Grundlagen der Chemie

Grundlagen der Chemie

Angelika Brückner, Thomas Werner

Leibniz-Institut für Katalyse e. V. an der Universität Rostock Bitte !

alle Folien nach der Vorlesung abrufbar unter:

http://www.catalysis.de/index.php?id=580

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Informationen

Einweisung zum Praktikum und Einteilung der Gruppen durch Frau Dr. Sabine Haack

Mittwoch 21. 10. um 11.30 (Anwesenheitspflicht !) Erstes Seminar

Montag 19. 10., durchgeführt von DC Christiane Janke

Tutorien, 2 x 1 h pro Tutor (2,50 € pro Teilnehmer und Stunde) christian.hering@uni-rostock.de

Mögliche Termine: Di. 15-18 oder Mi 18.45-19.45 christopher.passow@uni-rostock.de

Mögliche Termine: Di. 13-14, 14-15 oder Do 14-15, 15-16

Koordination durch das Studienbüro

Vorlesungsinhalte - Allgemeine und Anorganische Chemie

• Einführung

– Struktur von Materie (Stoffe, Gemische, Verbindungen, Elemente, Atome), Periodensystem der Elemente, chemische Formeln, Stöchiometrie

• Praktikumsrelevante Themen

– Lösungen (Auflösung, Hydratation, Löslichkeit, Konzentration, Lösungsgleichgewichte)

– Säure-Base-Reaktionen – Redox-Reaktionen

– Komplexverbindungen

• Atombau

– Atommodelle, H-Atom, Quantenzahlen, Orbitalbesetzung, Elektronenstruktur und Periodensystem der Elemente

• Chemische Bindung

– Kovalente Bindung, Ionenbindung, Metallbindung, van der Waals- Wechselwirkungen

• Chemie ausgewählter Hauptgruppenelemente

– Wasserstoff, Halogene – Sauerstoff, Schwefel – Stickstoff, Phospor – Kohlenstoff, Silizium – Bor, Aluminium

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Bücher fürs Selbststudium

Prinzipien der Chemie

R. E. Dickerson, H. B. Gray, M. Y. Darensbourg Gruyter, 2. Auflage 1988

Chemie: Eine lebendige und anschauliche Einführung

R. E. Dickerson, I. Geis, B. Schröder, J. Rudolph, Wiley-VCH (Taschenbuch - Oktober 1999)

Chemie: Das Basiswissen der Chemie C. E. Mortimer, U. Müller

Thieme, 9. Auflage, 2007

Allgemeine und Anorganische Chemie (Mit Übungsbuch)

E. Riedel

Gruyter (Taschenbuch - 15. Juli 2008)

Warum müssen Sie sich mit Chemie befassen?

Chemie

Lehre vom Aufbau und der Umwandlung von Materie

Physik

Lehre von den Zuständen und Zustandsänderungen von Materie

Biologie

Lehre vom Verhalten der Organismen

„höchste Form der

angewandten Chemie“

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Klassifizierung von Materie

Trennung von Stoffgemischen

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Die Daltonsche Atomtheorie

Aufbau von Atomen I

keine Ladung +e

-e Ladung

1,6748 ⋅ 10^-27 kg 1,008665 u

1,6725 ⋅ 10^-27 kg 1,007277 u

schwer 0,9109 ⋅ 10^-30 kg

5,4859 ⋅ 10^-4 u sehr leicht Masse

n p

e Symbol

Neutron Proton

Elektron

Elementarteilchen

Elementarladung e = 1,6022 ⋅ 10

C (kleinste auftretende Ladungsmenge)

Eine atomare Masseeinheit (u) ist definiert als 1/12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoffnuklids

C

Masse eines Atoms = 12 u

C 1 u = 1,6606 ⋅ 10

kg

10

Zusammensetzung des Atomkerns

= Ordnungszahl

Atommasse

Kernbindungsenergie von He = 28,3 MeV ≅ 0,03 u Die Masse eines Atoms ist stets kleiner als die

Summe der Masse seiner Bausteine.

) 12 (

1

6

C m

m m

A

m

+

+ Δ

=

12

Isotope und relative Atommassen

Stabilität von Isotopen

Bei stabilen Isotopen ist Anzahl Σp ≅ Σn. Zu großer Neutronenüberschuß führt zum radioaktiven Zerfall.

