$\newcommand{\dede}[2]{\frac{\partial #1}{\partial #2} }
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\newcommand{\xyz}[0]{(x,y,z)}
\newcommand{\xyzt}[0]{(x,y,z,t)}
\newcommand{\hams}[0]{-\frac{\hbar^2}{2m}(\dede{^2}{x^2} + \dede{^2}{y^2} + \dede{^2}{z^2}) + V\xyz}
\newcommand{\hamt}[0]{-\frac{\hbar^2}{2m}(\dede{^2}{x^2} + \dede{^2}{y^2} + \dede{^2}{z^2}) + V\xyzt}
\newcommand{\ham}[0]{-\frac{\hbar^2}{2m}(\dede{^2}{x^2}) + V(x)}$
# Lektion
## Resonnanz
## Repetition Serie
Redox balance:
Kochrezept:
- OZ
- Red/Ox (Atom weise)
- Bestimme Elektronen pro Red/Ox
- Sauer/Basisch (Achte auf bekannte Säure/Basen oder ihren Konj paaren)
- Ausgleich mit OH oder H
- Linerkombination mit Elektronen
- $\ce{H2O, OH, H}$ Mathematik
Beispiel:
## More reasons to love Redox!
- Wasserstoff Elektrolyse
- Aluminium Elektrolyse -> Warum man Alu recyclen sollte
- Brenstoffzellen (nicht Carnot limitiert)
- Opferanoden -> Schützt unsere Bauten
## Elektronegativität
- Zeigt an wie fest ein gewisses Element Elektronen anzieht.
- Grösste EN bei Fluor
## Galvanische Zelle
Idee: Wir haben räumlich getrennte Reduktion und Oxidation. Der Ausgleich der Elektronen findet via einen Leiter statt. Das Potential dieser Elektronen kann genutzt werden.
## Halbzellenpotential/ Reduktionspotential
Idee: Wir wollen beliebige Reduktionen und Oxidationen kombinieren können.
$E_{zelle}= E_{ox}+ E_{red}$ (Gesamtpotential = Wie gerne wird A oxidiert + Wie gerne wird B reduziert)
Beachte das $E_{ox}(A) = - E_{red}(A)$
Diese Definition ist aber defekt! Weil wir wissen nicht von wo die Elektronen kommen (Ich nehme eher Elektronen auf, welche mit grosser Wucht auf mich geschmissen werden)
Wir suchen uns also ein “standard Elektron”. Diese Wahl ist arbiträr, aber Konvention ist das $E^{0}_{red} = 0.0V$ für $\ce{2H+ (aq) + 2 e- -> H2(g)}$
Dh. Wir beziehen unsere ‘Reduktionswilligkeit’ darauf, ob das Element lieber, oder weniger gern Reduziert wird als Wasserstoff.
Für die Halbzellen gibt es viele Referenzen (s. 93 auf Slides zB)
Es lohnt sich ungefähr zu wissen welche Elemente gerne reduziert werden, und welche gerne oxidiert werden.
- Fluor wird gerne Reduziert (da hohe EN)
- Lithium wird ungerne Reduziert (siehe Li in Wasser (wobei Wasser reduziert wird (zu $H_{2}$)))
## Oxidations/Reduktionsmittel
Ein mittel das **andere** gerne Oxidiert nennt sich Oxidationsmittel. Dh Oxidationsmittel reduzieren **sich selbst** gerne!
Vice versa für Reduktionsmittel.
- $F_{2}$ ist ein starkes Oxidationsmittel!
- $Li$ ist ein starkes Reduktionsmittel
## Elektromotorische Kraft
Idee: Wie stark werden Elektronen durch das Chemische Potential beschleunigt. (Achtung! ist keine Kraft!!! sondern eine Spannung)
Positive EMK -> Spontane Reaktion
## Einschub Gibbs
$\Delta_{r}G = -z F E$ (molare Gibbs freie Energie)
Die frei werdende molare Gibbs Energie entspricht.
- Anzahl Elektronen pro Umsetzung * EMK * Ladung eines Mols Elektronen
Wenn Energie frei wird (dh. das System verliert Energie ($\Delta_{r}G < 0$)) dann ist die Reaktion Spontan/Exergonisch
Enthaltpie vs Gibbs freie Energie:
- Enthalpie -> Exotherm/Endotherm
- Gibbs -> Spontan/Nicht spontan (Exergonisch/Endergonisch)
(Bei konstantem Druck)
Der Unterschied? Entropie!
Klassisches Beispiel:
$\ce{NH4OH3(s) -> NH4+(aq) + NO3-(aq)}$
Ist endotherm aber exergonisch (bei RT und AP)
## Nernst Gleichung
Idee: Wir bringen das chemische Gleichgewicht ins Spiel
### Q vs K
Q ist K aber nicht im Equilibrium (dh. Q verändert sich über die Reaktion, und nähert sich (ohne äussere Einwirkung) an K an)
(Bei RT)
$E = E^{0}- \frac{RT}{zF}\ln(Q) = E^{0}-\frac{0.059V}{z}\log(Q)$
Betrachte, dass im Equilibrium kein Potential mehr anliegen darf. Dh im Equilibrium ($Q=K$) gilt $E =0$
Daraus lässt sich unter anderem der Zusammenhang zwischen $E^{0}$ und $K$ bestimmen. Was Sinn ergibt, denn K ist ein Ausdruck auf welcher Seite das Glgw liegt und $E_{0}$ ist die ‘Kraft’ die eben dieses Glgw erstellen möchte.
