Supramolekulare Chemie in biologischen Systemen

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Wintersemester 2012/13
AC00
Allgemeine Chemie
David Scheschkewitz
Universität des Saarlandes
Allgemeine und Anorganische Chemie
[email protected]
Joseph Wright of Derby (1734-1797)
"The Alchymist, in Search of the Philosopher's
Stone, Discovers Phosphorus“; Derby, Museum
and Art Gallery
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
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Allgemeines - Literatur
KEIN SKRIPT ZUR VORLESUNG!
Lehrbücher
• Erwin Riedel, Allgemeine und Anorganische Chemie, deGruyter
• Erwin Riedel, Christoph Janiak, Anorganische Chemie, deGruyter
• Guido Kickelbick, Chemie für Ingenieure, Pearson
• Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Bruce E. Bursten, Chemie, Pearson
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Allgemeines – Vorlesungszeiten, Prüfungen
Vorlesung:
mittwochs: 8:30 - 10:00 Uhr
freitags: 8:30 - 10:00 Uhr
Übungen (Dr. Andreas Rammo und Tutoren):
donnerstags: 9:15 Uhr - 10:00 Uhr
Ort: Großer Hörsaal der Chemie, Gebäude C4.3
Bei den Prüfungen darf benutzt werden:
• Stift
• Taschenrechner
• Kein Periodensystem!
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Klausurtermine
Studienfach
AC00
Allgemeine Chemie
Chemie Bachelor
Chemie Lehramt
Physik Bachelor
(Wahlpflichtfach)
Klausur
Freitag, 07.12.2012
08:30-10:00 Uhr
AC01
Grundlagen der
Hauptgruppenchemie
Klausur AC I
(Modulklausur AC01+ ACG)
15.02.2013, 10:00-12.00 Uhr
Klausur AC 01
15.02.2013
10:00-12:00 Uhr
Mathematik Bachelor
AC00 Nachklausur:
Freitag, 21.12.2012, 08:30-10:00 Uhr
AC I Nachklausur :
Freitag, 12.04.2013, 10:00-12:00 Uhr
http://www.uni-saarland.de/fak8/scheschkewitz/html/student_page.html
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Der E-Learning-Kurs ist als Unterstützung der Vorlesung gedacht, er ersetzt WEDER
deren Besuch, NOCH das Lernen aus Lehrbüchern.
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Inhalt
1.
Materie, Stoff, Verbindung, Element
2.
Aufbau der Atome
3.
Aufbau des Periodensystems
4.
Die chemische Bindung
5.
Aggregatzustände
6.
Chemische Reaktionen
7.
Chemisches Gleichgewicht
8.
(Elektrochemie)
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Kapitel 1
Materie, Stoff, Verbindung, Element
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Die chemischen Elemente
Elementhäufigkeiten
Klassifizierung der Stoffe
Basiseinheiten
Abgeleitete Einheiten
Naturkonstanten
Zusammenfassung
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Die chemischen Elemente (H-Mt)
Name des
Elements
Englischsprachiger
Name des Elements
Wasserstoff
Helium
Lithium
Beryllium
Bor
Kohlenstoff
Stickstoff
Sauerstoff
Fluor
Neon
Natrium
Magnesium
Aluminium
Silicium
Phosphor
Schwefel
Chlor
Argon
Kalium
Calcium
Scandium
Titan
Vanadium
Chrom
Mangan
Eisen
Kobalt
Nickel
Kupfer
Zink
Gallium
Germanium
Arsen
Selen
Brom
Krypton
Rubidium
Strontium
Yttrium
Zirkon(ium)
Niob
Molybdän
Technetium
Ruthenium
Rhodium
Palladium
Silber
Cadmium
Indium
Zinn
Antimon
Tellur
Jod(Iod)
Xenon
Cäsium
Hydrogen
Helium
Lithium
Beryllium
Boron
Carbon
Nitrogen
Oxygen
Fluorine
Neon
Sodium
Magnesium
Aluminium
Silicon
Phosphorus
Sulfur
Chlorine
Argon
Potassium
Calcium
Scandium
Titanium
Vanadium
Chromium
Manganese
Iron
Cobalt
Nickel
Copper
Zinc
Gallium
Germanium
Arsenic
Selenium
Bromine
Krypton
Rubidium
Strontium
Yttrium
Zirconium
Niobium
Molybdenum
Technetium
Ruthenium
Rhodium
Palladium
Silver
Cadmium
Indium
Tin
Antimony
Tellurium
Iodine
Xenon
Cäsium
Symbol Ordnungszahl
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
Relative
Atommasse
1,00794
4,00260
6.941
9,012182
10,811
12,0107
14.0067
15.9994
18.9984032
20.1797
22,989770
24,3050
26,981538
28,0855
30,973761
32,065
35.453
39.948
39,0983
40,078
44,955910
47,867
50.9415
51.9961
54.938049
55.845
58,933200
58,6934
63.546
65.39
69.723
72.64
74,92160
78.96
79.904
83,80
85.4678
87.62
88.90585
91,224
92.90638
95.94
98.9063
101.07
102.9055
106.42
107,8682
112,411
114,818
118,710
121,760
127,60
126.90447
131,293
132.90545
Name des
Elements
Englischsprachiger
Name des Elements
Barium
Lanthan
Cer
Praseodym
Neodym
Promethium
Samarium
Europium
Gadolinium
Terbium
Dysprosium
Holmium
Erbium
Thulium
Ytterbium
Lutetium
Hafnium
Tantal
Wolfram
Rhenium
Osmium
Iridium
Platin
Gold
Quecksilber
Thallium
Blei
Bismut
Polonium
Astat(in)
Radon
Francium
Radium
Actinium
Thorium
Protactinium
Uran
Neptunium
Plutonium
Americium
Curium
Berkelium
Californium
Einsteinium
Fermium
Mendelevium
Nobelium
Lawrentium
Rutherfordium
Dubnium
Seaborgium
Bohrium
Hassium
Meitnerium
Barium
Lanthanium
Cerium
Praseodymium
Neodymium
Promethium
Samarium
Europium
Gadolinium
Terbium
Dysprosium
Holmium
Erbium
Thulium
Ytterbium
Lutetium
Hafnium
Tantalum
Tungsten
Rhenium
Osmium
Iridium
Platinum
Gold
Mercury
Thallium
Lead
Bismuth
Polonium
Astatine
Radon
Francium
Radium
Actinium
Thorium
Protactinium
Uranium
Neptunium
Plutonium
Americium
Curium
Berkelium
Californium
Einsteinium
Fermium
Mendelevium
Nobelium
Lawrentium
Rutherfordium
Dupnium
Seaborgium
Bohrium
Hassium
Meitnerium
Symbol Ordnungszahl
Ba
La
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
Fr
Ra
Ac
Th
Pa
U
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Mv
No
Lr
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
56
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
103
104
105
106
107
108
109
Lebensdauer Monate
Relative
Atommasse
137,327
138.9055
141.116
140.90765
144.24
146.9151
150.36
151.964
157.25
158.92534
162,50
164.93032
167,259
168.93421
173.04
174.967
178.49
180.9479
183,84
186.207
190,23
192.217
195.078
196.96654
200.59
204,3833
207.2
208.98038
208.9824
209.9871
222.0176
223.0197
226.0254
227.0278
232.0381
231.03588
238.02891
237.0482
244.0642
243.0614
247.0703
247.0703
251.0796
252.0829
257.0951
258.0986
259.1009
262.11
261.1089
262.1144
263.1186
262.1231
265.1306
266.1378
Lebensdauer Minuten
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Elementhäufigkeiten
49,2
50
25,7
30
1,9 0,9 0,6 0,2 0,1 0,1
0,05
0,56
4,7 3,4 2,6
2,4
0,04
7,5
10
0,09
20
