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Anorganische Chemie Prof. Dr. Sabine Prys @designed by ps Historie 1 Der Begriff „Chemie“ „Chemie“ entstand aus dem neueren Griechisch χημεία, wörtlich „[die Kunst der Metall-]Gießerei“ im Sinne von „Umwandlung“. Die heutige Schreibweise Chemie löste zu Beginn des 19. Jahrhunderts die seit dem 17. Jahrhundert bestehende als Chymie ab. Diese Chymie war wahrscheinlich eine Vereinfachung und Umdeutung der seit dem 13. Jahrhundert als Wort belegten Alchimie („die Kunst des Goldherstellens“), welches selbst eine mehrdeutige Etymologie aufweist, zu den Konnotationen vergleiche die Etymologie des Wortes Alchemie[1]: Das Wort wurzelt wohl in arabisch al-kīmiyá, welches u. a. „Stein der Weisen“ bedeuten kann, eventuell aus altgriechisch χυμεία, chymeía, „die Gießung“, oder aus koptisch/altägyptisch kemi, „schwarz[e Erden]“. Vergleiche hierzu auch Kemet. http://de.wikipedia.org Anfänge Die Chemie [çe'mi: (bairisch, badisch, österreichisch: ke'mi:), Pl. çe'mi:ən (bairisch, österreichisch: ke'mi:ən)] ist die Lehre vom Aufbau, Verhalten und der Umwandlung von Stoffen sowie den dabei geltenden Gesetzmäßigkeiten. Die Chemie entstand in ihrer heutigen Form als exakte Naturwissenschaft im 17. und 18. Jahrhundert allmählich aus der Anwendung rationalen Schlussfolgerns basierend auf Beobachtungen und Experimenten der Alchemie. Einige der ersten großen Chemiker waren Robert Boyle, Humphry Davy, Jöns Jacob Berzelius, Joseph Louis Gay-Lussac, Joseph-Louis Proust, Marie und Antoine Lavoisier und Justus von Liebig. http://de.wikipedia.org 2 1 Einige Stichworte ... Chemische Elemente Anorganische Chemie ↔ Organische Chemie Verbindungen Analysen Reaktionen Säuren Basen Oxidation Reduktion Korrosion 1.1 Anorganische Chemie Chemie aller Elemente und Verbindungen, die nicht Kohlenwasserstoffverbindungen enthalten Stoffbegriff Säuren Basen Oxidation Reduktion 3 1.1.1 Teilgebiete und Anwendungen Teilgebiete: • Chemie der Metalle, Nichtmetalle, Halbleiter • Festkörperchemie, Komplexchemie, Kolloidchemie • Atmosphärenchemie, Wasserchemie, Bodenchemie • Säurebasenchemie Anwendungen: • Metallurgie • Herstellung von Eisen und Stählen • Herstellung von Zement, Abbinden von Mörtel und Beton • Herstellung von Keramiken 1.2 Organische Chemie Chemie der Kohlenwasserstoffverbindungen, die folgende Elemente enthalten: C, H, N, O, F, .... Alkohole Zucker Proteine Kohlenhydrate Aminosäuren Nitroverbindungen ..... 4 1.2.1 Teilgebiete und Anwendungen Teilgebiete: • Pharmazie, Biochemie, Petrochemie Anwendungen: • Arzneimittel, Pharmazeutika • Naturstoffe • Kunststoffe • Kunstfasern • Farben und Lacke • Klebstoffe 1.3 Chemische Elemente 5 1.3.1 Elemente und Verbindungen Chemisches Element Unter einem chemischen Element versteht man einen Stoff, der sich chemisch nicht mehr weiter in andere Stoffe zerlegen lässt. Chemische Verbindung Unter einer chemischen Verbindung versteht man einen Stoff, der aus Atomen mehrerer verschiedener Elemente besteht und einheitliche physikalisch-chemische Eigenschaften wie z.B. Schmelz- und Siedepunkt aufweist. 