4 ) = 3.38
K a = 1.8 × 10−5 =
IonisierterAnteil=
V. Ribitsch, C. Kratky
d.h.
x = 4.2 × 10−4
Konzentration konjugierte Base x
= = 4.2 × 10−2
Gesamtkonzentration
A
PC-LAK Kap. 5
19
19
Approximative Rechnung
AH ( aq ) + H 2O (l )
A− ( aq ) + H 3O + ( aq ) K a = 1.8 × 10−5
Gesamtkonzentration = A, [ AH ] = A − x,
x2
Ka =
A− x
Sofern x
x=
d.h.
AK a
A gilt
[A− ] = [ H 3O + ] = x
x2
Ka ≈
A
1
1
pH = pK a − log A
2
2
Für eine 0.01 molare Essigsäurelösung ergibt die
Approximation einen pH von 3.4.
Die Approximation ist immer dann gerechtfertigt, wenn
weniger als 5% der Säure dissoziiert ist
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
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20
pH-Rechnungen mit Säuren
1. Starke Säuren: Lösung vollständig ionisiert
berechnung pH Wert aus der angegegbnen
Säurekonzentration mit dem Ansatz:
[H3O+] = [ HA] Anfangswert
2. Schwache Säure: nachprüfen, ob bei gegebener
Konzentration und dem Wert für Ka der Säure der ionisierte
Anteil < 0.05
3. Ist ionisierter Anteil grösser, exaktes Verfahren mit
Gleichgewichtstabelle notwendig: Erst x und daraus der pHWert zu berechnen
4. Ist ionisierter Anteil < 0.05 so pH Wert mit Näherung
berechnet
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
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21
Mehrbasige Säuren
Mehrbasige (polyprotische) Säuren können mehr als ein Proton
abgeben, d.h. es existieren mehrere Gleichgewichte und daher
auch mehrere Aciditätskonstanten:
AH 2 ( aq ) + H 2O (l )
AH − ( aq ) + H 3O + ( aq )
a ( H 3O + ) × a ( AH − )
K a1 =
a ( AH 2 )
AH − ( aq ) + H 2O (l )
A2− ( aq ) + H 3O + ( aq )
a ( H 3O + ) × a ( A2− )
K a2 =
a ( AH − )
Ka2 ist typischerweise um 3 Zehnerpotenzen kleiner als Ka1
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
22
22
Aciditätskonstanten mehrbasiger Säuren
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
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23
Schwache und starke Basen
H 2O (l ) + B ( aq )
HB + ( aq ) + OH − ( aq )
Sofern Lösung verdünnt, d.h. a(H 2 O) ≈ 1,
gilt für die Basizitätskonstante K b
a ( HB + ) × a (OH − )
Kb =
pK b = − log K b
a( B)
[
konjugate
Säure]
[
Protonierter Anteil=
[ Anfangskonzentration Base]
Starke Basen: K b > 1, pK b < 0, in Wasser vollständig protoniert
Protonierter Anteil ≈ 1
Beispiel: O2- , OH - ,
Schwache Basen: K b < 1, pK b > 0, in Wasser nur teilweise protoniert
Protonierter Anteil
V. Ribitsch, C. Kratky
1
Beispiel: H 2 O, Cl- , NH 3
PC-LAK Kap. 5
24
24
pH-Rechnungen mit Basen
Gleichgewichtstabelle
Reaktion
Spezies
OH–
NH3 + H2O = NH4+ + OHNH3
NH4+
Anfangskonz. / mol*l-1
0
Änderung der Konz. / mol*l-1
+x
-1
Gleichgewichtskonz
/ mol*l
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK
Kap. 5
x
B
-x
0
+x
B–x x
25
25
pH einer basischen Lösung
pOH = − log[ B ]
Starke Base:
pH = pK w − pOH
Schwache Base:
1
1
pH ≈ pKW − pK b + log [ B ]
2
2
1
1
1
≈ pKW + pK a + log [ B ]
2
2
2
pKW = 14.00 bei 25°C
(wenn weniger als 5% der Base in der protonierten Form vorliegt)
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
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26
Beziehung zwischen pKa und pKb
Konjugate Säure und Basen