0,06
Prozent
40
0
Erdkruste
77
21
0,8
0,3
0,2
0,1
0,06
80
70
60
50
40
30
20
10
0
0,07
Prozent
© NASA
Universum
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Klassifizierung der Stoffe
Materie
Heterogene Gemische
(veränderliche Zusammensetzung)
Homogene Gemische
(Lösungen; veränderliche
Zusammensetzung)
Trennung
Homogene Stoffe
mit physikalischen Methoden
Trennung
Reine Stoffe
mit physikochemischen
Methoden
(feste Zusammensetzung)
Trennung
Verbindungen
Elemente
mit chemischen Methoden
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Basiseinheiten und supplementäre Einheiten
Präfixe zur Bezeichnung von Vielfachen der Maßeinheiten:
Basiseinheiten und supplementäre Einheiten
des Internationalen Einheitensystems
Zu messende Größe
Einheit
Symbol
Basiseinheiten
Präfix
Abkürzung
Faktor
exa-
E
1018
peta-
P
1016
tera-
T
1012
giga-
G
109
Länge
Meter
m
mega-
M
106
Masse
Kilogramm
kg
kilo-
k
103
Zeit
Sekunde
s
hecto-
h
102
Elektrischer Strom
Ampere
A
deca-
da
101
Temperatur
Kelvin
K
deci-
d
10-1
Stoffmenge
Mol
mol
centi-
c
10-2
Leuchtstärke
Candela
cd
milli-
m
10-3
micro-
u
10-6
nano-
n
10-9
pico-
p
10-12
femto-
f
10-15
atto-
a
10-18
Supplementäre Einheiten
ebener Winkel
Radiant
rad
Raumwinkel
Steradiant
sr
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Abgeleitete Einheiten
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Naturkonstanten
Konstante
Symbol
Zahlenwert
Avogadro-Zahl
NA
6,022137 ⋅ 1023 mol-1
Bohr-Radius
a0
5,29177 ⋅ 10-11 m
9,10939 ⋅ 10-28 g
Elektron, Ruhemasse
5,485799 ⋅ 10-4 u
Elementarladung
e
1,6021773 ⋅ 10-19 C
Faraday-Konstante
F = NA ⋅ e
9,648531 104 C ⋅ mol-1
Ideale Gaskonstante
R
8,31451 J ⋅ mol-1 ⋅ K-1
Amadeo Avogadro
1776 - 1856
Michael Farraday
1791 - 1867
8,31451 kPa ⋅ L ⋅ mol-1K-1
Lichtgeschwindigkeit
c
2,99792458 ⋅ 108 m ⋅ s-1
Vm
22,4141 L ⋅ mol-1
Molares Volumen eines
idealen Gases
1,674929 ⋅ 10-24 g
Neutron, Ruhemasse
1,00866501 u
Planck-Konstante
h
6,626076 ⋅ 10-34 J ⋅ s
1,672623 ⋅
Proton, Ruhemasse
10-24 g
Niels Bohr
1885-1962
Max Planck
1858-1947
1,00727647 u
Normal-Fallbeschleunigung
gm
9,80665 m ⋅ s-2
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Zusammenfassung Kapitel 1
•
Chemie beschäftigt sich mit Charakterisierung, Zusammensetzung und
Umwandlung von Stoffen.
•
Elemente sind Stoffe, die in keine einfacheren Stoffe zerlegt werden können.
Jedes Element besitzt ein chemisches Symbol.
•
Verbindungen sind aus Elementen in einem definierten Verhältnis
aufgebaut.
•
Elemente und Verbindungen sind reine Stoffe.
•
Gemische bestehen aus zwei oder mehr reinen Stoffen in einem nicht
notwendigerweise festgelegten Mengenverhältnis.
•
Das
internationale
Einheitensystem
(abgekürzt
SI)
dient
der
standardisierten Wiedergabe chemischer und physikalischer Größen. Es
basiert auf sieben Basiseinheiten und zwei supplementären Einheiten. Für
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Kapitel 2
Aufbau der Atome
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
Aufbau der Atome
Experimentelle Hinweise auf Atombau
Die chemischen Elemente (aus Kapitel 1)
Massendefekt
Bohrsches Postulate und Atommodell
Plancksches Wirkungsquantum
Bohrsches Atommodell und Spektrallinien
Flammenfärbung
Die stehende Welle
Quantenzahlen
Orbitale
Elektronenkonfiguration
Zusammenfassung
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Aufbau der Atome
Protonenzahl = Kernladungszahl = 6
Nukleonenzahl = Protonenzahl + Neutronenzahl = 12
Zahl der Elektronen = Zahl der Protonen = 6
Elementarteilchen Elektron
Proton
Neutron
Symbol
e
p
n
Masse
9,1094·10-28 g
1,6726·10-24 g
1,6749·10-24 g
5,4859·10-4 u
1,007277 u
1,008665 u
leicht
-e
schwer, nahezu gleiche Masse
+e
keine Ladung
negative
positive
Elementarladung
Elementarladung
Ladung
neutral
u: Atommasseneinheit: 1/12 der Masse des Atoms 12C, 1 u = 1,6606·10-27 kg
e: Elementarladung e = 1.60219 ·10-19 C
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Experimentelle Hinweise auf Atombau
1897
J. J. Thomson:
Entdeckung des Elektrons (−)
1/1836 der Protonenmasse
Damals: Debatte ob Kathodenstrahlen
Wellen oder Teilchen seien
1911
Physik
1906
Ernest Rutherford:
Entdeckung des Atomkerns
Positiv geladen (+)
Chemie
1908
Bilder: http://www.rsc.org/chemsoc/timeline/timeline.asp
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Die chemischen Elemente (H-Mt)
Name des
Elements
Englischsprachiger
Name des Elements
Wasserstoff
Helium
Lithium
Beryllium
Bor
Kohlenstoff
Stickstoff
Sauerstoff
Fluor
Neon
Natrium
Magnesium
Aluminium
Silicium
Phosphor
Schwefel
Chlor
Argon
Kalium
Calcium
Scandium
Titan
Vanadium
Chrom
Mangan
Eisen
Kobalt
Nickel
Kupfer
Zink
Gallium
Germanium
Arsen
Selen
Brom
Krypton
Rubidium
Strontium
Yttrium
Zirkon(ium)
Niob
Molybdän
Technetium
Ruthenium
Rhodium
Palladium
Silber
Cadmium
Indium
Zinn
Antimon
Tellur
Jod(Iod)
Xenon
Cäsium
Hydrogen
Helium
Lithium
Beryllium
Boron
Carbon
Nitrogen
Oxygen
Fluorine
Neon
Sodium
Magnesium
Aluminium
Silicon
Phosphorus
Sulfur
Chlorine
Argon
Potassium
Calcium
Scandium
Titanium
Vanadium
Chromium
Manganese
Iron
Cobalt
Nickel
Copper
Zinc
Gallium
Germanium
Arsenic
Selenium
Bromine
Krypton
Rubidium
Strontium
Yttrium
Zirconium
Niobium
Molybdenum
Technetium
Ruthenium
Rhodium
Palladium
Silver
Cadmium
Indium
Tin
Antimony
Tellurium
Iodine
Xenon
Cäsium
Symbol Ordnungszahl
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
Relative
Atommasse
1,00794
4,00260
6.941
9,012182
10,811
12,0107
14.0067
15.9994
18.9984032
20.1797
22,989770
24,3050
26,981538
28,0855
30,973761
32,065
35.453
39.948
39,0983
40,078
44,955910
47,867
50.9415
51.9961
54.938049
55.845
58,933200
58,6934
63.546
65.39
69.723
72.64
74,92160
78.96
79.904
83,80
85.4678
87.62
88.90585
91,224
92.90638
95.94
98.9063
101.07
102.9055
106.42
107,8682
112,411
114,818
118,710
121,760
127,60
126.90447
131,293
132.90545
Name des
Elements
Englischsprachiger
Name des Elements
Barium
Lanthan
Cer
Praseodym
Neodym
Promethium
Samarium
Europium
Gadolinium
Terbium
Dysprosium
Holmium
Erbium
Thulium
Ytterbium
Lutetium
Hafnium
Tantal
Wolfram
Rhenium
Osmium
Iridium
Platin
Gold
Quecksilber
Thallium
Blei