1.3.2 Analyse und Synthese • Die Zerlegung einer Verbindung heißt Analyse: z.B. FeO Fe 1 2 O2 • Die Bildung einer Verbindung heißt Synthese z.B. H 2 1 2 O2 H 2O 6 1.3.2.1 Flammenfärbung Geräte: Chemikalien: Durchführung: Beobachtung: Erklärung: Entsorgung: Bunsenbrenner, Gasanzünder, Magnesiastäbchen, Uhrglas Salzsäure (HCl) Natriumchlorid (NaCl), Kaliumchlorid (KCl), Kupferchlorid (CuCl2), Bariumchlorid (BaCl2), Calciumchlorid (CaCl2), Magnesiumchlorid (MgCl2) HCl auf das Uhrglas geben, Magnesiastäbchen ausglühen heißes Magnesiastäbchen in Salzsäure tauchen, anschließend feuchtes, heißes Magnesiastäbchen in eines der Salze tauchen, Stächen mit dem Salz in die nichtleuchtende Flamme des Bunsenbrenners halten. spezifische Flammenfärbung: Calcium rot, Barium grün Kupfer blaugrün, Kalium fliederfarben Natrium gelb, Magnesium grau Diese Elemente senden bei Temperatur des Bunsenbrenners Licht von bestimmter Farbe aus. Magnesiastäbchen: Abfall, Säure: Behälter I 1.3.2.2 Elementanalyse Flammenfärbung verschiedener Metalle: Kupferacetat Eisen Kaliumiodid Strontiumnitrat Magnesium Natriumchlorid http://www.experimentalchemie.de/ 7 1.3.2.3 Sicherheitshinweise Chemikalien beim Flammenfärbungsexperiment • Strontiumnitrat Kaliumchlorat (Sr(NO3)2): O (KClO3): O,Xn R8 R9-20/22 S13-16-27 • Achtung: Die Stoffe dürfen niemals zusammen in einer Reibschale gemischt oder zerkleinert werden. Explosionsgefahr! Brandfördernd Gesundheitsschädlich Explosionsgefährlich http://www.experimentalchemie.de/ 1.3.2.4 H2 – Synthese & Knallgasreaktion KIPP’scher Apparat, 2 gebohrte Stopfen , Reagenzgläser , Glasrohr winkelig, Feuerzeug Zink, Zn, Granulat, Verdünnte (1:10) Schwefelsäure, H2SO4 Kupfer(II)-sulfat-5-Hydrat, CuSO4·5H2O Durchführung: einige Gramm des Zinks werden in den KIPP’schen Apparat gegeben, etwas Kupfersulfat zugeben, Tropftrichter und Winkelrohr in die Stopfen einsetzen, Schwefelsäure in den Tropftrichter geben, Schwefelsäure langsam zutropfen lassen, Reagenzglas auf Winkelrohr, Hahn nach einigen Minuten öffnen, nach einer Weile Flamme mit Feuerzeug an Reagenzglas halten Beobachtungen: Zink und Schwefelsäure reagieren zischend miteinander, beim Annähern der Flamme an das Reagenzglas entsteht ein zischender Laut und das Reagenzglas beschlägt von innen Erklärung: Zink wird durch die Schwefelsäure zersetzt und bildet ZnSO4, dabei entsteht Wasserstoffgas H2, welches durch Verbrennung in H2O überführt wird Entsorgung: Behälter 1 Geräte: Chemikalien: 8 1.3.2.5 Synthesereaktion & Sicherheit Erläuterung: • Oxidation von Zn zu ZnSO4 • Oxidation von H2 zu H2O Zn H 2 SO4 ZnSO4 H 2 H 2 12 O2 H 2O Gefahren: 1.3.2.6 Schwefel modifizieren Geräte: Reagenzglas, Reagenzglas-Klammer, Spatel, Brenner, 150 ml Becherglas Chemikalien: Schwefelpulver (Schwefelblüte) Durchführung:· Becherglas ca. 5 cm hoch mit Wasser füllen Reagenzglas zu ¼ mit Schwefel füllen Reagenzglas in die nicht leuchtende Brennerflamme bringen und unter permanentem Schütteln erhitzen. Beobachtungen notieren: Sobald der Temperaturbereich der 2. flüssigen Modifikation erreicht ist, den flüssigen Schwefel durch umgießen in das Wasser abschrecken, Schwefel herausnehmen und durch auseinanderziehen und die plastischen Eigenschaften demonstrieren. Erklärung: Entsorgung: 120 C 150 C 300 C 445 C S8 S8, flüssig S8, fest S n , flüssig S 2 gas SO2 Restmüll 9 1.4 Stoffe Ein chemischer Stoff ist Materie regelmäßiger Beschaffenheit, die sich durch die Elementareinheiten, aus denen sie zusammengesetzt ist, definiert. Diese Elementareinheiten können Atome, Moleküle oder Formeleinheiten (etwa bei Salzen) sein. Chemische Stoffe werden durch ihre physikalischen Eigenschaften, wie Dichte, Schmelzpunkt, elektrische Leitfähigkeit etc., charakterisiert.