Physikalische Chemie für Studierende im Nebenfach

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Thermodynamik - Wiederholung
Gegenstand der letzten Vorlesung
• Phasengleichgewichte und Phasendiagramm
• Clausius-Clapeyronsche Gleichung: ln p ∼ − Δ RH ⋅T1
vap
m
• Mehrkomponentensysteme
• Molenbruch x i =
ni
Σ nj
, Molarität c i =
ni
V
• ideale und reale Mischungen
• partielle molare Größen
∂G
• chemisches Potenzial μi = ∂n |p, T, n
i
ni
, Molalität yi = m
k
• Mischungsentropie ΔSM
• Aktivität a
Sommersemester 2014 | 20.6.2014 | Seite 1 Christof Maul
L
Phasengleichgewichte
• Schmelz-/Verdampfungsenthalpien sind positiv
d.h. Hm,s < Hm,l < Hm,g
Gm
Hm,g
• Schmelz-/Verdampfungsentropien sind positiv
d.h. Sm,s < Sm,l < Sm,g
Hm,l
Hm,s
Gm,s = Hm,s - TSm,s
fest
flüssig
gasförmig
Gm,l = Hm,l - TSm,l
Gm,s = Hm,s - TSm,s
T
Phasengleichgewichte: Phasendiagramm
Schmelzkurve
flüssig
fest
Dampfdruckkurve
Sublimationskurve
gasförmig
de.wikipedia.org
Clapeyron-Gleichung: Verlauf der Phasengrenzlinien
allgemeine exakte Formulierung für Steigung von Phasengrenzlinien im Phasendiagramm:
Δ Sm
dp
=
dT
Δ Vm
Mit Δ Sm =
Phasengrenzliniensteigung =
molare Phasenumwandlungsentropie
molares Phasenumwandlungsvolumen
ΔQrev ,m
und, bei isobaren Bedingungen, ΔQrev,m = ΔHm
T
ΔHm
dp
=
dT
T Δ Vm
Phasengrenzliniensteigung =
molarePhasenumwandlungsenthalpie
Temperatur⋅molaresPhasenumwandlungsvolumen
Anwendung auf Phasenübergang flüssig - gasförmig: Verdampfung / Kondensation
Clausius-Clapeyron-Gleichung: Verlauf der Dampfdruckkurve
Anwendung auf Phasenübergang flüssig - gasförmig: Verdampfung / Kondensation
lnp ≈ −
Δ vap H m 1
R
T
⋅ + C
Logarithmus des Dampfdrucks ist der
Temperatur umgekehrt proportional
Integrationskonstante auf (beliebigen) Referenzzustand (T0, p0) bezogen:
ln pp ≈ −
0
Δ vap Hm
R
⋅( 1T − T1 )
0
Ist molare Verdampfungsenthalpie bekannt, kann
beliebiges (T, p) aus (T0, p0) berechnet werden.
Molenbruch xi, Konzentration ci, Molalität yi
Molenbruch (Stoffmengenanteil):
x i=
Angabe von (k-1) Molenbrüchen
ausreichend für Beschreibung der
Zusammensetzung
i=k
Konzentration (Molarität):
(L: Lösemittel)
Molalität:
ni
N
mit N=
∑ ni
i=k−1
∑ xi=1
d.h. x k =1−
i=1
ci=
yi =
ni
V Lösung
ni
mL
∑
i=1
xi
nL ML
mit V Lösung≈ VL = ρ
L
mit mL=nL ML
Verdünnte wässrige Lösungen: 1-molale Lösung ist 1-molar ( c i≈yi⋅ρH O mit ρH O≈1 kgL ).