Bismut
Polonium
Astat(in)
Radon
Francium
Radium
Actinium
Thorium
Protactinium
Uran
Neptunium
Plutonium
Americium
Curium
Berkelium
Californium
Einsteinium
Fermium
Mendelevium
Nobelium
Lawrentium
Rutherfordium
Dubnium
Seaborgium
Bohrium
Hassium
Meitnerium
Barium
Lanthanium
Cerium
Praseodymium
Neodymium
Promethium
Samarium
Europium
Gadolinium
Terbium
Dysprosium
Holmium
Erbium
Thulium
Ytterbium
Lutetium
Hafnium
Tantalum
Tungsten
Rhenium
Osmium
Iridium
Platinum
Gold
Mercury
Thallium
Lead
Bismuth
Polonium
Astatine
Radon
Francium
Radium
Actinium
Thorium
Protactinium
Uranium
Neptunium
Plutonium
Americium
Curium
Berkelium
Californium
Einsteinium
Fermium
Mendelevium
Nobelium
Lawrentium
Rutherfordium
Dupnium
Seaborgium
Bohrium
Hassium
Meitnerium
Symbol Ordnungszahl
Ba
La
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
Fr
Ra
Ac
Th
Pa
U
Np
Pu
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Mv
No
Lr
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
56
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
103
104
105
106
107
108
109
Lebensdauer Monate
Relative
Atommasse
137,327
138.9055
141.116
140.90765
144.24
146.9151
150.36
151.964
157.25
158.92534
162,50
164.93032
167,259
168.93421
173.04
174.967
178.49
180.9479
183,84
186.207
190,23
192.217
195.078
196.96654
200.59
204,3833
207.2
208.98038
208.9824
209.9871
222.0176
223.0197
226.0254
227.0278
232.0381
231.03588
238.02891
237.0482
244.0642
243.0614
247.0703
247.0703
251.0796
252.0829
257.0951
258.0986
259.1009
262.11
261.1089
262.1144
263.1186
262.1231
265.1306
266.1378
Lebensdauer Minuten
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Massendefekt und Kernbindungsenergie
Physik
1921
Albert Einstein
1879-1955
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Bohrsches Postulate und Atommodell
Physik
1922
Niels Bohr
1885-1962
1. Das Elektron des Wasserstoff-Atoms kann sich nur auf bestimmten Kreisbahnen aufhalten. Die Bahnen
sind konzentrisch um den Atomkern angeordnet. Jede Bahn wird mit einem Buchstaben (K, L, M, N . . .)
oder einer Zahl n = 1, 2, 3, 4, ... bezeichnet.
2. Für jede Bahn, auf der das Elektron den Atomkern umkreist, hat das Elektron eine bestimmte
Energie, die umso höher ist je weiter das Elektron vom Kern entfernt ist. Bei der Umkreisung wird
KEINE Energie abgestrahlt
3. Wenn das Elektron sich auf der innersten Bahn befindet und die geringste Energie hat, so sagen
wir, das Atom befindet sich im Grundzustand. Durch Zufuhr von Energie kann das Elektron auf eine
größere Bahn springen und einen höheren Energiezustand annehmen; diesen nennen wir
angeregten Zustand.
4. Wenn das Atom von einem angeregten Zustand auf eine weiter innen liegende Bahn springt, wird ein
definierter Energiebetrag freigesetzt und in Form eines Lichtquants emittiert.
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Maßstäbliches Modell
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Planksches Wirkungsquantum
1900
1905
Max Planck:
Quantelung der Wärmestrahlung
Albert Einstein
Quantelung elektromagnetischer Strahlung
E = h⋅υ
Physik
1918
ν = Frequenz [s−1]
h = Wirkungsquantum [kg m2 s−1]
Planck Konstante
Physik
1921
Einheit! Ein Drehmoment
Originalarbeiten:
http://www.physik.uni-augsburg.de/annalen/history/historic-papers/1901_309_553-563.pdf
http://www.zbp.univie.ac.at/dokumente/einstein1.pdf
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Bohrsches Atommodell und Spektrallinien
Absorption
E=
hc
λ
Emission
E=
hc
λ
Emissionsspektrum von Magnesium
Emissionsspektrum von Silicium:
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Flammenfärbung
Bariumchlorid
Kaliumiodid
Calciumchlorid
Lithiumchlorid
Magnesium
Natriumchlorid
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Welle-Teilchen Dualismus
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Heisenbergsche Unschärfe
1927
Werner Heisenberg
Unschärfeprinzip
h
∆x ⋅ ∆(m ⋅ v) ≥
4π
Physik
1932
Je genauer man das Moment eines
Teilchens/einer Welle kennt, desto
weniger genau kennt man den Ort.
(siehe Verschlusszeiten bei
Fotokamera)
http://www.markstivers.com/cartoons
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Die stehende Welle
Harmonische von stehenden Wellen
I1 (Fundamental)
Eine Gitarrensaite erzeugt nur
Noten bestimmter Wellenlängen
I2
I3
Für das Bohrsche Modell:
n=2
Nicht erlaubt
n=3
h
n
= m⋅ v⋅r
2π
Drehmomentquantelung
≡ Bohr-Postulat
http://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/ed084p1287
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Quantenzahlen
Bezeichnung von Unterschalen:
Orbitale der vier
ersten Schalen:
n
1
2
2
3
3
3
4
4
4
4
Bezeichnung von l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
Schale n
Unterschale l
Orbital m
1
2
0
0
1
0
1
2
0
1
2
0
0
+1, 0, -1
0
+1, 0, -1
+2, +1, 0, -1, -2
0
+1, 0, -1
+2, +1, 0, -1, -2
+3, +2, +1, 0,
-1, -2, -3
3
4
3
Unterschalen Symbol
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
Anzahl der
Orbitale pro
Unterschale
1
1
3
1
3
5
1
3
5
4f
7
Unterschalen
-Bezeichnung
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Orbitale
Maximale Anzahlen für die
Elektronen der ersten vier Schalen
Orbitale pro
Unterschale
(2l+ 1)
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
Elektronen pro
Unterschale
2(2l+ 1)
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
Elektronen pro
Schale
(2n2)
2
8
18
32
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Quantenzahlen
Bezeichnung von Unterschalen:
Orbitale der vier
ersten Schalen:
n
1
2
2
3
3
3
4
4
4
4
Bezeichnung von l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
Schale n
Unterschale l
Orbital m
1
2
0
0
1
0
1
2
0
1
2
0
0
+1, 0, -1
0
+1, 0, -1
+2, +1, 0, -1, -2
0
+1, 0, -1
+2, +1, 0, -1, -2
+3, +2, +1, 0,
-1, -2, -3
3
4
3
Unterschalen Symbol
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
Anzahl der
Orbitale pro
Unterschale
1
1
3
1
3
5
1
3
5
4f
7
Unterschalen
-Bezeichnung
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Elektronenkonfiguration
Ausschließungsprinzip nach Pauli
Es dürfen keine zwei Elektronen in einem Atom in allen vier Quantenzahlen
übereinstimmen.