[1] [1] Übersetzt nach: IUPAC Compendium of Chemical Terminology, Electronic version: http://goldbook.iupac.org/C01039.html, abgerufen am 18. Aug. 2007. 1.4.1 Luft Reine, trockene Luft Zusammensetzung in bodennahen Schichten Gas Volumen-% Stickstoff Sauerstoff Argon Kohlendioxid Wasserstoff Andere Edelgase 78,08 20,95 0,93 0,034 0,00005 0,00245 www.wetter.com 10 1.4.2 Wasser Charakteristische Eigenschaften • • • • • • • Einzige chemische Verbindung auf der Erde, die natürlich in allen drei Aggregatzuständen vorkommt Bedeckt 71 % der Erdoberfläche Chemische Verbindung aus zwei Nichtmetallen Molekül Dipolcharakter (polare Flüssigkeit) Wasserstoffbrückenbindung Grosse Oberflächenspannung Dichteanomalie (bei 4 °C höchste Dichte) http://de.wikipedia.org 1.4.3 Stoffbegriff – Eigenschaften Stoffe mit ähnlichen Eigenschaften: • • • • • Metalle ... leiten elektrischen Strom und Wärme gut, sind leicht verformbar, haben im reinen Zustand Oberflächenglanz (erscheinen aber im feinverteilten Zustand schwarz) ... Nichtmetalle ... leiten den elektrischen Strom schlecht ... Salzartige Stoffe ... haben hohe Schmelz- und Siedetemperaturen, leiten als Schmelzen oder Lösungen den elektrischen Strom, sind spröde aber spaltbar ... Leichtflüchtige Stoffe ... haben niedrige Schmelz- und Siedetemperaturen, ... Makromolekulare Stoffe ... haben oft hohe Schmelz- und Siedepunkte, zersetzen sich aber meist schon bei niedrigeren Temperaturen (Beispiele: Kunststoffe, Proteine, Polysaccharide, DNA) 11 1.4.3.1 Metalle und Nichtmetalle im PS I II III IIII V VI VII VIII 1 2 1H 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne 3 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 4 19K 20Ca 31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr 5 37Rb 38Sr 49In 50Sn 51Sb 52Te 53I 54Xe 6 55Cs 56Ba 81Tl 82Pb 83Bi 84Po 85At 86Rn 7 87Fr 88Ra 113 114 115 116 117 118 Metalle 2He Halbmetalle Nichtmetalle 1.4.4 Stoffbegriff - GefStoffV 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Reinstoffe sind einheitlich zusammengesetzt und mit physikalischen Methoden nicht in Bestandteile auftrennbar (Verbindungen oder Elemente). Zubereitungen sind aus mindestens zwei oder mehreren Stoffen bestehende Gemenge, Gemische oder Lösungen Mischungen von Stoffen entstehen wenn Flüssigkeiten mit anderen Flüssigkeiten oder Feststoffen vermischt werden, ohne dass dabei chemische Reaktionen oder Wärmetönungen auftreten Gemenge sind ungeordnete Gemische von beliebigen Reinstoffen in ihrer festen Form Legierungen sind Gemenge aus zwei oder mehr Metallen Amalgame: Lösung von Metallen in Quecksilber Lösungen zeigen bei Ihrer Herstellung häufig Wärmetönungen Dispersionen sind Gemenge aus mindestens zwei Stoffen, die sich nicht oder kaum ineinander lösen oder