H 2O (l ) + B ( aq)
HB + ( aq) + OH − ( aq )
a ( HB + ) × a (OH − )
Kb =
a( B)
→
H 2O (l ) + HB + ( aq )
Ka =
a ( H 3O + ) × a ( B )
a ( HB
+
)
Kb
a ( HB + )
=
−
a (OH )
a( B)
B ( aq ) + H 3O + ( aq )
=
a ( H 3O + ) × a (OH − )
Kb
pK a = 14 − pK b
Je stärker eine Säure, desto schwächer die zu ihr konjugate Base
Je stärker eine Base, desto schwächer die zu ihr konjugate Säure
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
27
27
Säure - Base
• Je stärker eine Säure umso schwächer die
konjugate Base
• Je stärker eine Base umso schwächer die
konjugate Säure
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
28
28
Allgemeines Vorgehen
⎡⎣ H 3O + ⎤⎦ × ⎡⎣ A− ⎤⎦
Ka =
[ HA]
Gleichgewichte
K w = ⎡⎣ H 3O + ⎤⎦ × ⎡⎣OH − ⎤⎦
Bilanzgleichungen
⎡⎣ A ⎤⎦ = ⎡⎣ HA ⎤⎦ + ⎡⎣ A− ⎤⎦
tot
Elektroneutralität
⎡⎣ H 3O + ⎤⎦ = ⎡⎣OH − ⎤⎦ + ⎡⎣ A− ⎤⎦
d.s. 4 Gleichungen für die 4 Unbekannten
⎡⎣ A− ⎤⎦
V. Ribitsch, C. Kratky
⎡⎣ HA ⎤⎦
⎡⎣ H 3O + ⎤⎦
PC-LAK Kap. 5
⎡⎣OH − ⎤⎦
29
29
Vereinfachungen
⎡⎣ H 3O + ⎤⎦ × ⎡⎣ A− ⎤⎦
Ka =
[ HA]
K w = ⎡⎣ H 3O + ⎤⎦ × ⎡⎣OH − ⎤⎦
⎡⎣ A ⎤⎦ = ⎣⎡ HA ⎦⎤ + ⎣⎡ A− ⎤⎦ ≈ ⎡⎣ A− ⎤⎦ bei starker Säure
tot
⎡⎣ H 3O + ⎦⎤ = ⎡⎣OH − ⎤⎦ + ⎡⎣ A− ⎤⎦ ≈ ⎡⎣ A− ⎤⎦ bei hoher Konzentration
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
30
30
Säure-Base-Titration:
Starke Säure + starke Base
HCl ( aq ) + NaOH ( aq ) → NaCl ( aq ) + H 2O (l )
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
31
31
Titration: Schwache Säure + starke Base
HClO ( aq ) + OH − ( aq ) → ClO − ( aq ) + H 2O (l )
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
pK a = 7.5
32
32
Schwache Säure + starke Base
Durch Titration wird Säure in Base übergeführt. Zu jedem
Zeitpunkt während der Titration gilt:
⎡⎣ H 3O + ⎤⎦ × ⎡⎣ClO − ⎤⎦ ⎡⎣ H 3O + ⎤⎦ × ⎡⎣ Base ⎤⎦
=
Ka =
⎡⎣ HClO ⎤⎦
⎡⎣Säure ⎤⎦
⎡⎣ H 3O + ⎤⎦ =
K a × [Säure ]
[ Base]
Säure ]
[
pH = pK a − log
[ Base]
Henderson-HasselbachGleichung
Auf halbem Weg zum Äquivalenzpunkt gilt [Base]=[Säure] und
daher pH=pKa
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
33
33
Puffer
Im Bereich, wo [Base]=[Säure]
(und daher pH=pKa) ändert sich
der pH während der Titration nur
langsam. Dies kann man zur
Pufferung einer Lösung
heranziehen, d.h. in diesem
Bereich ändert sich der pH einer
Lösung bei Zugabe geringer
Mengen an Säure oder Base
kaum:
pH = pK a − log
V. Ribitsch, C. Kratky
[Säure]
[ Base]
PC-LAK Kap. 5
34
34
Pufferlösungen
• Aus der Mischung einer schwachen Säure mit ihrem Salz
(Essigsre mit NaAcetat) das die konjugate Base enthält
• Mischung einer schwachen Base (NH3) mit ihrem Salz
(Ammoniumchlorid) das die konjugate Säure enthält
• Saure Puffer stabilieren unter pH = 7
• Basische Puffer stailisieren über pH = 7
• Erklärung: logarithmische Abhängigkeit des pH Wertes
von der Konzentration (Henderson-Hasselbach).
Logarithmische Term beschreibt den sehr flachen Verlauf
der Kurve bei pH = pKa
Log x ändert sich wesentlich langsamer als X
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
35
35
Pufferlösungen
•
•
•
•
Grundlage saure Puffer:
A- Ionen (aus dem Salz) reagieren mit allen aus der Säure freigesetzten
H3O+ Ionen
Die konjugat Säure (HA) kann Protonen abgeben, diese reagieren mit
eventuell zugesetzter Base.