Hundsche Regel der maximalen Multiplizität
Elektronen verteilen sich auf entartete (d.h. energiegleichen) Orbitalen so,
dass eine maximale Zahl von ungepaarten Elektronen resultiert.
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Zusammenfassung Kapitel 2
•
Das Atom als kleinstes Teilchen eines Elementes besteht aus subatomaren
Teilchen, den Elektronen, Protonen und Neutronen.
•
Protonen und Neutronen befinden sich im Atomkern der nahezu die
gesamte Masse enthält.
•
Neutrale Atome besitzen gleich viele positiv geladene Protonen wie negativ
geladene Elektronen. Durch Veränderung der Elektronenzahl erhält man
Ionen.
•
Die Ordnungszahl eines Elementes entspricht Zahl der Elektronen, die
Massenzahl Zahl der Protonen und Neutronen zusammengenommen.
•
Atome eines Elementes können unterschiedlich viele Neutronen aufweisen
und damit unterschiedliche Massenzahlen besitzen, sie heißen Isotope.
Bohr-Atommodell kann Linienspektrum des Wasserstoffatoms erklären.
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Zusammenfassung Kapitel 2
•
Elektronen sind als Welle oder als Teilchen aufzufassen.
•
Nach der Heisenberg-Unschärferelation kann von kleinen Teilchen, wie
Elektronen, nie gleichzeitig Ort und Impuls bestimmt werden.
•
Mittels der Schrödinger-Gleichung können Wellenfunktionen von
Elektronen (Orbitale) berechnet werden.
•
Jedes Orbital wird durch drei Quantenzahlen bezeichnet und hat eine
charakteristische Gestalt und Ausdehnung.
•
Elektron ist ein kleiner Magnet mit einem Spin der durch Spinquantenzahl
festgelegt wird.
•
Nach Pauli-Prinzip müssen sich die Elektronen eines Atoms in mindestens
einer der vier Quantenzahlen unterscheiden.
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Kapitel 3
Aufbau der Periodensystems
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
Elektronenkonfiguration (aus Kapitel 2)
Energetische Abfolge der Orbitale
Elektronenkonfiguration II
Periodensystem der Elemente
Namen von Gruppen und Perioden im PSE
Ionisierungsenergien
Elektronegativitäten
Bindungsradius und van-der-Waals Radius
Zusammenfassung
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Energetische Abfolge der Orbitale
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Elektronenkonfiguration II
Merkschema zur energetischen
Abfolge der Orbitale:
Ordnung der Elemente im PSE nach
ihrer Elektronenkonfiguration:
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Periodensystem der Elemente (PSE)
Haupt1 2
3
4
I II
H
Li Be
Na Mg
III
IV
K Ca Sc
Ti
Rb Sr
Y
Zr
Cs Ba La-Lu* Hf
Fr Ra Ac-Lr** Du
s1
s2
d
1
d
2
5
6
7
9
10
11
Nebengruppen
V VI VII
I
VIII
V Cr Mn Fe Co Ni Cu
Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag
Ta W Re Os Ir Pt Au
Jl Rf Bh Ha Mt Uun Uuu
d
Lanthanoide
Actinoide
3
d
4
d
5
d
6
d
7
d
8
d
9
12
II
Zn
Cd
Hg
Uub
d
10
13
III
B
Al
Ga
In
Tl
Uut
p
1
p
2
p
3
p
4
p
5
p
6
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
f1
V
H
B
8
-gruppen
14 15 16 17 18
IV V VI VII VIII Schale
He 1 / K
C
N O
F Ne 2 / L
Si P
S Cl Ar 3 / M
Ge As Se Br Kr 4 / N
Sn Sb Te I Xe 5 / O
Pb Bi Po At Rn 6 / P
Uuq Uup Uuh Uus Uuo 7 / Q
f2
f3
f4
f5
Metalle
Pm fest
Nichtmetalle H
gasförmig
Halbmetalle Hg flüssig
f6
f7
f8
f9
f 10
f 11
f 12
f 13
f 14
Pm nur radioaktive Isotope
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Modernes Periodensytem
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Namen von Gruppen und Perioden im PSE
10
11
12
Nebengruppen
V VI VII
I
VIII
V Cr Mn Fe Co Ni Cu
Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag
Ta W Re Os Ir Pt Au
Jl Rf Bh Ha Mt Uun Uuu
II
Zn
Cd
Hg
Uub
13
III
B
Al
Ga
In
Tl
Uut
Kohlenstoffgruppe
(Triele)
Borgruppe
Münzmetalle
Eisengruppe
Erdalkalimetalle
Alkalimetalle
Edelgase
9
Halogene
8
Chalkogene
7
(Pnictogene, Pentele)
6
Stickstoffgruppe
5
-gruppen
14 15 16 17 18
IV V VI VII VIII
He
C
N O
F Ne
Si P
S Cl Ar
Ge As Se Br Kr
Sn Sb Te I Xe
Pb Bi Po At Rn
Uuq Uup Uuh Uus Uuo
(Tetrele)
Haupt1 2
3
4
I II
H
Li Be
Na Mg
III
IV
K Ca Sc
Ti
Rb Sr
Y
Zr
Cs Ba La-Lu* Hf
Fr Ra Ac-Lr** Du
Lanthanoide La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Actinoide
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Ionisierungsenergien
N
O
2p
2s
2p
2s
Elektronen stossen
einander ab
(Paarungsenergie)
Zusätzliche Stabilität (halb-)gefüllter Schalen
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Elektronenaffinitäten
Be
N
2p
2s
2p
2s
Ea ≈ 0  Stabilität
(halb-)gefüllter
(Unter-)Schalen
Werte nach Myers:
http://dx.doi.org/10.1021/ed067p307
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Gebräuchliche Namen von Anionen und Kationen
Fluorid
F-
Hypochlorit
OCl-
Carbonat
CO32-
Ammonium
NH4+
Chlorid
Cl-
Chlorat
ClO3-
Acetat
CH3CO2-
Oxonium
OH3+
Bromid
Br-
Perchlorat
ClO4-
Oxalat
C2O42-
Phosponium
PH4+
Iodid
I-
Sulfit
SO32-
Chromat
CrO42-
[Carbonium
CH5+]
Oxid
O2-
Sulfat
SO42-
Dichromat
Cr2O72-
Carbenium
CH3+
Sulfid
S2-
Nitrit
NO2-
Permanganat
MnO4-
Nitrid
N3-
Nitrat
NO3-
Peroxid
O22-
Phosphat
PO4-
Hydroxid
OH-
Arsenat
AsO43-
Cyanid
CN-
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Elektronegativität χP
Linus Pauling: Tendenz eines Elements
Elektronen in einer Bindung zu sich zu ziehen
Chemie
1954
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Elektronegativität χM
1932
Robert Mulliken:
Absolute Electronegativität
χM
χM = ½ (EI + Ea) [in eV]
Chemie
1966
Originalarbeit
http://dx.doi.org/10.1063/1.1749394
χP ≈ 0.168(χM - 1.23)
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Effektive Kernladung (Slater-Regeln)
1930
John Slater
Atomare Abschirmungskonstanten
Ein Satz empirischer Regeln zur
Abschätzung der effektiven Kernladung,
die auf ein Valenzelektron wirkt
Originalarbeit http://prola.aps.org/pdf/PR/v36/i1/p57_1
Ermitteln Sie die Elektronenkonfiguration unter strikter Einhaltung
der folgenden Reihenfolge von Unterschalen, die durch die
Hauptquantenzahl n vorgegeben ist (s und p sind dabei in Gruppen
zusammengefasst, aber nicht d and f):
[1s]+[2s2p]+[3s3p]+[3d]+[4s4p]+[4d]+[4f]+[5s5p]+[5d]+[5f]
WICHTIG: Entspricht nicht unbedingt der
tatsächlichen energetischen Abfolge
Beispiel: Silicium
[1s2]+[2s22p6]+[3s23p2]+[3d]+[4s4p] etc.