chemisch miteinander verbinden Emulsionen bestehen aus mindestens zwei miteinander nicht mischbare Flüssigkeiten 12 1.5 Stoffeigenschaften Physikalische Eigenschaften Chemische Eigenschaften • • • • • • • • • • • • • Farbe, Spektrum Dichte Plastizität, Elastizität, Sprödigkeit Duktilität, Zähigkeit, Kompressibilität Viskosität, Oberflächenspannung Wärmeleitfähigkeit Elektrische Leitfähigkeit Magnetismus, Magnetisierbarkeit optische Aktivität Brennbarkeit Korrosionsbeständigkeit Löslichkeit Wertigkeit Physikochemische Eigenschaften • • Aggregatzustand Schmelztemperatur, Siedetemperatur oder Erweichungsbereich • Wärmekapazität 1.6 Aggregatzustände Bose-Einstein-Kontinuum fest fest schmelzen verfestigen sublimieren flüssig gasförmig resublimieren flüssig verdampfen gasförmig kondensieren gasförmig ionisieren plasmatisch 13 1.7 Gase • Charakterisiert durch Druck p, Temperatur T, Volumen V • • • • Komprimierbar Ideale Gase: keine Anziehungskräfte, kein Eigenvolumen Ideales Gasgesetz: p.V = n.R.T R =Gaskonstante = 8,314 J/mol.K • Molvolumen eines idealen Gases: 22,4 Liter (0°C, 1,01 bar) • Gasbehälter: zylinderförmig, kugelförmig, hohe Drücke Siehe Skript Thermodynamik 1.7.1 Gasarmaturen Farbige Kennzeichnung der Stellteile von Laborarmaturen nach dem Durchflussstoff (DIN 12920) • Unbrennbare Gase einschl. verbrennungsfördernder Gase • Brennbare gasförmige Kohlenwasserstoffe • Sonstige Brenngase; Gasgemische • Sonstiges http://www.experimentalchemie.de/ 14 Übungsfragen 1 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. Was versteht man unter Zubereitungen im Sinne der GefStoffV? Was versteht man unter Mischungen von Stoffen ? Was versteht man unter Gemengen ? Was versteht man unter Legierungen ? Was versteht man unter Lösungen ? Was versteht man unter Dispersionen ? Was versteht man unter Emulsionen ? Wo befinden sich im PS die Metalle ? Was versteht man unter Resublimation ? Was ist ein ideales Gas ? 2 Anorganische Chemie • • • • • Säuren und Basen Metalle, Nichtmetalle, Halbmetalle Chemische Reaktionen Oxidation, Reduktion Korrosion 15 2.1 Säuren und Basen • • • • • • • Säuren Basen Chemisches Gleichgewicht pH Indikatoren Titration Puffer 2.1.1 Säure Begriff Arrhenius : Eine Säure ist ein Stoff, der in wässriger Umgebung Protonen abgibt. HClaq H+aq + Cl-aq HCl Brönsted : Alle Ionen-Dissoziation, in denen Protonen beteiligt sind, können als Säurereaktionen betrachtet werden. Farbumschlag Lackmus Lewis : Säuren sind Elektronenpaarakzeptoren. neutral: violett sauer: rot 16 2.1.1.1 HCl Elektronenstruktur H+ Cl- Kation Anion H: s1 Cl: s2 p5 2.1.2 Säureeigenschaften 1 Säuren reagieren mit unedlen Metallen Zn + 2 HCl aq Zn2+ + H2 + 2 HClaq H+aq + Cl-aq Cl-aq Starke Säure hoher Dissoziationsgrad HCl, H2SO4, ca. 80 % Cl-aq Schwächere Säuren geringer Dissoziationsgrad H2S aq , CH3COOH aq ca < 1 % CH3COO- aq Säuren neutralisieren Basen in einer Neutralisationsreaktion, dabei entsteht Salz and Wasser H+aq + Cl-aq+ Na+aq + OH-aq H2O + NaCl aq H+ + H- H2 17 2.1.3 Säureeigenschaften 2 Säuren schmecken sauer Gleichgewichtsreaktion HClaq H+aq + Cl-aq Sauere Lösungen sind Elektrolyte H+aq + H2O H3O+aq Eigenschaften: ätzend hautreizend Nichtsauerstoffhaltige