Übungsgruppe 99/00

Stefan Reißmann
ANORGANISCH-CHEMISCHES TUTORIUM
WS 2000/2001
3. CHEMISCHES RECHNEN
- Zusammenfassung -
3.1. Chemische Formeln
-
empirische Formel
Molekularformel
Konstitutionsformel
Konfigurationsformel
3.2. Massen- und Mengenmaße
3.2.1. Atommasseneinheit
1u = 1/12 m(126C-Atom)
3.2.2. Relative Atommasse
Ar(X) = m(X)/u
→ einheitenlos
3.2.3. Relative Molekülmasse
Mr ≈ ΣAr
→ einheitenlos
3.2.4. Avogadro-Zahl
NA = 6,022 05  1023 mol-1 = Zahl der Teilchen von Mr*Gramm eines Stoffes
3.2.5 Molare Masse (Molekulargewicht)
M(X) = NA  m(X-Teilchen) = Mr  g [g=Gramm]
(bei Ionenverbindungen u.ä.: „molare Formelmasse“)
3.2.6. Stoffmenge
(meist angegeben in Mol, d.h. Vielfachen von NA)
n(X) = m(X)/M(X)
3.3. Zusammensetzung von Verbindungen und Gemischen
3.3.1. Stoffmengenanteil (Molenbruch)
x(A) = n(A)/Σn(i) = n(A) : nges
[einheitenlos bzw. %]
3.3.2. Massenanteil
w(A) = m(A)/Σm(i) = m(A) : mges
[% o. cg/g]
3.4. Chemische Reaktionsgleichungen
3.4.1. Bestandteile
- Edukte → Produkte
- Koeffizienten
- ggf. hinter Teilchen Kennzeichnung des Aggregatzustandes durch
(g) für gasförmig (lat.: gasiformis)
(l) für flüssig (liquidus)
(s) für fest (solidus)
(aq) für in Wasser (aqua) gelöste Substanzen
3.4.2. Formulierung
1. Notation der Formeln aller Reaktanden, Produkte sowie des Reaktionspfeiles
2. Ausgleichen, d.h. so mit Koeffizienten versehen, das links und rechts des Pfeiles je Element die
gleiche Anzahl an Atomen
3.4.3. Begrenzende Reaktanden
→ diejenigen Edukte, für die n/k am kleinsten (k=Koeffizient)
→ bestimmen die umgesetzte Stoffmenge und damit die (theoret.) Ausbeute
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3.4.4. Ausbeute
- (absolute/tatsächliche) Ausbeute
→ meßbar
- theoretische Ausbeute = Ausbeute bei vollständiger Umsetzung nach Reaktionsgleichung
→ berechenbar
- prozentuale Ausbeute = tatsächl. Ausbeute : theoret. Ausbeute
3.4.5. Reaktionsbedingungen
Normbedingungen:
Druck
p = 101 325 Pa
≈ 1 bar
Temperatur T = 273,15 K = 0°C
[ T in K, θ in °C]
Konzentration c = 1 mol/l = 1M
Standardbedingungen:
p = 101 325 Pa
T = 298,15 K = 25°C (in der Regel; aber andere Definition möglich)
3.5. Gase
3.5.1. Avogadrosches Gesetz
Gleiche Volumina beliebiger Gase enthalten bei gleichem Druck und gleicher Temperatur die gleiche
Anzahl von Molekülen.
→ unter Normbedingungen: molares Gasvolumen Vm = 22,414 l/mol
3.5.2. Daltonsches Gesetz der Partialdrücke
p(A) = x(A)  pges = Partialdruck des Gases A welches zu einem Anteil x(A) in Gasgemisch enthalten ist
= Teil des Gesamtdruckes, für den die Teilchen des Stoffes A verantwortlich sind
3.5.3. Zustandsgleichung für ideale Gase (Ideales Gasgesetz)
p,V,T sind Zustandsgrößen; bei Gasen besteht zwischen ihnen ein einfacher Zusammenhang:
pV=nRT
Universelle Gaskonstante: R = 8,3145 Pam3/molK
Unter gewöhnlichen Bedingungen erfüllen die meisten Gase dieses Gesetz sehr gut, dagegen weicht ihr Verhalten unter extremen
Konditionen (niedrige Temperaturen, hohe Drücke) mehr oder weniger stark ab.
3.5.4. Osmose
Gasgesetz gilt analog für Teilchen eines gelösten Stoffes in stark verdünnter Lösung:
πV=nRT
[π = osmotischer Druck]
3.6. Konzentrationen von Lösungen
3.6.1. Stoffmengenanteil
→ s. 3.3.1.
3.6.2. Massenanteil
→ s. 3.3.2.
3.6.3. Stoffmengenkonzentration (Molarität)
c = n/V
[n=gelöste Stoffmenge; V= Volumen der Lösung]
1M =1 mol/l
(c ist temperaturabhängig, da V abhängig von T)
Normalität: Konzentration der wirksamen Teilchen (z.B. H+ statt H2SO4); 1N = 1 mol/l
3.6.4. Molalität
b(X) = n(X) / m(LM) = mol gelöster Stoff / kg Lösungsmittel
3.6.5. Massenkonzentration
β(X) = m(X) / V(Lösung)
3.6.6. Volumenkonzentration
δ(X) = V(X) / V(Lösung)
3.6.7. Volumenanteil
φ(X) = V(X) / [V(X)+V(Y)+V(Z)+...]
(Zwischen δ und φ besteht dann ein Unterschied, wenn das Volumen der Lösung ungleich der Summe der Volumina ihrer Bestandteile in
separierter reiner Form ist. Aufgrund unterschiedlicher Wechselwirkung zwischen den Teilchen eines Stoffes und denen verschiedener
Stoffe u.ä. ist dies wohl nicht selten der Fall.)
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