2
2
Ideale und reale Mischungen
am Beispiel des Molvolumens einer Wasser/Ethanol-Mischung
Ideale und reale Mischungen
ideale Mischung
reale Mischung
Φ = ∑ ni Φm, i
Φ = ∑ ni ∂Φ
∂ n |n
Φm = ∑ x i Φm ,i
Φ m = ∑ x i ∂∂nΦ |n
k
i
i
k
•
entspricht "naiver" Erwartung
•
widerspricht "naiver" Erwartung
•
extensive Zustandsgrößen einfach additiv
•
•
keine Wechselwirkung der verschiedenen
Komponenten untereinander
extensive Zustandsgrößen sind
stoffmengen-gewichtete Summe
partieller molarer Größen
•
molare Größen sind molare Größen
der jeweiligen Reinstoffe
•
berücksichtigt Wechselwirkung der
verschiedenen Komponenten untereinander
•
gilt für gleichartige Stoffe
(Gasmischungen, Benzol/Toluol)
•
partielle molare Größen sind von
Systemzusammensetzung abhängig
•
ideale Mischungen sind Ausnahme,
nicht Regel
•
reale (nicht-ideale) Mischungen sind
die Regel für kondensierte Mischphasen
chemisches Potenzial
Chemisches Potenzial ist wichtigste partielle Größe - partielle molare freie Enthalpie
μi =
∂G
|
∂ ni p, T , n
k
Für beliebige Prozessbedingungen gilt Gibbssche Fundamentalgleichung
dG = −SdT+Vdp+∑ μi dni
Gesamte freie Enthalpie G eines Systems (wenn p und T konstant)
G = ∑ ni μ i
Thermodynamik - Mischphasen
chemische Potenziale in Gemischen - Aktivität
Ideale Gemische: Keine kalorischen Effekte
ΔH = 0
0
Δ G = −T Δ S
μi = μi +RT ln xi
Reale Gemische: Kalorische Effekte
ΔH ≠ 0
Δ G = Δ H−T Δ S
X
In realen Mischungen ersetzt Aktivität ai den Molenbruch xi.
fi heißt Aktivitätskoeffizient.
0
μi = μi +RT ln xi
μi = μ0i +RT ln ai
ai = fi ∙ xi
Thermodynamik
Gegenstand der heutigen Vorlesung
• Gibbsschse Phasenregel
• kolligative Eigenschaften
• Dampfdruckerniedrigung
• Gefrierpunktserniedrigung
• Siedepunktserhöhung
• Osmose
Aktivität a
In realen Mischungen ersetzt Aktivität ai den Molenbruch xi.
ai = fi ∙ xi
fi heißt Aktivitätskoeffizient.
Unendliche Verdünnung:
lim ai = xi
lim f i = 1
xi →0
Aktivität → Molenbruch
Aktivitätskoeffizienten sind in der Regel:
Von beiden Regeln gibt es Ausnahmen!
xi →0
Aktivitätskoeffizient → 1
1) kleiner als 1
2) um so kleiner, je größer die Konzentration
Aktivität a
Aktivitäten können auch auf Konzentration c und Molalität y bezogen sein.
Es gilt entsprechend:
ac,i = fc,i ∙ ci
ay,i = fy,i ∙ yi
Beachte: Standardzustände und Aktivitätskoeffizienten sind jeweils unterschiedlich!
Größe
Standardzustand
Molenbruch x
x0 = 1 (Reinstoff)
Konzentration c
c0 = 1
mol
L
Molalität y
y0 = 1
mol
kg
Für ausreichend verdünnte Mischungen kann anstelle der Aktivität a mit den
Konzentrationsgrößen x, c oder y gerechnet werden.
Phasengleichgewicht in Mischsystemen - Gibbssche Phasenregel
Betrachte System im Gleichgewicht aus K Komponenten und P Phasen
z.B.:
flüssiges Wasser
Eis in flüssigem Wasser
Eis in Kochsalzlösung
Eis und festes NaCl in gesättigter Kochsalzlösung
...
Vollständige Beschreibung einer Phase α:
K=1
K=1
K=2
K=2
...
P=1
P=2
P=2
P=3
pα, Tα, xα,1 .... xα,K-1
K+1 intensive Größen
p1, T1, x1,1 .... x1,K-1
...