Säuren Nichtmetallhydrid + H2O Säure Chlorwasserstoff HClaq Schwefelwasserstoff H2Saq Sauerstoffhaltige Säuren Nichtmetalloxide + H2O Säure Schwefelsäure H2SO4 Salpetersäure HNO3 Metalloxid + H2O Mn2O7 + H2O Säure 2 HMnO4 2.1.4 Base Begriff Arrhenius : Eine Base ist ein Stoff, der in wässriger Umgebung HydroxydIonen abgibt. Brönsted : Alle Ionen-Dissoziation, in denen Hydroxyd-Ionen beteiligt sind, können als Basereaktionen betrachtet werden. Lewis : Basen sind Elektronenpaardonatoren NaOHaq Na+aq + OH-aq NaOH Farbwechsel Lackmus neutral: violett basisch: blau 18 Test 1 Zeichnen und Erläutern Sie KOH in der Elektronenpaarstrichschreibweise ! ? K: s1 H: s1 O: s2 p4 K+ O-H- Kation Anion 2.1.5 Baseeigenschaften Basen denaturieren Proteine Basen schmecken bitter Base = Metallhydroxid Unedeles Metall + H20 Starke Basen Hoher Dissoziationsgrad BaO, NaOH Ba(OH)2,aq Ba2+aq + NaOHaq Na+aq + Na + H2O Metallhydroxid + H2 NaOH + ½ H2 Metalloxid + H20 Metallhydroxid BaO + H2O Ba2+ + 2 OH- 2 OH-aq OH-aq Schwache Basen schwacher Dissoziationsgrad NH3,aq NH3 + H2O NH4+ + OH- Andere Eigenschaften: basische Lösungen sind Elektrolyte, haben ätzende und hautreizende Eigenschaften 19 Test 2 Ist NH3 eine Säure oder eine Base ? ? N H H H N: s2 p3 H: s1 NH3 + H2O NH4+ + OH- Test 2a Ist AsH3 eine Säure oder eine Base ? ? As H H H As: s2 p3 H: s1 AsH3 + H2O AsH4+ + OH- 20 2.2 Gleichgewichtskonstante (reversible) chemische Reaktion aAaq bBaq k cCaq dDaq k k [C]c [D]d K k [ A]a [B]b A,B: Edukte C,D: Produkte [A] = molare Konzentration von A [C] = molare Konzentration von C k = Geschwindigkeit der Hinreaktion K = Gleichgewichtskonstante a,b = mol Edukte c,d = mol Produkte [B] = molare Konzentration von B [D] = molare Konzentration von D k = Geschwindigkeit der Rückreaktion 2.2.1 Reaktionsgeschwindigkeit aAaq bBaq k cCaq dDaq k Reaktionsgeschwindigkeit d[B] d[ A] k [ A] dt dt Reaktionskinetik 1. Ordnung 21 2.2.2 Massenwirkungsgesetz k cCaq dDaq k aAaq bBaq k [C]c [D]d K k [ A]a [B]b Chemisches Gleichgewicht: K gibt an wie viele Eduktmoleküle auf wie viele Produktmoleküle kommen. Gleichgewichtskonstante K, Temperaturabhängig Folge des chemischen Gleichgewichts: auftretende Konzentrationen sind nicht unabhängig voneinander 2.3 Säurekonstante H 3O aq A aq HAaq H 2O Starke Säure KS gross pKS klein H O A K 3 HA H 2O K S K H 2O pK S log K S H O A 3 HA Säure pKS CH3COOH H3PO4 H2PO4HPO42- 4,76 2,16 7,21 12,32 22 2.4 Basekonstante Baq H 2O HB aq OH aq Starke Base: KB gross pKB klein HB OH K B H 2O K B K H 2O pK B log K B HB OH B Base pKB CH3COOH2PO4HPO42PO43- 9,24 11,84 6,79 1,68 23 2.5 Säurestärke Sehr starke Säuren: Starke Säuren: Mittelstarke Säuren: Schwache Säuren: Sehr schwache Säuren: HClO4, HCl, H2SO4,.. H2SO3, H2PO4,HNO3,... CH3COOH, HClO,... HCN, H2SiO4,H2O2,... H2O,... Protolyse in 1 m Lösungen bei 18°C HNO3 HCl CH3COOH KOH NaOH 82 % 78 % 0,4 % 77 % 73 % 2.6 pH-Werte Ampholyt: H2O H+ + OH2 H2O H3O+ + OHNeutrales Wasser: T = 25 °C: [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol / l Ionenprodukt des Wassers: [H3O+] x [OH-] = 10-14 mol2 / l2 pH-Wert: pH = - log [H3O+] pOH = - log [OH-] pH + pOH = 14 Neutrales Wasser: [H3O+] = 10-7 mol / l pH = 7 Saures Wasser: [H3O+] = 10-2 mol / l pH = 2 Basisches Wasser: [H3O+] = 10-10 mol / l pH = 10 24 Test 3 Was ist der pH-Wert der folgenden Lösungen ? ? 