Mittlere relative Atommasse von natürlichen Elementen

Elektronenschalen und chemisches Verhalten

Atomdurchmesser 100 – 240 pm (1pm = 10

m) Kerndurchmesser ca. 10

pm

Das chemische Verhalten von Atomen (Molekülen)

wird durch die Elektronenhülle bestimmt

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Das Periodensystem

1. Periode

7. Periode

IA IIA Hauptgruppen IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

Cu Pd Ag Ni

IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB Nichtmetalle

Metalle Halbmetalle

Trends in den Atomradien

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Tendenz zur Aufnahme und Abgabe von Elektronen

Trend der 1. Ionisierungsenergien in der Periode

Innerhalb einer Periode nehmen die 1. Ionisierungsenergien von links

nach rechts zu.

18

Trend der 1. Ionisierungsenergien in der Gruppe

Innerhalb einer Gruppe nehmen die

1. Ionisierungsenergien

von oben nach unten ab

Trend in den Elektronenaffinitäten

-

-

-

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Trend in der Elektronegativität

Metalle

Nichtmetalle Relative Werte nach Linus Pauling (berechnet

aus Bindungsenergien, für F: 4,0 festgelegt)

Trends in den Ionenradien der Hauptgruppenelemente

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Was zum Lachen

Stöchiometrie

Lehre der Mengenverhältnisse von Elementen in Verbindungen und der quantitativen Beziehungen zwischen Verbindungen und Elementen in chemischen Reaktionen

griechisch: stoicheion = Element metron = messen

Chemische Formeln geben das Verhältnis der Elemente in einer Verbindung an Molekülverbindungen

CO

CO H

O H

O

NH

N

H

NO

NO N

O CH

C

H

Ionische Verbindungen

Na

SO

KCl NaOH

CaSO

AlCl

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Stöchiometrische Gesetze

Gesetz der Erhaltung der Masse (Lavoisier 1785)

In einer chemischen Reaktion ist die Summe aller Massen aller

Ausgangsstoffe gleich der Summe der Massen aller Produkte, d. h., die Gesamtmasse bleibt konstant

Gesetz der konstanten Proportionen (Proust 1799)

In einer Verbindung sind stets die gleichen Elemente im gleichen Massenverhältnis enthalten

Beispiel: 1g Kohlenstoff verbindet sich immer mit 1,333 g Sauerstoff zu CO

Gesetz der multiplen Proportionen (Dalton 1803)

Wenn zwei Elemente A und B mehr als eine Verbindung bilden, dann stehen die Massen desselben Elements zueinander im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen

Beispiel: 1 g Kohlenstoff + 1 x 1,333 g Sauerstoff „ CO

1 g Kohlenstoff + 2 x 1,333 g Sauerstoff „ CO

Stöchiometrische Gesetze

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Stoffmenge von Gasen

Amedo Avogadro (1776 – 1856)

Bei gleichem Druck und gleicher Temperatur enthalten gleiche Volumina jedes beliebigen Gases die gleiche Anzahl von Molekülen (Mol)

Robert Boyle (1627 – 1691) p x V = const. oder

p₁V₁ = p₂V₂

Joseph Gay-Lussac (1778-1850) V = k x T oder V₁/T₁ = V₂/T₂ p = k´x T oder p₁/T₁ = p₂/T₂ V = k x n oder V₁/n₁ = V₂/n₂

Rechenbeispiel 1

• Eine Gasprobe nimmt bei einem Druck von 0,75 bar ein Volumen von 360 ml ein. Wie groß ist das Volumen, wenn der Druck auf 1 bar erhöht wird?

• Ein Behälter mit einem Volumen von 10 Liter wird bei 0 °C mit Gas

bis zu einem Druck von 2,0 bar gefüllt. Bei welcher Temperatur

steigt der Druck auf 2,5 bar?

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Das Maß für die Stoffmenge: Mol

1 Mol einer Substanz enthält so viele Teilchen (Atome, Moleküle, Ionen, Formeleinheiten) wie 12g des Kohlenstoffisotops

C

1 Mol ≅ 6,022 x 10

Teilchen

N

= N

= 6,02217 x 10

mol

Loschmid´sche oder Avogadro´sche Zahl

6,022 x 10

Teilchen sind z. B. enthalten in:

55,845 g Eisen 10,811 g Bor 66,55 g Kupfer 18,00 g Wasser 46,07 g C

H

OH

Die Menge in g eines Elements, die der relativen

Atommasse entspricht, enthält stets 1 Mol Teil Atome

Stoffmenge von Gasen

p = 101,3 kPa = 1,013 bar T = 273,15 K

= 8,314 x 10

barxl / molxK

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Rechenbeispiel 2

• In Airbags befindet sich Natriumazid NaN

, dass bei einem Aufprall durch elektrische Zündung schlagartig zersetzt wird:

2 NaN

„ 2 Na + 3 N

• Welches Volumen hat der gefüllte Airbag nach der Zersetzung von

120 g NaN

, wenn der entstandene Stickstoff bei 25 °C einen Druck

von 1,25 bar hat?