Vollständige Beschreibung aller Phasen:
pP, TP, xP,1 .... xP,K-1
P(K+1) intensive Größen
K−1
(da nα, K = 1− ∑ x α ,i )
i=1
Vollständige Beschreibung aller P Phasen:
P(K+1) Größen
Gleichgewichtsbedingung
•
•
Temperatur und Druck in allen Phasen gleich (thermisch und mechanisch)
Chemische Potenziale aller Komponenten in allen Phasen gleich (chemisch)
thermisches Gleichgewicht
Tα = Tβ
P−1 Bedingungen
mechanisches Gleichgewicht
pα = pβ
P−1 Bedingungen
chemisches Gleichgewicht
µα,i = µβ,i
K(P−1) Bedingungen
(P−1)(K+2) Bedingungen
Vollständige Beschreibung aller P Phasen:
Gleichgewicht:
P(K+1) Größen
(P−1)(K+2) Bedingungen
thermodynamische Freiheitsgrade: unabhängig voneinander einstellbare intensive Größen
Zahl der Freiheitsgrade =
F
=
Zahl der Größen
P(K + 1)
−
Zahl der Bedingungen
−
(P − 1)(K + 2)
Gibbssche Phasenregel
F=K−P+2
Thermodynamik - Phasengleichgewicht
thermodynamische Freiheitsgrade im Einkomponentensystem
K=1→F=1−P+2=3−P
Tripelpunkt
non-variant (F = 0)
3 Phasen
0 Freiheitsgrade
p, T fest
Phasengrenzlinien
univariant (F = 1)
2 Phasen,
3 - 2 = 1 Freiheitsgrad
reine Phase
bivariant
1 Phasen,
3 - 1 = 2 Freiheitsgrade
p, T frei wählbar
Thermodynamik - Phasengleichgewicht
Abkühlkurven beim Gefrieren
P=2
F=1
P=1
F=2
P=1 P=2 P=3 P=2
F=3 F=2 F=1 F=2
Eutektikum
P=1
F=2
Lösung (K = 2)
Temperatur T
Temperatur T
reines Lösemittel (K = 1)
konstante Erstarrungstemperatur
bei gegebenem Druck p
flüssig
flüssig
+
fest
fest
flüssig
flüssig
+
fest
Zeit t
flüssig
+
fest
+
fest
fest
+
fest
Zeit t
kolligative Eigenschaften von Lösungen
Stoffeigenschaft, die nur von der Teilchenzahl (Stoffmenge) abhängt, nicht
aber von der Art der Teilchen oder deren chemischer Zusammensetzung
abhängt.
Beispiele:
●
●
●
●
Dampfdruckerniedrigung
Gefrierpunktserniedrigung (Kryoskopie)
Siedepunktserhöhung (Ebullioskopie, s. Kryoskopie)
Osmotischer Druck
kolligative Eigenschaften von Lösungen
2 Beispiel-Lösungen für alle Fälle
a) 100 g Glucose (C6H12O6) auf 1 L Wasser
MGlucose = 180
g
mol
b) 100 g NaCl auf 1 L Wasser
nGlucose =
mGlucose
MGlucose
g
= 180100
g/mol = 0.55mol
nWasser =
mWasser
MWasser
=
1kg
18g/ mol
= 55 mol
g
mol
MNa = 23
(6·12+12·1+6·16)
mNaCl
nNa = nCl = M
+
-
NaCl
MCl = 35.5
100g
= (23+35.5)g/
mol = 1.7mol
Gesamte gelöste Stoffmenge (Osmolarität)
wegen Dissoziation NaCl → Na+ + Cl−
mNaCl
nIon = nNa +nCl = 2 M
+
nGlucose
+n Wasser
Glucose
xGlucose = n
=
0.55mol
55.55mol
g
mol
-
NaCl
= 3.4 osmol
≈ 0.01
xIon , NaCl =