## Repetition Serie
Redox balance:
Kochrezept:
- OZ
- Red/Ox (Atom weise)
- Bestimme Elektronen pro Red/Ox
- Sauer/Basisch (Achte auf bekannte Säure/Basen oder ihren Konj paaren)
- Ausgleich mit OH oder H
- Linerkombination mit Elektronen
- $\ce{H2O, OH, H}$ Mathematik
Beispiel:
## More reasons to love Redox!
- Wasserstoff Elektrolyse
- Aluminium Elektrolyse -> Warum man Alu recyclen sollte
- Brenstoffzellen (nicht Carnot limitiert)
- Opferanoden -> Schützt unsere Bauten
## Elektronegativität
- Zeigt an wie fest ein gewisses Element Elektronen anzieht.
- Grösste EN bei Fluor
## Galvanische Zelle
Idee: Wir haben räumlich getrennte Reduktion und Oxidation. Der Ausgleich der Elektronen findet via einen Leiter statt. Das Potential dieser Elektronen kann genutzt werden.
## Halbzellenpotential/ Reduktionspotential
Idee: Wir wollen beliebige Reduktionen und Oxidationen kombinieren können.
$E_{zelle}= E_{ox}+ E_{red}$ (Gesamtpotential = Wie gerne wird A oxidiert + Wie gerne wird B reduziert)
Beachte das $E_{ox}(A) = - E_{red}(A)$
Diese Definition ist aber defekt! Weil wir wissen nicht von wo die Elektronen kommen (Ich nehme eher Elektronen auf, welche mit grosser Wucht auf mich geschmissen werden)
Wir suchen uns also ein “standard Elektron”. Diese Wahl ist arbiträr, aber Konvention ist das $E^{0}_{red} = 0.0V$ für $\ce{2H+ (aq) + 2 e- -> H2(g)}$
Dh. Wir beziehen unsere ‘Reduktionswilligkeit’ darauf, ob das Element lieber, oder weniger gern Reduziert wird als Wasserstoff.
Für die Halbzellen gibt es viele Referenzen (s. 93 auf Slides zB)
Es lohnt sich ungefähr zu wissen welche Elemente gerne reduziert werden, und welche gerne oxidiert werden.
- Fluor wird gerne Reduziert (da hohe EN)
- Lithium wird ungerne Reduziert (siehe Li in Wasser (wobei Wasser reduziert wird (zu $H_{2}$)))
## Oxidations/Reduktionsmittel
Ein mittel das **andere** gerne Oxidiert nennt sich Oxidationsmittel. Dh Oxidationsmittel reduzieren **sich selbst** gerne!
Vice versa für Reduktionsmittel.
- $F_{2}$ ist ein starkes Oxidationsmittel!
- $Li$ ist ein starkes Reduktionsmittel
## Elektromotorische Kraft
Idee: Wie stark werden Elektronen durch das Chemische Potential beschleunigt. (Achtung! ist keine Kraft!!! sondern eine Spannung)
Positive EMK -> Spontane Reaktion
## Einschub Gibbs
$\Delta_{r}G = -z F E$ (molare Gibbs freie Energie)
Die frei werdende molare Gibbs Energie entspricht.
- Anzahl Elektronen pro Umsetzung * EMK * Ladung eines Mols Elektronen
Wenn Energie frei wird (dh. das System verliert Energie ($\Delta_{r}G < 0$)) dann ist die Reaktion Spontan/Exergonisch
Enthaltpie vs Gibbs freie Energie:
- Enthalpie -> Exotherm/Endotherm
- Gibbs -> Spontan/Nicht spontan (Exergonisch/Endergonisch)
(Bei konstantem Druck)
Der Unterschied? Entropie!
Klassisches Beispiel:
$\ce{NH4OH3(s) -> NH4+(aq) + NO3-(aq)}$
Ist endotherm aber exergonisch (bei RT und AP)
## Nernst Gleichung
Idee: Wir bringen das chemische Gleichgewicht ins Spiel
### Q vs K
Q ist K aber nicht im Equilibrium (dh. Q verändert sich über die Reaktion, und nähert sich (ohne äussere Einwirkung) an K an)
(Bei RT)
$E = E^{0}- \frac{RT}{zF}\ln(Q) = E^{0}-\frac{0.059V}{z}\log(Q)$
Betrachte, dass im Equilibrium kein Potential mehr anliegen darf. Dh im Equilibrium ($Q=K$) gilt $E =0$
Daraus lässt sich unter anderem der Zusammenhang zwischen $E^{0}$ und $K$ bestimmen. Was Sinn ergibt, denn K ist ein Ausdruck auf welcher Seite das Glgw liegt und $E_{0}$ ist die ‘Kraft’ die eben dieses Glgw erstellen möchte.