Grundlage basische Puffer:
Die Base (NH3) fängt Protonen aus zugestzter Säure ab. A- Ionen (aus
dem Salz) reagieren mit allen aus der Säure freigesetzten H3O+ Ionen
Die konjugat Säure (HA) kann Protonen abgeben, diese reagieren mit
eventuell zugesetzter Base.
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
36
36
Indikatoren
Säure
pH Bereich
farbe
Umschlag
Thymolblau
Bromphenolblau
Methylrot
Lackmus
Phenolphtalein
rot
gelb
gelb
rot
farblos
1.2 – 2.8
3.0 – 4.6
4.8 – 6.0
5.0 – 8.0
8.2 – 10.0
1.7
3.9
4.7
6.5
9.4
gelb
blau
blu
blau
rosa
Alizarin
rot
11.0 – 12.4
11.7
purpur
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
pKIn
Basen
farbe
37
37
Indikatoren: Thymolblau
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
38
38
Pufferlösungen
• Phosphatpuffer aus KH2PO4 und K2HPO4
• 0.01 molar KH2PO4 und 0.02 molar an
K2HPO4
pH = 7
• Phosphate buffered saline PBS mit 0.1
molar NaCl
• Gelöste Proteine starke Pufferkapazität
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
39
39
Lösungsgleichgewichte
In einer gesättigten Lösung stehen Lösung und Festkörper
miteinander im Gleichgewicht. Die Molare Konzentration einer
gesättigten Lösung nennt man die molare Löslicheit L des
Feststoffes. Bei schwach löslichen Verbindungen kann man
zur Beschreibung des Lösungsverhaltens das
Löslichkeitsprodukt KL heranziehen.
Ca ( OH )2 ( s )
KL =
a ( Ca
Ca 2+ ( aq ) + 2OH − ( aq )
) × a (OH )
a ( Ca ( OH ) )
− 2
2+
= a ( Ca
2+
) × a (OH )
− 2
≈ ⎡⎣Ca ⎤⎦ ⎡⎣OH ⎤⎦
2+
−
2
2
2
⎛K ⎞
mit L = ⎡⎣Ca 2+ ⎤⎦ gilt K L = L × ( 2 L ) = 4 L3 , d.h. L = ⎜ L ⎟
⎝ 4 ⎠
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
1
3
40
40
Der Einfluss gleichartiger Ionen auf die
Löslichkeit
Fügt man zur Lösung einer (schwerlöslichen) Substanz eine weitere
Substanz hinzu, die mit der ersteren eine Ionensorte teilt, so ändert sich die
Löslichkeit der zuerst gelösten Spezies.
Beispiel: Zugabe von NaCl zu einer gesättigten Lösung von AgCl.
K L ( AgCl ) = a ( Ag + ) ⋅ a ( Cl − ) = L2 = 1.6 × 10−10
Erhöht man nun durch Zugabe von NaCl die Konzentration der
Chloridionen auf den Wert c, so gilt
K L ( AgCl ) = a ( Ag + ) ⋅ c = L′c
L′ ≈
KL
c
V. Ribitsch, C. Kratky
Die Löslichkeit wird herabgesetzt
(„Aussalzen“)
PC-LAK Kap. 5
41
41
Lösungsgleichgewichte
In einer gesättigten Lösung stehen Lösung und Festkörper
miteinander im Gleichgewicht. Die Molare Konzentration einer
gesättigten Lösung nennt man die molare Löslicheit L des
Feststoffes. Bei schwach löslichen Verbindungen kann man zur
Beschreibung des Lösungsverhaltens das Löslichkeitsprodukt
heranziehen.
Ca ( OH )2 ( s )
KL =
a ( Ca
Ca 2+ ( aq ) + 2OH − ( aq )
) × a (OH )
a ( Ca ( OH ) )
− 2
2+
= a ( Ca
2+
) × a (OH )
− 2
≈ ⎡⎣Ca ⎤⎦ ⎡⎣OH ⎤⎦
2+
−
2
2
2
⎛K ⎞
mit L = ⎡⎣Ca 2+ ⎤⎦ gilt K L = L × ( 2 L ) = 4 L3 , d.h. L = ⎜ L ⎟
⎝ 4 ⎠
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
1
3
42
42
Der Einfluss gleichartiger Ionen auf die
Löslichkeit
Fügt man zur Lösung einer (schwerlöslichen) Substanz eine weitere
Substanz hinzu, die mit der ersteren eine Ionensorte teilt, so ändert sich die
Löslichkeit der zuerst gelösten Spezies.Beispiel: Zugabe von NaCl zu einer
gesättigten Lösung von AgCl.