nIon
nIon+nWasser
=
3.4 osmol
58.4osmol
≈ 0.058
Dampfdruckerniedrigung - Raoultsches Gesetz
Phasengleichgewicht des reinen Lösemittels L
µg0(p0) = µl0(xL,0=1)
Gasphase
flüssige Phase
µg0(p0)
µl0(xL,0=1)
µg(p)
RT ln pp = RT ln xL
0
reines Lösungsmittel
µl(xL)
Lösung
Wird Feststoff F gelöst, sinkt xL von xL,0=1 auf xL
(mit xF = 1 - xL)
Chemisches Potenzial der flüssigen Phase sinkt von µl0(xL,0=1) auf µl(xL):
μ l (xL ) = μ 0l (xL ,0=1)+RT ln xL
Chemisches Potenzial der Gasphase passt sich an und sinkt von µg0(p0) auf µg(p):
μ g (p) = μ 0g (p0 )+RT ln pp
0
p
p0
= xL
p = x L p0
xL: Molenbruch des Lösemittels
p = (1−xF )p 0
xF: Molenbruch des gelösten Feststoffs
RT ln pp = RT ln xL
Raoultsches Gesetz
0
Gültigkeit, wenn
a) Feststoff in Gasphase unlöslich (xg,L = 1, xg,F = 0)
b) chemisches Potenzial der Lösung druckunabhängig
∂μ
∂μ
(oder wenigstens ∂p = V l,m ≪ ∂p = V g, m )
c) ideales Verhalten vorliegt (Molenbruch x statt Aktivität a)
l
g
p
p0
= xL
p = x L p0
xL: Molenbruch des Lösemittels
p = (1−xF )p 0
1
Dampfdruck des
Lösemittels
p0
Dampfdruck der
Lösung
p
0
xL
xF
0
1
Molenbruch des
Lösemittels
Molenbruch des
gelösten Feststoffs
Dampfdruckerniedrigung - Raoultsches Gesetz - Beispiele
p = (1−xF )p 0
p0 = 31.7 mbar
Dampfdruck von reinem Wasser bei Raumtemperatur (25°C)
xGlucose = 0.01
pGlucoselösung = (1 - xGlucose)p0 = 0.99 · 31.7 mbar = 31.3 mbar
xIon,NaCl = 0.058
pNaCl-Lösung = (1 - xlon,NaCl)p0 = 0.942 · 31.7 mbar = 29.9 mbar
Dampfdruck
p / mbar
Wasser
Glucoselsg.
NaCl-Lsg.
31.7
31.3
29.9
Phasendiagramm - Lösemittel und Lösung
Druck p
Auflösen einer Substanz führt zu kolligativen Phänomenen:
Dampfdruckerniedrigung, Siedepunktserhöhung, Gefrierpunktserniedrigung
p0(T): Dampfdruckkurve des Lösungsmittels
p(T): Dampfdruckkurve der Lösung
ΔTfus
ΔTvap Siedepunktserhöhung
Schmelzpunktserniedrigung
Δp = p0-p = xp0: Dampfdruckerniedrigung
Temperatur T
Entropische Stabilisierung der flüssigen Phase
chemisches Potenzial µ
molare freie Enthalpie Gm
Findet Mischung nur in flüssiger Phase statt, wird deren chemisches Potenzial duch
Entropieerhöhung verringert und auf Kosten der anderen Pasen stabilisiert.
µ0(s)
gasförmig
µ0(l)
µ0(g)
flüssig
fest
Tfus
Temperatur T
Tvap
Entropische Stabilisierung der flüssigen Phase
Ist eine Mischung nur in der flüssigen Phase möglich, wird deren chemisches Potenzial duch
die Entropieerhöhung verringert und auf Kosten der festen und gasförmigen Pase stabilisiert.