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Slater-Regeln II
Alle Elektronen in Gruppen rechts der Gruppe des betrachteten
Elektrons tragen nicht zur Abschirmungskonstante bei 
Screening constant contribution SCC = 0 pro Elektron
Beispiel: Silicium
[1s2] + [2s22p6] + [3s23p2] + [0]
Alle anderen Elektronen in der Gruppe des betrachteten Elektrons
tragen 0.35 zur Abschirmung bei (außer in der [1s] Gruppe, in der
der Wert 0.30 beträgt)  SCC = 0.35 (0.30) pro Elektron
Beispiel: Silicium
[1s2] + [2s22p6] + [0.35 ∙ 3] + [0]
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Slater-Regeln III
Jedes Elektron in der (n-1) Schale trägt 0.85 bei, aber nur wenn
sich das betrachtete Elektron in der der [nsnp] Gruppe befindet
 SCC = 0.85 pro Elektron
Beispiel: Silicium
[1s2] + [0.85 ∙ 8] + [0.35 ∙ 3] + [0]
Alle (anderen) Elektronen in Gruppen zur linken der Gruppe
des betrachteten Elektrons tragen 1.00 zur Abschirmung
bei, unabhängig davon, ob die betrachtete Gruppe [nsnp],
[nd] or [nf] ist  SCC = 1.00 per electron
SC = 9.85
Zeff = Z – SC
Zeff (Si) = 14 – 9.85 = 4.15
Beispiel: Silicium
SC = [1 ∙ 2] + [0.85 ∙ 8] + [0.35 ∙ 3] + [0]
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Slater-Regeln IV
Bezieht sich auf ein Elektron in der [nsnp] Valenzschale!
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Kovalenzradius
Li
128
Be
B
C
N
O
F
Ne
96
84
76
71
66
57
58
Kovalenzradius [pm] nimmt ab
Valenzelektronen kommen
dem Kern immer näher
 kleinerer Kovalenzradius
Zeff
Die effektive Kernladung
nimmt zu (Slater-Regeln)
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
1.30
1.95
2.60
3.25
3.90
4.55
5.20
5.85
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Übergangsmetall- und Lanthanoidenkontraktion
Kovalenzradien [pm]
Kovalenzradius nimmt zu
Gruppe 1
Gruppe 2
Gruppe 13
Li: 128
Be: 96
B: 84
Na: 166
Mg: 141
Al: 121
K: 203
Ca: 176
Ga: 122
Rb: 220
Sr: 195
In: 142
Cs: 244
Ba: 215
Tl: 145
Starke Abnahme zwischen
Gruppe 2 und 13
Übergangsmetalle werden
eingebaut (d-Elektronen
schirmen Kernladung weniger
effektiv ab)
Von Gruppe 13 an haben
Elemente der 3. und 4.
Periode sehr ähnliche
Kovalenzradien
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Kovalenzradius und van-der-Waals Radius
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Zusammenfassung Kapitel 3
•
Elektronenkonfiguration eines Atoms kann nach dem Aufbauprinzip
abgeleitet werden, wobei Orbitale nach ihrer Energie besetzt werden. Bei
energiegleichen Orbitalen wird nach der Hund-Regel jedes Orbital zunächst
mit einem Elektron besetzt.
•
Einordnung der Elemente ins Periodensystem erfolgt nach
Ordnungszahlen. Elemente, die eine gleiche Elektronenkonfiguration in der
äußeren Schale besitzen stehen untereinander in Gruppen.
•
Im Periodensystem ändern sich Eigenschaften von Atomen und Ionen, wie
z.B. Ionisierungsenergien, Elektronenaffinitäten, Elektronegativitäten, Atomund Ionenradien und der metallische Zustand, systematisch.
•
Diese Tendenzen im Periodensystem können ungefähr auf die Veränderung
der effektiven Kernladung Zeff zurückgeführt werden (Slater-Regeln).
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Atombindung
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Bindungsbildung im Wasserstoffmolekül
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
π-Bindung
Elektronenkonfiguration des N-Atoms:
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Dreidimensionale Darstellung der Molekülorbitale von N2
σ-Bindung
π1-Bindung
π2-Bindung
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NaCl-Bildung
Schema nach Bohrschem Atommodell
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Ionenbindung
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Metalle: Elektronengasmodell
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Metalle: Bändermodell
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Polare Atombindungen
δ+ δ−
H Cl
Schreibweise
Elektronegativitätsunterschied
HF
1,9
HCl
0,9
HBr
0,7
HI
0,3
abnehmende Polarität
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Bindungsdipole
Elektronendichte-Modell
Hohe Elektronendichte: rot
Niedrige Elektronendichte: blau
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Moleküle mit polaren Bindungen
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Ballon-Analogie für Elektronenpaare
An ihren Enden aneinandergebundene Ballons nehmen von Natur aus
die Anordnung mit der geringsten Energie ein.
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Valenzelektronen-Abstoßungs-Theorie
Regeln:
• Negativ geladene Elektronenpaare stoßen sich ab. Elektronenpaare in der
Valenzschale des Zentralatoms ordnen sich so zueinander an, dass sie
soweit wie möglich voneinander entfernt stehen. Molekülgestalt ist
Konsequenz dieser gegenseitigen Elektronenpaar-Abstoßung.
• Alle Elektronen der Valenzschale des Zentralatoms werden berücksichtigt,
sowohl die an einer Bindung beteiligten als auch die nichtbindenden
Elektronenpaare.
• Nichtbindende Elektronenpaare tragen zur Molekülgestalt bei.
Molekülgestalt selbst wird aber nur durch Positionen der Atomkerne
beschrieben.
• Nichtbindende Elektronenpaare und Mehrfachbindungen haben höheren
Platzanspruch in Valenzschale als Einfachbindungen.
