Zusammenfassung Chemie Kapitel 6 & 7

Zwischenmolekulare Kräfte und Mischbarkeit

Homogene Mischbarkeit von zwei Stoffen hängt von den zwischenmolekularen Kräften ab. Diese Kräfte bestimmen, ob der Mischprozess energetisch günstig ist.

• Bedingung für homogene Mischbarkeit: Der Energieaufwand zum Überwinden der zwischenmolekularen Kräfte wird durch die freigesetzte Energie bei der Bildung neuer zwischenmolekularer Kräfte kompensiert.

Mischbarkeit mit Wasser und Pentan

• Wasser (H2O): Je größer der unpolare Teil eines Stoffes (oder je kleiner der polare Teil), desto schlechter ist die Mischbarkeit mit Wasser, da Wasserstoffbrücken dominieren. Das bedeutet, dass polare Stoffe oder Stoffe, die Wasserstoffbrückenbindungen eingehen können, besser mit Wasser mischbar sind.

• Pentan (VDV): Je größer der unpolare Teil eines Stoffes (oder je kleiner der polare Teil), desto besser ist die Mischbarkeit mit Pentan, da Van-der-Waals-Kräfte dominieren. Das bedeutet, dass unpolare Stoffe besser mit Pentan mischbar sind.

Ein Stoff ist nicht mit Wasser mischbar, wenn die dominierenden Kräfte Wasserstoffbrücken beim Wasser und Van-der-Waals-Kräfte beim Stoff sind.

Ein Stoff mit sowohl VDV-Kräften als auch polaren Bindungen ist mit beidem mischbar.

Arten von zwischenmolekularen Kräften

• Van der Waals-Kräfte (VDV): Treten in allen Verbindungen auf. Bei unpolaren Verbindungen sind sie die einzigen Kräfte. Sie entstehen durch kurzzeitige Polarisierung der Moleküle und sind die schwächsten zwischenmolekularen Kräfte.

• Dipol-Dipol-Wechselwirkungen:

  • Bedingung 1: Polare Bindungen (\Delta EN > 0.5)

  • Bedingung 2: Die Geometrie des Moleküls darf die Polarität nicht aufheben.

• Wasserstoffbrücken: Spezielle Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, die entstehen, wenn ein Wasserstoffatom an ein Fluor-, Sauerstoff- oder Stickstoffatom gebunden ist.

Triebkräfte chemischer Reaktionen

Prinzipien

• Prinzip des Energieminimums: Systeme streben einen möglichst energiearmen Zustand an.

  • Exotherme Reaktion: Energie wird an die Umgebung abgegeben, sodass das System danach weniger Energie besitzt.

• Prinzip des Entropiemaximums: Systeme streben einen Zustand maximaler Entropie (Unordnung) an.

  • Entropie: Gasförmig > flüssig > fest. Je mehr Teilchen, desto höhere Entropie.

Freie Enthalpie

Die freie Enthalpie (Gibbs-Energie) wird durch folgende Formel beschrieben:

$\Delta G = \Delta H - T \cdot \Delta S$

• $\Delta G$: Änderung der freien Enthalpie (Gibbs-Energie)

• $\Delta H$: Enthalpie (Reaktionswärme)

• $\Delta S$: Entropie (Unordnung)

• $T$: Temperatur

Eine Reaktion läuft freiwillig ab, wenn die Änderung der freien Enthalpie ($\Delta G$) kleiner als Null ist.

Abschätzung von Enthalpieänderungen ($\Delta H$)

• Apolar → Polar: Energie wird frei, exotherm.

• Polar → Apolar: Energie wird aufgenommen, endotherm.

Abschätzung von Entropieänderungen ($\Delta S$)

• Zunahme der Teilchenzahl: Steigende Entropie (Unordnung).

• Produkt mit unordentlicherem Aggregatzustand: Steigende Entropie. Fest < flüssig < gasförmig.

Beurteilung von Reaktionen anhand der freien Enthalpie ($\Delta G$)

• \Delta G < 0: Freiwillige Reaktion

• \Delta G > 0: Unfreiwillige Reaktion

Vier Fälle:

1. Exotherm (\Delta H < 0) + Entropiezunahme (\Delta S > 0) → Freiwillige Reaktion

2. Endotherm (\Delta H > 0) + Entropieabnahme (\Delta S < 0) → Unfreiwillige Reaktion

3. Exotherm (\Delta H < 0) + Entropieabnahme (\Delta S < 0) → Temperaturabhängig

4. Endotherm (\Delta H > 0) + Entropiezunahme (\Delta S > 0) → Temperaturabhängig

Quantitative Abschätzungen der Reaktionsenthalpie

Die Reaktionsenthalpie kann quantitativ mithilfe von Tabellen mit Bindungsenthalpien berechnet werden. Hierfür wird die Summe der Energien, die zum Brechen der Bindungen benötigt werden, von der Summe der Energien, die bei der Bildung neuer Bindungen freigesetzt werden, subtrahiert.