chemisches Potenzial µ
molare freie Enthalpie Gm
Schmelzpunktserniedrigung
Siedepunktserhöhung
µ0(s)
ΔTfus
gasförmig
µ0(l)
ΔTvap
µ(l) = µ0(l) + RT lnx
µ0(g)
flüssig
fest
Tfus
Temperatur T
Tvap
Siedepunktserhöhung - Ebullioskopie
Phasengleichgewicht des reinen Lösemittels L
µg0(T0) = µl0(T0,xL,0=1)
Gasphase
flüssige Phase
µg0(T0)
µl0(T0,xL,0=1)
µg(T)
−S g,m (T−T0 ) = RT0 ln x L −S l,m (T−T0 )
µl(T,xL)
Lösungsmittel
Lösung
Wird Feststoff F gelöst, sinkt xL von xL,0=1 auf xL und Siedetemperatur steigt von T0 auf T
Chemisches Potenzial der flüssigen Phase sinkt von µl0(T0,xL,0=1) auf µl(T,xL):
μ l (T , xL ) = μ 0l (T0, xL ,0=1)+RT0 ln xL −Sl, m (T−T0 )
Chemisches Potenzial der Gasphase passt sich an und sinkt von µg0(T0) auf µg(T):
μ g (T) = μ 0g (T0 )−S g, m (T−T0 )
Δ vap Sm (T−T 0 ) = −RT0 ln xL
Δ vap Sm =
Δvap Hm
T0
RT 20
H
vap m
(T−T 0 ) = − Δ
−S g,m (T−T0 ) = RT0 ln x L −S l,m (T−T0 )
⋅ln x L
Δ vap Sm =
Δvap Hm
T0
xL = 1−x F
RT 20
H
vap m
⋅ln x L
(T−T 0 ) = − Δ
RT 20
H
vap m
(T−T 0 ) = − Δ
ln(1−x ) ≈ −x
(T−T 0 ) =
⋅ln(1−x F)
RT 20
Δ vap H m
⋅xF
Taylor-Reihenentwicklung für kleine x: ln(1-x) ≈ -x. Darf man das?
Taylor-Reihenentwicklung - mathematischer Einschub
Näherung für ln(1-x) für kleine x (verdünnte Lösungen)
Vorgehensweise: Taylor-Reihenentwicklungen mit Abbruch nach dem ersten Glied
f'(z0)
Allgemein:
f(z) ≈ f(z0) + f'(z0)·(z-z0)
f(z)
z0
hier:
z = 1-x, f(z) = ln z, f'(z) = 1/z, z0 = 1, z-z0 = -x
f(z0) = ln z0 = ln1= 0
f'(z0) = 1/z0 = 1/1 = 1
Dann:
f(z) ≈ f(z0) + f'(z0)·(z-z0)
ln(1-x) ≈ 0 + 1·(-x) = -x
Anwendungsbereich der
Entwicklungs-Näherung
graphische Darstellung der Näherungsformel ln(1-x) ≈ -x
Gute Näherung für Molenbrüche x zwischen 0 und 0.1
Δ vap Sm =
Δvap Hm
T0
RT 20
H
vap m
⋅ln x L
(T−T 0 ) = − Δ
xL = 1−x F
RT 20
H
vap m
(T−T 0 ) = − Δ
ln(1−x F ) ≈ −xF
(T−T 0 ) =
⋅ln(1−x F)
RT 20
Δ vap H m
⋅xF
Taylor-Reihenentwicklung für kleine x: ln(1-x) ≈ -x. Darf man das? Ja!
Für kleine xF gilt:
nF
xF = n +n ≈
L
F
nF
nL
=
nF ML
mL
= ML yF
Δ T = (T−T 0 ) = K E⋅yF
mit K E =
RT 20 ML
Δ vap Hm
Siedepunktserhöhung ist proportional zur Zahl der gelösten Teilchen (zur Molalität).
Ebullioskopische Konstante KE ist Eigenschaft des Lösemittels (nicht des gelösten Stoffs!)
Siedepunktserhöhung - Ebullioskopie - Beispiele
Δ T vap = K E⋅yF
yF: Molalität des gelösten Feststoffs
K E (H 2 O)=0.521 K⋅kg
mol
Ebullioskopische Konstante von Wasser
yGlucose = 0.55
mol
kg
yIon,NaCl = 3.4 osmol
kg
Siedepunkt
T / °C
″1-molale Lösung erhöht den Siedepunkt von Wasser um 0.521K″
DTGlucoselösung = KE·yGlucose = 0.521
K⋅kg
mol
· 0.55
K⋅kg
DTNaCl-Lösung = KE·yNaCl-Lösung = 0.521 mol · 3.4
Wasser
Glucoselsg.
NaCl-Lsg.
100.0
100.3
101.8
mol
kg
mol
kg
= 0.29 K
= 1.77 K
Gefrierpunktserniedrigung - Kryoskopie
In Analogie zur Siedepunktserhöhung gilt
Δ T fus = K K⋅y F
mit K K =
RT 20 ML
Δ fus H m
Gefrierpunktserniedrigung ist proportional zur Zahl der gelösten Teilchen (zur Molalität).