K L ( AgCl ) = a ( Ag + ) ⋅ a ( Cl − ) = L2 = 1.6 × 10−10
Erhöht man nun durch Zugabe von NaCl die Konzentration der
Chloridionen auf den Wert c, so gilt
K L ( AgCl ) = a ( Ag + ) ⋅ c = L′c
L′ ≈
KL
c
V. Ribitsch, C. Kratky
Die Löslichkeit wird herabgesetzt
(„Aussalzen“)
PC-LAK Kap. 5
43
43
Gekoppelte Reaktionen
Kopplung einer endergonischen Reaktion mit einer exergonischen Reaktion
∆G Freie Enthalpie positiv (∆G >0)
∆ G Freie Enthalpie negativ (∆G <0)
Kopplung erzwingt erste Reaktion
ATP Hydrolyse
ATP (aq) + + H+ Æ ADP + P-i + H+
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
P-i = anorg. Phosphat
44
44
ATP Adenosin Triphosphat
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
45
45
Anaerobie
Anaerobie bezeichnet Reaktionsbedingungen, die in Abwesenheit von Sauerstoff ablaufen.
Lebewesen, die für ihren Stoffwechsel nicht auf Sauerstoff angewiesen sind, werden
entsprechend als Anaerobier bezeichnet. Anaerobe Prozesse sind von großer Bedeutung für
den Naturhaushalt.
•
Der Begriff ist unter anderem bei der Kultivierung von Mikroorganismen von Bedeutung. Die
Empfindlichkeit der Mikroorganismen gegenüber Sauerstoff macht es nötig, diese unter sauerstofffreien
Bedingungen zu kultivieren.
•
Anaerobe Reaktionen sind Redoxreaktionen, bei denen kein molekularer Sauerstoff (z. B. als
Elektronenakzeptor) beteiligt ist. Die Vorgänge werden bei externen Elektronenakzeptoren als anaerobe
Atmung bezeichnet. Hierbei dienen vor allem Nitrat, Fe3+, Mn4+, Sulfat, Schwefel und CO2 als
Elektronenakzeptoren. Wenn diese nicht vorhanden sind, werden interne Elektronenakzeptoren verwendet. In
diesem Fall spricht man dann von Gärung.
•
Es gibt Organismen, die sowohl unter anaeroben als auch unter aeroben Bedingungen wachsen können. Diese
Mikroorganismen werden als fakultativ anaerob bezeichnet. Falls ein Mikroorganismus nur unter anaeroben
Bedingungen wachsen kann, wird er als strikt anaerob bezeichnet.
Beispiele für anaerob wachsende Organismen:
Denitrifizierer (Denitrifikation)
Sulfatreduzierer (Desulfurikation)
Metthanbildner (Methanogenese)
Milchsäurebakterien (Milchsäuregärung)
Hefen (alkoholische Gärung)
•
•
•
•
•
•
V. Ribitsch, C. Kratky
PC-LAK Kap. 5
46
46
Metalle aus Oxiden
MO (s) + C (s)
MO (s) + ½ C (s)
↔
↔
M (s) + C0 (g)
M (s) + ½ CO2 (g)
(I) M(s) + ½ O2 (g)
(II) ½ C (s) + ½ O2 (g)
(III) C(s) + ½ O2 (g)
(IV) CO (g) + ½ O2 (g)
→
→
→
→
– MO (s)
– ½ CO2 (g)
– CO (g)
– CO2 (g)
↑
↓
jeweils 1 mol O (1/2 mol O2)
Änderung von Δ G0 = - (Änderung von T) ΔS0
Δ G0 = Δ H0 – T Δ S0
Δ H0 und Δ S0 unabhängig von T
↑
Feststellen Entropieanstieg oder Entropieabnahme
Netto Gasbildung oder Gasverbrauch
V. Ribitsch, C. Kratky
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V. Ribitsch, C. Kratky
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Metalle aus Oxiden
MO (s) + C (s)
↔
M (s) + C0 (g)
Δ G0 = Δ G0 (III) - Δ G0 (I)
MO (s) + ½ C (s)
↔
M (s) + ½ CO2 (g)
Δ G0 = Δ G0 (II) - Δ G0 (I)
MO (s) + CO (g)
↔
M (s) + CO2 (g)
Δ G0 = Δ G0 (IV) - Δ G0 (I)
V. Ribitsch, C. Kratky
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Gesundheitswesen
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