10-3 10-1 0,3 1 m HCl m HCl m HCl m HCl pH = 3 pH = 1 pH = 0,52 pH = 0 Test 4 Was ist der pH-Wert der folgenden Lösungen ? ? 10-3 10-1 0,3 1 m NaOH m NaOH m NaOH m NaOH pH = 11 pH = 13 pH = 13,47 pH = 14 [H3O+] x [OH-] = 10-14 mol2 / l2 pH + pOH = 14 25 2.6.1 pH-Beispiele Batterieprinzip 2.7 Starke und schwache Säuren Starke Säuren [ H 3O ] [ A ] HA0 pH pK s Schwache Säuren [ H 3O ] [ A ] [ HA]0 pH 1 2 pK s logHA0 26 2.7.1 Beispiele CH3COOH pKs 4,76 1 m CH3COOH 10-3 m CH3COOH pH = 0,5 * (4,76 – 0) = 2,38 pH = 0,5 * (4,76 +3) = 3,88 1 m HCl 10 -3 m HCl pH = 0 pH = 3 2.8 Starke und schwache Basen Starke Base [ HB ] [OH ] [ B ]0 pOH pK B Schwache Base [ HB ] [OH ] [ B]0 pOH 1 2 pK B logB 0 27 2.8.1 Beispiele pKB H2PO4- 11,84 1 m H2PO4- 10-3 m H2PO4- pH = 14 - 0,5 * (11,84 - 0) = 8,08 pH = 14 - 0,5 * (11,84 + 3) = 6,58 1 m NaOH 10 -3 m NaOH pH = 14 pH = 11 2.9 Korrespondierende Säuren und Basen HNO3 H 2O Säure Base NO3 H 3O konjugierte Base konjugierte Säure 28 2.9.1 Beispiele Starke Säure HCl H2SO4 H 3 O+ HSO4HF NH4+ H 2O Schwache Base Salzsäure Schwefelsäure Oxoniumion Hydrogensulfation Flusssäure Amoniumion Wasser Chloridion Hydrogensulfation Wasser Sulfation Fluoridion Amoniak Hydroxylion ClHSO4H 2O SO42FNH3 OH- Zunehmende Stärke Abnehmende Stärke 2.9.2 Gleichgewichtsbetrachtungen HAaq H 2O H 3O aq A aq A aq H 2O HAaq OH aq KS KB H O A 3 HA HA OH KS KB A H O OH 10 3 14 mol 2 l2 pK S pK B 14 29 2.10 Nachweis Indikator = Rote-Beete-Konzentrat 2.10.1 Farbindikatoren Indikator Lackmus Thymolblau Methylorange Methylrot Thymolphtalein Phenolphtalein Säure rot rot rot/orange rot farblos farblos Neutral violett gelb Base blau blau gelb gelb blau pink OH O Phenolphtalein + 2 NaOH HO C O C Na+O- + 2 H2O C O- Na+ C O O 30 2.10.2 pH Indikatortabelle 2.10.3 Methyl Orange Rote Form O N H3 C N Gelbe Form OH S O O N N CH3 H3C N O S O N CH3 31 2.11 Organische Säuren O O R C OH R Ameisensäure Essigsäure Buttersäure Benzoesäure O + + H HCOOH CH3COOH C3H7COOH C6H5COOH Phenol C6H5OH Test 5 ? Wie stellt man eine 2m NaOH Lösung her ? 1 m NaOH = 1 mol / l 1 mol NaOH = 22,9898 + 15,9994 + 1,00797 = 39,997 g 2 m NaOH = 79,994 g / 1 l 79,994 g in einen Kolben und auf 1 Liter auffüllen 32 2.11 Puffer Ein Puffersystem: Stoffgemisch, dessen pH-Wert sich bei Zugabe einer Säure oder Base wesentlich weniger stark ändert, als dies in einem ungepufferten System der Fall wäre, z.B. Humus in Verbindung mit Grundwasser, oder Blut. KS [ H 3O ] [ A ] [ HA ] [ H 3O ] K S 0 [ HA0 ] [A ] pH pK s log [ HA0 ] [ A ] z.B. schwache Säure und dazugehöriges Salz wie CH3COOH / CH3COONa 2.11.1 Das Puffersystem Blut O2 Lunge CO2 H 2O Erythrocyte pH = H+ HbH+ HbO2 Vene HbH+ HbO2 7,4 + 0,5 Puffer: 3 Arterie HCO HCO3- HCO3Protein PO43- 24 mmol.l-1 22 mmol.l-1 2 mmol.l-1 H+ Erythrocyte H 2O O2 Körperzellen CO2 33 2.12 Chemische Reaktionen Stoffumwandlungen Photoreaktionen Grenzflächenreaktionen (z.B. an Katalysatoren) Polymerisationsreaktionen Additionsreaktionen Kondensationsreaktionen Redoxreaktionen Ausgangsstoffe Edukte 1 O2 + Endstoffe Produkte 