Allgemeine Chemie (AC00) © Guido Kickelbick, David Scheschkewitz
Punkte auf einer Kugel Modell
Anordnung mit
minimaler
Abstoßungsenergie
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VSEPR – AB2, AB3, AB2E, AB4, AB3E, AB2E2
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VSEPR – AB5, AB4E, AB3E2, AB2E3, AB6, AB5E, AB4E2
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Dipol- und Van der Waals-Wechselwirkungen
Schmelz- und Siedepunkte der Edelgase
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Wasserstoff-Brücken
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Anomalie des Wassers
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Abschmelzen der Arktis
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Wichtige Definitionen und Formeln in der Stöchiometrie
Avogadro-Zahl (Lohschmidtsche Zahl)
1 mol
= NA Teilchen (NA = 6,02214*1023 mol-1)
= Stoffmenge aus so vielen Teilchen, wie die Zahl
12
der Atome in 12 g 6 C
Amadeo Avogadro
1776 - 1856
Stoffmenge
n(X) = Stoffmenge des Stoffes mit Formel X; Maßeinheit: Mol (mol)
m(X) = Masse des Stoffes mit Formel X; Maßeinheit: Gramm (g)
M(X) = molare Masse des Stoffes mit Formel X; Maßeinheit Gramm pro Mol (g/mol)
n( X ) =
m( X )
M( X )
Stoffmengenkonzentration
n = c∙V
n = gelöste Stoffmenge
V = Volumen der Lösung
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Zusammenfassung Kapitel 4
• Drei Arten der chemischen Bindung bekannt:
kovalente Bindung, ionische Bindung und metallische Bindung
• Kovalente Bindung: Atome teilen sich gemeinsame Elektronenpaare
• Moleküle bestehen aus Atomen die über kovalente Bindungen miteinander
verknüpft sind, Ziel: Erreichen der Edelgaskonfiguration
• Ionenbindung: Elektronen werden vollständig von einem Atom auf anderes
Übertragen es entstehen positiv geladene Kationen und negativ geladene
Anionen die sich zu einem Ionengitter verbinden
• Metallische Bindung kann durch Elektronengasmodell oder Bändermodell
erklärt werden
• Atombindungen können aufgrund des Elektronegativitätsunterschiedes
verzerrt sein es entstehen polare Bindungen
• Mittels der VSEPR-Theorie können Strukturen einfacher Moleküle abgeleitet
werden
• Neben den verschiedenen Bindungsarten existieren noch andere
Wechselwirkungen, nämlich Dipol-Wechselwirkungen, van der WaalsWechselwirkungen und Wasserstoffbrücken
• Die Kenntnis der Mengenangaben ist wichtig für das chemische Rechnen
(Stöchiometrie), man unterscheidet relative Atom- und Molekülmassen und
Stoffmengen die in Mol angegeben werden
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Aggregatszustände
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Gasgesetze
Druck-Volumen-Abhängigkeit eines
idealen Gases (Gesetz von BoyleMariotte)
Temperatur-Volumen-Abhängigkeit
eines idealen Gases (Gesetz von
Gay-Lussac)
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Reale Gase
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Linde-Verfahren zur Luftverflüssigung
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Arten von kristallinen Feststoffen
Strukturtyp
Teilchen
Bindungskräfte
Typische Eigenschaften
Beispiele
Ionenkristall
positive und negative
Ionen
Elektrostatische
Anziehung
hoher Smp., hart, spröde
elektrischer Isolator
NaCI, BaO,
KN03
Molekülkristall
Polare Moleküle
London- und DipolDipol Anziehung
Unpolare Moleküle
London- Anziehung
Niedriger Smp., weich,
elektrischer Isolator
H2, Cl2, CH4
Gerüststruktur
Atome
(Raumnetzstruktur)
Kovalente Bindungen
Schichtenstruktur
kovalente Bindungen
in 2 Dimensionen,
hoher Smp., weich
London-Kräfte
Atome
Atome und Ionen
Kettenstruktur
Atome
Atome und Ionen
Metallkristall
Positive Ionen und
Elektronen bewegliche
kovalente Bindungen
in 2 Dimensionen,
elektrostatische
Anziehung
kovalente Bindungen
in 1 Dimension,
London-Kräfte, evtl.
Dipol-DipolAnziehung
kovalente Bindungen
in 1 Dimension,
elektrostatische
Anziehung
Metallische Bindung
H20, NH3, S02
hoher Smp., sehr hart,
elektrischer Isolator
Diamant, SiC,
SiO2
Graphit, Cdl2,
MoS2
hoher Smp., zum Teil mit
Wasser quellbar,
elektrischer Isolator
Glimmer,
Kaolinit (Ton)
faserig, zum Teil zu einer
viskosen Flüssigkeit
schmelzbar
SiS2, Selen
faserig, elektrischer Isolator Asbest
oft hoher Smp., verformbar,
Cu, Ag, Fe, Na
elektrisch leitend
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Kristallgitter
Gittertypen
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Auflösungsprozess von Salzen in Wasser
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Lösungsvorgang bei Salzen
Salz
Gitterenergie
[kJ/mol]
Hydrationsenergie Lösungswärme
[kJ/mol]
[kJ/mol]
KCl
703
690
+13
endotherm
AgCI
874
845
+29
schwerlöslich
CaCl2
2148
2330
-182
exotherm
Lösungsvorgang
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Phasendiagramme
Phasendiagramm Wasser
Phasendiagramm Kohlenstoffdioxid
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Temperatur-Energie-Diagramm für 1 kg Wasser
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Zusammenfassung Kapitel 5
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Druck (p), Volumen (V) und Temperatur (T) sind Zustandsgrößen eines Gases.
Das ideale Gasgesetz (p∙V=n∙R∙T) setzt sie in Bezug zueinander.
Nach dem Avogadro-Gesetz enthalten gleiche Volumina beliebiger Gase bei
gleicher Temperatur und gleichem Druck die gleiche Anzahl von Molekülen.
Bei Normbedingungen beträgt das Volumen eines Mols eines Gases 22,414 L.
Das Verhalten realer Gase weicht von dem eines idealen Gases ab.
In kristallinen Körpern sind die Bestandteile des Feststoffes in regelmäßigen
dreidimensionalen Gittern angeordnet. Amorphe Festkörper zeigen diese
Regelmäßigkeit nicht.
Man unterscheidet homogene und heterogene Mischungen.
In Lösungen ist ein gelöster Stoff in einem Lösungsmittel molekulardispers
verteilt.
Die Zusammensetzung einer Lösung kann über den Massengehalt, die
Konzentration oder die Molalität beschrieben werden.
Ob sich eine Substanz auflöst oder nicht hängt von der Solvatationsenthalpie
und der Entropie des Vorgangs ab.
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Zusammenfassung Kapitel 5
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Ein Phasendiagramm ist eine graphische Darstellung der Existenzbereiche der
verschiedenen Phasen in Abhängigkeit von Druck und Temperatur.
Unter Ausnutzung der Verdampfungsenthalpie von Substanzen kann man Kälte
erzeugen.
Durch Destillation können unterschiedlich flüchtige Stoffe voneinander getrennt
werden.