Kryoskopische Konstante KK ist Eigenschaft des Lösemittels (nicht des gelösten Stoffs!)
Kolligative Eigenschaften, die nur von der Zahl, aber nicht der Art der Teilchen
abhängen, können zum ″Teilchenzählen″ benutzt werden.
Bei gleichzeitiger Wägung ist Bestimmung der Molmasse möglich.
Gefrierpunktserniedrigung - Kryoskopie - Beispiele
Δ T fus = K K⋅y F
yF: Molalität des gelösten Feststoffs
K K (H2 O)=1.858 K⋅kg
mol
Kryoskopische Konstante von Wasser
yGlucose = 0.55
″1-molale Lösung erniedrigt den Gefrierpunkt von Wasser um 1.858 K″
mol
kg
yIon,NaCl = 3.4 osmol
kg
Gefrierpunkt
T / °C
DTGlucoselösung = KK·yGlucose = 1.858
K⋅kg
mol
· 0.55
K⋅kg
DTNaCl-Lösung = KK·yNaCl-Lösung = 1.858 mol · 3.4
Wasser
Glucoselsg.
NaCl-Lsg.
0.0
-1.0
-6.3
mol
kg
mol
kg
= 1.02 K
= 6.32 K
Gefrierpunktserniedrigung I
Grundlage der Winterdienst-Salzstreuung. Da es nur auf die Zahl der gelösten Teilchen
ankommt, ließe sich auch Zucker streuen (oder Kaliumcarbonat oder...)
Gefrierpunktserniedrigung II
Winterharte Pflanzen. Umwandlung von Stärke (Polysaccharid) in Glucose (Monosaccharid) erhöht Zahl gelöster Teilchen mit entsprechender Gefrierpunkts-Absenkung
Osmotischer Druck
Trennung zweier Phasen durch semipermeable Wand (Membran).
Semipermeabel heißt z.B. durchlässig für Lösemittelmoleküle (Wasser) und
nicht durchlässig für Ionen (Salze) oder große Moleküle (Polymere, Proteine).
Betrachte chemische Potenziale des Lösemittels in beiden Phasen α und β.
p0
p0
α
β
µα = µ0(p0)
µβ = µ0(p0)
semipermeable Membran
Lösemittel
Lösemittel
Osmotischer Druck - Nichtgleichgewicht: µα ≠ µβ
p0
α
p0
β
Stofftransport
µα = µ0(p0)
Lösemittel
µβ = µ0(p0)+RT ln(1−xF)
Lösung
ΔµL=RT ln(1−xF)
Osmotischer Druck - Gleichgewicht: µα = µβ
p0
p0
Π
Π=ρgh
α
h
β
µα = µ0(p0)
Lösemittel
µβ = µ0(p0+Π)+RT ln(1−xF)
µ0(p0)+RT ln(1−xF)
Lösung
ΔμΠ=µ0(p0+Π)−µ0(p0)
Osmotischer Druck Π - van't Hoffsches Gesetz*
ΔμL
Erniedrigung des chemischen Potenzials durch Mischung
ΔμΠ
Erhöhung des chemischen Potenzials durch Drucksteigerung
(osmotischer Druck Π)
Im Gleichgewicht:
|ΔµL| = |ΔµΠ|
ΔµL = RT ln(1−xF) ≈ −xFRT
p0 +Π
ΔµΠ = µ (p0+P)−µ (p0) =
0
0
∫
p0
0
dμ
dp = Π V m
dp
nF
so dass:
ΠVm = xFRT
(da µ0 = Gm = Um + pVm - TSm)
nF
xF= n +n ≈ n
F
L
L
ΠV = nFRT
oder
formal identisch mit Zustandsgleichung des idealen Gases (pV = nRT).
*Es gibt mehrere, verschiedene nach van't Hoff benannte Gleichungen.
Π = cFRT
Osmotischer Druck - Beispiele
Π = cF RT
cF: Konzentration des gelösten Feststoffs
J
RT=2494 mol
mit T = 300 K
cGlucose = 0.55
mol
L
cIon,NaCl = 3.4 osmol
L
osmotischer Druck
Π / bar
PGlucoselösung = cGlucose·RT = 2494
J
mol
PNaCl-Lösung = cNaCl-Lösung·RT = 2494
· 0.55
J
mol
mol
L
· 3.4
= 13.7 bar
mol
L
Wasser
Glucoselsg.