Rechenbeispiel 3

Wieviel Mol Schwefelsäure sind in einem Liter enthalten ?

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Rechenbeispiel 4

Umrechnung von molaren Anteilen in Massenanteile

Anwendung: CHN-Analyse organischer Verbindungen

Bei der Verbrennung von 2,5 g der Verbindung entstehen 6,78 g CO

, 1,94 g H

O und 0,432 g N

. Wie lautet die empirische Formel?

1) Berechnung der Massen an C und H, die in CO

und H

O enthalten sind M

(CO

) = 44,0 M

(H

O) = 18,0

2) Berechnung des molaren Anteils der Elemente aus deren Massen n = m/M n(C) = 1,85 g / 12 g mol

= 0,154 mol C

n(H) = 0,218 g / 1,01 g mol

= 0,216 mol H

n(N

) = 0,432 g / 28,012 g mol

= 0,015 mol N

= 0,030 mol N

0,030 : 0,216 : 0,154 = 1 : 7,2 : 5,1

C

H

N

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Stöchiometrie von chemischen Reaktionen I

Aufstellen und Ausgleichen der Reaktionsgleichung

Zahl der Mole jedes Elements muß auf beiden Seiten der Gleichung übereinstimmen (Gesetz von der Erhaltung der Masse)

1) Bei der Verbrennung von Ethan entstehen CO

und Wasser

2) Beim Auflösen von Braunstein (MnO

) in Salzsäure (HCl) entstehen MnCl

, Chlor und Wasser

Reaktionsgleichungen formulieren !

Stöchiometrie von chemischen Reaktionen II

Umrechnung auf umgesetzte Massen

1) Errechnung der Stoffmengen in Mol M(MnO

) = 86,9 g/mol

2) Rückrechnung von Stoffmenge in Masse M(HCl) =36,5 g/mol

M(Cl

) = 70,9 g/mol

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Stöchiometrie von chemischen Reaktionen III

Begrenzende Reaktanden (im Unterschuss vorhanden)

1) Errechnung der Stoffmengen in Mol

2) Ermittlung des begrenzenden Reaktanden

Division der verfügbaren Stoffmengen durch die Koeffizienten der Reaktionsgleichung kleinster Wert „ begrenzender Reaktand (hier: F₂)

3) Berechnung der Menge an NF

, die mit 0,382 mol F

maximal erzeugt

werden kann

Stöchiometrie von chemischen Reaktionen IV

Berechnung der Ausbeute

Theoretische Ausbeute: gemäß Reaktionsgleichung maximal erzielbare Ausbeute

Tatsächliche Aubeute: durch Verluste meist kleiner als theoretische Ausbeute (unvollständige Umsetzung,

Folgereaktionen …)

tatsächliche Ausbeute

Prozentuale Ausbeute = x 100 %

theoretische Ausbeute

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Das chemische Gleichgewicht

Beispiel: Ammoniaksynthese

N

+ 3 H

' 2 NH

NH

– Bildung bei 10 – 100 bar und 400 -550 °C NH

– Zersetzung niedrigem Druck und höheren T Gleichgewichtsreaktion (reversibel)

A

(g) + X

(g) ' 2AX (g)

Gleichgewicht

Hin- und Rückreaktion laufen gleich schnell ab

MWG

Das Prinzip des kleinsten Zwanges

Prinzip von Le Chatelier (1884)

Übt man auf ein im Gleichgewicht befindliches chemisches System einen Zwang aus, so verändert es sich so, dass es dem Zwang ausweicht. Es stellt sich ein neues Gleichgewicht ein.

Konzentrationsänderungen

Wird die Konzentration eines Stoffes erhöht (erniedrigt), so verlagert sich das Gleichgewicht so, dass der Stoff verbraucht (gebildet) wird und sich seine Konzentration erniedrigt (erhöht).

Beispiel: CaCO

' CaO + CO

vollständiger Umsatz durch Entfernung von CO

Druckänderung

N

+ 3 H

' 2 NH

Druckerhöhung bewirkt Verschiebung nach rechts, da Reaktion unter Verringerung der Molzahl abläuft

Temperaturänderung

N

+ 3 H

' 2 NH

Hinreaktion ist exotherm. Zufuhr von Wärme

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Das Massenwirkungsgesetz

Allgemeine Formulierung des MWG

= K

Für Gasreaktionen

Konzentration c(X) ∼ Partialdruck p(X)