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Änderung der inneren Energie
a) Energie wird an Umgebung abgegeben
b) Energie wird von Umgebung aufgenommen
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Exotherme vs. Endotherme Reaktion
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Reaktionsgeschwindigkeit in Abhängigkeit von Konzentration
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Wirkungsweise eines Katalysators
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Heterogene Katalyse
Metallkatalysator
H2C CH2 + H2
H3C CH3
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Autoabgaskatalyse
Katalytisch aktive Substanz: ca. 2g Platin mit Beimengungen anderer Platinmetalle
An der Oberfläche der Edelmetallpartikel laufen folgende Prozesse ab:
Oxidation von CO:
Oxidation von KWs:
Reduktion von NO:
2 CO + O2  2 CO2
2 C8H12 + 25 O2  16 CO2 + 18 H2O
2 NO + 2 CO  N2 + 2 CO2
Wichtig für geringen Schadstoffausstoß: Kraftstoff/Luftverhältnis
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Regeln zum Aufstellen von Oxidationszahlen
1. Ein einzelnes Atom oder ein Atom in einem Element hat die Oxidationszahl
Null.
2. Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions ist identisch mit seiner
lonenladung.
3. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines mehratomigen Ions ist
gleich der Ladung dieses Ions. Die Summe der Oxidationszahlen aller
Atome eines Moleküls (mehratomiges „lon" mit Ladung Null) ist Null.
4. Fluor, das elektronegativste Element, hat in allen Verbindungen die
Oxidationszahl -l.
5. Sauerstoff, das zweit-elektronegativste Element, hat meistens die
Oxidationszahl -II. Ausnahmen: H2O2: -I, O2-; -1/2, OF2; +II.
6. Wasserstoff hat in Verbindungen mit Nichtmetallen die Oxidationszahl +I.
In Metallhydriden (z.B. LiH, MgH2) hat Wasserstoff die Oxidationszahl -I.
7. In Verbindungen der Nichtmetalle ist die Oxidationszahl des
elektronegativeren Elements negativ und entspricht der lonenladung, die
für lonenverbindungen dieses Elements gilt.
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Aufstellung von Redoxgleichungen
1. Reaktanden und Produkte, die an der Reduktion und Oxidation beteiligt
sind, sind als erstes alle anzugeben; für sie werden die betreffenden
Oxidationszahlen ermittelt.
2. Das Zahlenverhältnis, in dem Reduktionsmittel und Oxidationsmittel
miteinander reagieren, wird bestimmt, indem die Oxidationszahl-Zunahme
und die Oxidationszahl-Abnahme balanciert werden.
3. Die Summe der lonenladungen und die Anzahl anderer Atome auf beiden
Seiten der Gleichung wird ausgeglichen. Um die lonenladungen in
wässriger Lösung auszugleichen, dienen H+- und OH--Ionen.
Reduktion: Oxidationszahl-Abnahme um -1
III+
2 Fe3+
II-
+ 1 S2-
II+
0
2 Fe2+ + 1 S
Oxidation: Oxidationszahl-Zunahme um +2
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Bestimmung von Oxidationszahlen
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Das Brønsted Konzept
Eine Gleichgewichtsreaktion, bei der ein Proton der Säure HA an
eine Base B abgegeben wird, bezeichnet man als Protolysereaktion.
Das sich einstellende Gleichgewicht als Protolysegleichgewicht.
korrespondierendes (konjugiertes) Paar 1
HA
+
Säure 1
B
Base 2
ABase 1
+
HB
+
Säure 2
korrespondierendes (konjugiertes) Paar 2
Ein Protolysegleichgewicht enthält immer zwei korrespondierende
(konjugierte) Säure-Basen Paare (Bsp: Essigsäure).
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pH-Skala
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Zusammenfassung Kapitel 6
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In chemischen Reaktionsgleichungen reagieren Edukte zu Produkten unter
Einhaltung des Gesetzes zur Erhaltung der Masse.
Bei der Aufstellung chemischer Reaktionsgleichungen müssen Stoff- und
Energiebilanz beachtet werden.
In Abhängigkeit der Energiebilanz unterscheidet man exotherme und
endotherme Reaktionen.
Chemische Reaktionen können reversibel oder irreversibel ablaufen.
Die Reaktionsgeschwindigkeit einer chemischen Reaktion kann durch
Temperaturänderung, Konzentrationsänderung der Reaktionspartner und
durch Katalysatoren beeinflusst werden.
Bei Redox-Reaktionen wird ein Reaktand reduziert, der andere oxidiert.
Oxidationszahlen sind die fiktiven Ionenladungen, die sich ergeben, wenn
man die Elektronenpaare von kovalenten Bindungen ganz dem jeweils
elektronegativeren Atom einer Bindung zuweist.
Nach dem Arrhenius-Konzept ist eine Säure ein Stoff der in wässrigen
Lösungen H3O+-Ionen bildet, während die wässrige Lösung einer Base OH-Ionen enthält.
Nach dem Brönstedt-Konzept ist eine Säure ein Protonen-Donator und eine
Base ein Protonen-Akzeptor
Reaktionen zwischen Säuren und Basen nennt man Neutralisation.
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Chemisches Gleichgewicht
Konzentrationsänderungen der Reaktanten und des Produktes bei Annäherung an
den Gleichgewichtszustand für a) die Hinreaktion N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) und b)
die Rückreaktion 2 NH3(g) → N2(g) + 3 H2(g) bei der Herstellung von Ammoniak aus
Stickstoff und Wasserstoff
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Haber-Bosch-Verfahren
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Indikatoren
Indikator
Grenzfarbe bei
niedrigem pH (sauer)
Grenzfarbe bei
höherem pH
(basisch)
Umschlagsbereich
bei pH niedrigem pH
Thymolblau
(1.Umschlag)
rot
gelb
1,2-2,8
Methylorange
rot
gelb
3,1-4,5
Methylrot
rot
gelb
4,2-6,3
Lackmus
rot
blau
6,0-8,0
Thymolblau
(2.Umschlag)
gelb
blau
8,0-9,6
Phenolphtalein
farblos
rot
8,3-10,0
Thymolphtalein
farblos
blau
9,3-10,5
Alizaringelb
Gelb
Violett
10,0-12,1
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Regeln zur Voraussage über sauren oder basischen Charakter von
Salz-Lösungen
1. Salze von starken Basen mit starken Säuren beeinflussen den pH-Wert
nicht; die Lösung hat pH = 7.
Beispiele: NaCI, KNO3, Ba(ClO3)2
2. Salze von starken Basen mit schwachen Säuren ergeben basische
Lösungen, pH > 7.
Beispiele: KNO2, Ca(CH3CO2)2, NaCN
3. Salze von schwachen Basen mit starken Säuren ergeben saure
Lösungen, pH<7.
Beispiele: NH4NO3, FeBr2, AlCl3
4. Salze von schwachen Basen mit schwachen Säuren wie zum Beispiel
Ammoniumacetat, NH4CN, Cu(NO2)2 können saure oder basische
Lösungen ergeben. Der pH-Wert hängt davon ab, ob der saure
Charakter des Kations oder der basische Charakter des Anions
überwiegt.