NaCl-Lsg.
0.0
13.7
84.8
= 84.8 bar
Osmotischer Druck
Osmotic Pressure (Wolfram Demonstrations Project)
Osmotischer Druck in der Biologie
Wurzeldruck und Turgor, Plasmolyse und Deplasmolyse
In Pflanzenzellen herrscht osmotisch bedingter Überdruck (Turgor,
Wurzeldruck), der - neben den Kapillarkräften - für den
Pflanzenstoffwechel verantwortlich ist.
Bei Kontakt mit hypertonischen (hoch konzentrierten) Lösungen
kommt es zur Plasmolyse: Wasser tritt aus den Zellen aus und die
Zellen schrumpfen.
Bei Kontakt mit hypotonischen (niedrig konzentrierten) Lösungen findet
Deplasmolyse statt: Zellen nehmen Wasser auf und schwellen an.
Tierische Zellen ohne Zellwand können platzen (z.B. Erythrozyten).
Deswegen ist Isotonie von Transfusionslösungen wichtig.
osmotischer Druck isotonischer Kochsalzlösung
mNaCl = 9g NaCl auf 1 Liter Wasser (0.9 %)
g
MNaCl = 58.5 mol , d.h. nNaCl =
cNaCl =
2nNaCl
1L
=308 mmol
L
9g
g
58.5 mol
=154mmol
+
−
(Dissoziation in Na und Cl !)
J
Π = cNaClRT = 308 mmol
⋅8.314 K⋅mol
⋅310K = 7.9 bar
L
Isotonische Kochsalzlösung besitzt osmotischen Druck von 7.9 bar.
Den gleichen osmotischen Druck besitzt Blutplasma (″isotonisch″).
Daher wird isotonische Kochsalzlösung als Infusionslösung verwendet
Osmotischer Druck in der Technik
Osmosekraftwerk
Fluss
p0
p0+Π
p0
Meer
Prototyp eines Osmosekraftwerks
bei Hurum in Norwegen
Osmotischer Druck in der Technik
Umkehrosmose (Δp > Π)
Meerwasserentsalzung
Abwasserreinigung
Fruchtsaftkonzentrat
Raumfahrt (Trinkwasser aus Eigenurin)
p0
p=p0+Δp>p0+Π
Dialyse
Dialyse zur Reinigung einer Proteinlösung
Prinzip der künstlichen Niere
Die Proteinlösung wird in einen
Dialyseschlauch gefüllt, der aus einer
semipermeablen Membran besteht.
Niedermolekulare Lösungsbestandteile
können aus der Protein- in die Pufferlösung
diffundieren, die Proteine sind dagegen zu
groß.
Nach dem Prinzip der Dialyse arbeitet auch
die künstliche Niere, mit deren Hilfe
Harnstoff, Harnsäure und andere Metabolite
sowie überschüssige Ionen aus dem Blut
gefiltert werden.
Thermodynamik - thermodynamisches Gleichgewicht
Zusammenfassung
• kolligative Eigenschaften
• Dampfdruckerniedrigung p = p0(1-x)
• Gefrierpunktserniedrigung ΔT = KK y (kryoskopische Konstante)
• Siedepunktserhöhung ΔT = KE y (ebullioskopische Konstante)
• Osmose ΠV = nRT (van't Hoffsches Gesetz)

Physikalische Chemie für Studierende im Nebenfach

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Temperaturmessung - Die Otto-von-Guericke

Formelsammlung Chemie - Chemie Lernprogramme

Thermodynamik Teil A

Ausgabe 28

Immatrikulationsordnung der Fachhochschule Hannover (FHH)

Sommersemester 2013

Begleitende Folien zur Vorlesung

Studienbegleiter Campus

Bestimmung der Molaren Masse nach Dumas (MOL)

Einfluss des Sauerstoffangebots auf die Mitoxidation von Sb und As