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Härtebereich des Wassers
Grad deutscher Härte
[°d]
Erdalkalimetall-lonen
[mmol/l]
Benennung des Härtebereichs
<7
7- 14
14 - 21
> 21
< 1,3
1,3-2,5
2,5-3,8
> 3,8
weich
mittelhart
hart
sehr hart
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Funktionsweise von Ionentauschern
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Benennung von Komplexen
1. Zahl der Liganden in griechischen Zahlenwörtern
2. Art der Liganden
anionische: Liganden durch Anhängen der Endung -o an betreffenden
Namen (Cyano CN-; Chloro Cl-; Sulfato SO42-, Hydroxo OH-)
neutrales Ammoniak-Molekül mit Bezeichnung Amin NH3
Anlagerung von Wasser durch die Bezeichnung aqua und schließlich
3. Zentralatom mit Angabe der Oxidationszahl in nachgestellten römischen
Zahlen; die Zentralatome der Anionen werden dabei durch Anhängen der
Silbe -at gekennzeichnet
Bspe:
K4[Fe(CN)6]
Kaliumhexacyanoferrat(II), Trivialname: „gelbes Blutlaugensalz"
K3[Fe(CN)6]
Kaliumhexacyanoferrat(III), Trivialname „rotes Blutlaugensalz"
[Cu(H2O)4]SO4 · 5H2O
Tetraaquakupfer(II)-sulfat-Hydrat, Trivialname „Kupfervitriol"
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Zusammenfassung Kapitel 7
• Das Massenwirkungsgesetz stellt eine allgemeingültige
Gesetzmäßigkeit zur Beschreibung chemischer Gleichgewichte dar.
• Katalysatoren können die Geschwindigkeit beim Ablauf chemischer
Reaktionen bis zur Einstellung des Gleichgewichtes beeinflussen,
jedoch nicht Lage des chemischen Gleichgewichts.
• Übt man auf ein System, das sich im chemischen Gleichgewicht
befindet, durch Änderung der äußeren Bedingungen einen Zwang
aus, so verschiebt sich das chemische Gleichgewicht derart, dass
dieser äußere Zwang vermindert wird (Prinzip vom kleinsten
Zwang).
• Das Ionenprodukt des Wassers (bei 25°C) beträgt cH+ ∙ cOH- = 1∙10-14
mol2/l2.
• Das Löslichkeitsprodukt eines Salzes gibt Auskunft über dessen
Löslichkeit.
• In Komplexverbindungen liefert, im Gegensatz zu Atombindungen,
der Ligand alle Elektronen die für die Bindung zur Verfügung stehen.
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Elektrochemie
Zink-Kohle Batterien
(Duracell)
Autobatterie
(Blei-Akku)
Korrosion
Brennstoffzelle
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Maßeinheiten
Stromstärke
I=
Q
t
[I] = A
I: Stromstärke in Ampere
Q: Ladung in Coulomb [C = A·s]
[U] = V
U: Spannung in Volt
W: Arbeit / Energie in Joule [J = N·m]
[E] = V·m-1
E: Feldstärke [V·m-1]
F: Kraft in Newton [N]
Spannung
W
U=
Q
Feldstärke
E=
F
Q
Ohmsches Gesetz
U
R=
I
[R] = Ω
R: Widerstand in Ohm [Ω]
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Elektrolyse
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Elektrolyse
Allgemeine Regeln:
An der Kathode werden Metallionen zu Metallen oder Hydroxoniumionen oder Wasser zu
Wasserstoff reduziert.
An der Anode werden Anionen oxidiert. Auch Wasser kann oxidiert werden; wenn das
Anodenmaterial leichter oxidierbar ist als die vorhanden Anionen oder als Wasser, wird
dieses angegriffen und zu seinen Ionen oxidiert.
Enthält ein Elektrolyt mehrere Teilchenarten, die reduziert oder oxidiert werden können,
so lässt sich vielfach aus der Redoxreihe ableiten, welche der verschiedenen möglichen
Reaktionen tatsächlich eintritt.
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Chloralkali-Elektrolyse
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Elektrolyse wässriger Lösung von NaCl
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Faradaysche Gesetze
Michael Faraday
1791 - 1867
1. Faradaysches Gesetz:
Die bei der Elektrolyse abgeschiedenen Stoffmengen sind proportional den
durch den Elektrolyten geflossenen Ladungsmengen: m ~ Q bzw. m ~ I ∙ t.
2. Faradaysches Gesetz:
Die durch gleiche Strommengen abgeschiedenen Stoffmengen verhalten sich
zueinander wie ihre Äquivalentmassen.
Mathematische Formulierung:
M ⋅Q ⋅ a
m=
z ⋅F
m = abgeschiedene Masse
M= molare Masse
Q = Ladungsmenge
Z = Ionenladung
F = Faradaysche Konstante
a = Stromausbeute (nur im Idealfall = 1)
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Zn-Blech in Kupferlösung
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Galvanische Zellen I
Luigi Galvani
1737-1798
Alessandro Volta
1745 - 1827
Allgemeine Regel:
Führt man einen Redoxvorgang in der Weise durch, dass Oxidation und Reduktion
voneinander räumlich getrennt werden und die Elektronenübertragung nur durch einen
Verbindungsdraht möglich ist, so wirkt die Anordnung als Stromquelle (= Batterie).
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Galvanische Zellen II
Alessandro Volta
1745 - 1827
Luigi Galvani
1737-1798
Konzentrationskette
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Standard-Wasserstoffelektrode
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Elektrochemische Spannungsreihe
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Zink-Kohle Batterie
Oxidation:
Zn  Zn2+ + 2 eReduktion:
2H+ + 2 e-  H2
Weitere Reaktionen:
NH4Cl  NH3 + H+ + ClZn2+ + 4 NH3  [Zn(NH3)2]2+
H2 + 2MnO2  H2O + Mn2O3
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Blei-Akkumulator
Anode:
Pb +
Entladen
SO42-
Laden
PbSO4 + 2eEntladen
Kathode:
+
PbO2 + 4H
+SO42-
+ 2e
-
Laden
PbSO4 + 2H2O
Entladen
Gesamtreaktion:
Pb + PbO2 + 2H2SO4
Laden
2PbSO4 + 2H2O
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Lithium-Ionen-Akku
Entladen
Anode:
LiC
Li+ + C + e-
Laden
Entladen
Kathode:
2 Li0,5CoO2 + Li+ + e-
Laden
2 LiCoO2
Entladen
Gesamtreaktion:
LiC + 2 Li0,5CoO2
Laden
2 LiCoO2 + C
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Brennstoffzelle
Anode:
2 H2  4 H+ + 4eKathode:
O2 + 4 H+ + 4e-  2 H2O
Gesamtreaktion: 2 H2 + O2  2 H2O
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Zusammenfassung Kapitel 8
• Ein elektrischer Strom ist ein Fluss von elektrischer Ladung.
• Bei der Elektrolyse nutzt man elektrischen Strom um chemische
Umwandlungen zu erzielen, wobei die umgesetzten Stoffmengen von
der Elektrizitätsmenge abhängen: Die elektrische Ladung von 1 Mol
Elektronen beträgt F = 96485 C (Faraday-Konstante).
• In einer Galvanischen Zelle werden Redoxreaktionen zur Erzeugung
von elektrischem Strom genutzt. Zwei Halbreaktionen (Oxidation/
Reduktion) laufen räumlich getrennt voneinander ab und die
Elektronenübertragung erfolgt über einen äußeren Stromkreis.
• Die Elektromotorische Kraft (EMK) einer Zelle ist das Maß für die
Tendenz zum Ablauf der Zellenreaktionen (Einheit Volt).
• Die elektromotorische Kraft einer Zelle kann als Differenz der beiden
Halbzellenpotentiale angesehen werden. Die Halbzellenpotentiale
werden werden auf einer Skala gemessen, für deren Nullpunkt die
Norm-Wasserstoffelektrode festgelegt wurde. Die Werte für die
Normalpotentiale sind in der Spannungsreihe aufgeführt.
• Die Nernstsche Gleichung dient zur Berechnung der Potentiale einer
galvanischen Zelle wenn keine Standardbedingungen vorliegen.
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