1C 1 CO2 Mengenangaben in Mol 2.12.1 Redoxreaktionen Elektronenverschiebungen H2 + 1/2 O2 H2O Na + 1/ 2 H2 NaH Ca + 1/2 O2 CaO B 3/ 2 H2 BH3 S SO2 Sr + H2 + O2 Elektronenabgabe = Oxidation + SrH2 Elektronenaufnahme = Reduktion 34 2.12.1.1 Redox Beispiele Oxidation von Fe und C Oxidationsmittel 2 Fe + 3/ C + O2 2 O2 Fe2O3 CO2 Reduktion von Silikat Reduktionsmittel SiO2 + C Si + CO2 2.12.2 Ladungszahl & Oxidationszahl Ladungszahl elektrische Ladung des Ions K+, Ca2+ , Ca++, Fe3 +, Fe+++ , Cl-, SO42-, SO4--, PO43-, PO4--- Oxidationszahl Oxidationsstufe: Oxidationszahl = Ionenladung innerhalb einer chemischen Verbindung 35 2.12.3 Oxidationsstufen Oxidationsstufe: 1. Ausnahmeregeln: Stoffe aus einem Element einatomige Ionen Oxidationszahl = 0 Oxidationszahl = Ladungszahl Sauerstoff in Peroxiden Oxidationszahl = -1 z.B. H-O-O-H 2. Bestimmungsalgorithmus bei anorganischen Verbindungen 2.12.4 Bestimmung der Oxidationszahlen Ausnahmen vorhanden? ja Ermitteln von Element 1 mit ENmax Oxidationzahl (Element 1) = - Wertigkeit Ermitteln von Element 2 mit ENmin Oxidationzahl (Element 2) = + Wertigkeit Mehr als 2 Atomsorten" ja Summe aller Oxidationszahlen = Molekül-Ladung Oxidationzahl (Element 3) = Differenz 36 2.12.4.1 Oxidationszahlen Beispiele 1 +1 -1 +3 -1 +1 -2 +1 +5 -2 HCl FeCl3 H2O H3PO4 +1 +1 +3 +1 +3 -1 -1 -1 NaCl NaH 0 +1 C60 -1 H2O2 -1 BH3 NaBH4 +1 +2 -3 +8/3 HCN Fe3O4 -2 2.12.4.1 Oxidationszahlen Beispiele 2 Unterschiedliche Oxidationsstufen eines Atoms +1 +7 -2 +4 -2 +2 +4 -2 KMnO4 MnO2 MnCO3 K-Permanganat Braunstein Manganspat +1 +6 +1 +4 +1 -2 -2 -2 H2SO4 H2SO3 H 2S Schwefelsäure schweflige Säure Schwefelwasserstoff 37 2.12.5 Korrosion Reaktion eines Werkstoffes mit seiner Umgebung Metallkorrosion (DIN EN ISO 8044) Chemische Korrosion Elektrochemische Korrosion „Sauerstoffkorrosion“ „Wasserstoffkorrosion“ Biokorrosion Bakterielle anaerobe Korrosion http://www.korrosion-online.de/#lernmodule http://www.korros.de/korrosion.html 2.12.5.1 Bruttosozialprodukt Deutschland 2010 ~ 2,5 Mrd € 5 % Korrosionsschäden ! BSP, Bruttonationaleinkommen, (BNE) die Summe aller Güter und Dienstleistungen in der jeweiligen Landeswährung (z. B. Euro oder US-$), die in einer Volkswirtschaft innerhalb eines Jahres hergestellt bzw. bereitgestellt werden. Bei der Berechnung des BSP wird vom Bruttoinlandsprodukt ausgegangen. Von diesem werden diejenigen Erwerbs- und Vermögenseinkommen abgezogen, die an das Ausland geflossen sind, und diejenigen Einkommen hinzugefügt, die von Inländern aus dem Ausland bezogen worden sind. Das BSP stellt somit eher auf Einkommensgrößen ab und wird in der volkswirtschaftlichen Gesamtrechnung neuerdings auch als Bruttonationaleinkommen (BNE) bezeichnet. Das Bruttoinlandsprodukt misst demgegenüber die wirtschaftliche Leistung eines Landes von der Produktionsseite her und wird in der Wirtschaftsstatistik inzwischen bevorzugt verwendet. http://www.bpb.de/wissen/O2TFCQ 38 2.13 Nomenklatur in der anorganischen Chemie Anzahl Vorsilbe (Präfix) Elementname 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Verbindungsname mono- oder hendi tri tetra penta hexa hepta octa nona deca undeca dodeca Nomenklaturname IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry Beispiele: P4S7 Tetraphosphorheptasulfid CrO3 Chromtrioxid CH2Cl2 Dichlormethan Trivialname 2.13.1 Anionen der Wasserstoffsäuren HCl H+ + Cl - Chlorid Endung –id 7. Hauptgruppe (Halogenide) Fluorid (F-), Chlorid (Cl-), Bromid (Br-), Iodid (I-) Beispiel: SF6 Schwefelhexafluorid 6. Hauptgruppe Oxid (O2-), Sulfid (S2-), Selenid (Se2-) Beispiel: Na2S Natriumsulfid 5. Hauptgruppe Nitrid (N3-), Phosphid (P3-) Beispiel: Na3N Natriumnitrid 4. Hauptgruppe ... Beispiel: SiC Siliciumcarbid 39 2.13.2 Sauerstoffsäuren (Oxosäuren) und Anionen 1 Elementsäuren (-at) 7. Hauptgruppe: Halogensäure HXO3 6. Hauptgruppe: Elementsäure H2XO4 5. Hauptgruppe: Elementsäure H3XO4 z. B. Chlorsäure HClO3 Anion Chlorat (ClO3-) z. B. Schwefelsäure H2SO4 Anion Sulfat (SO42-) z. B. Phosphorsäure H3PO4 Anion Phosphat Ausnahme: Salpetersäure (PO43-); z. B. Kohlensäure H2CO3 Anion Carbonat (CO32-) z. B. Borsäure H3BO3 Anion Borat (BO33-) 4. Hauptgruppe: Elementsäure H2XO3 3. Hauptgruppe: Elementsäure H3XO3 2.13.3 Sauerstoffsäuren (Oxosäuren) und Anionen 2 Per-säuren (per…-at) 7. Hauptgruppe: Perhalogensäure HXO4 zusätzliches Sauerstoffatom z. B. Perchlorsäure HClO4 Anion Perchlorat (ClO4)- „Elementige“ Säuren (-it) Salpetrige Säure HNO2 Chlorige Säure HClO2 Schweflige Säure H2SO3 ein Sauerstoffatom weniger Anion Nitrit (NO2)Anion Chlorit (ClO2 )Anion Hydrogensulfit (HSO3) - „Hypoelementige“ Säuren (hypo…-it) Hypochlorige Säure HClO zwei Sauerstoffatome weniger Anion Hypochlorit (ClO) - 40 2.13.4 Trivialnamen 1 Es haben sich Trivialnamen für Chemikalien eingebürgert Trivialname Salzsäure Salpetersäure Königswasser Flusssäure Chemische Formel HCl HNO3 HNO3 + HCl (1:3) HF Systematische Namen werden von IUPAC vergeben 2.13.4 Trivialnamen 2 Trivialname (Ortho) Ätzkali Ätzkalk Backpulver Bittersalz Bullrichsalz Chilesalpeter Estrichgips Fixiersalz gebrannter Kalk gelöschter Kalk Gips Glaubersalz IUPAC-Name Kieselsäure Kaliumhydroxid Calciumoxid Natriumhydrogencarbonat Magnesiumsulfat Natriumbicarbonat Natriumnitrat Calciumsulfat/ Calciumoxid-Gemisch Natriumthiosulfat Calciumoxid Calciumhydroxid Calciumsulfat Natriumsulfat Chemische Formel H2SiO4 KOH CaO NaHCO3 MgSO4 NaHCO3 NaNO3 CaSO4 + CaO Na2S2O3 CaO Ca(OH)2 CaSO4 Na2SO4 41 2.13.5 Trivialnamen 3 Trivialname Hirschhornsalz Höllenstein Kochsalz Kreide Kupfervitriol Marmor Mennige Natriummetabisulfit Natronsalpeter Soda Speisesalz Waschsoda Zinkvitriol Zyankali IUPAC-Name Ammoniumcarbonat Silbernitrat Natriumchlorid Calciumcarbonat Kupfersulfat Calciumcarbonat Blei(II,IV)-oxid Natriumdisulfit Natriumnitrat Natriumcarbonat Natriumchlorid Natriumcarbonat Zinksulfat Kaliumcyanid chemische Formel (NH4)2CO3 AgNO3 NaCl CaCO3 CuSO4 CaCO3 Pb3O4 Na2S2O5 NaNO3 Na2CO3 NaCl Na2CO3 ZnSO4 KCN Übungsfragen 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. Was ist eine LEWIS Base ? Was ist eine LEWIS Säure ? Ist Wasser eine Säure oder eine Base ? Was ist der pH Wert einer o.ooo1 m HCl (NaOH)? Welches ist die korrespondierende Base zu H3PO4 ? Welcher Indikator ist für NaOH geeignet ? Wie funktionieren chemische Puffer ? Was ist eine Reduktion Ordnen Sie die Oxidationszahlen den Atomen in folgenden Verbindungen zu: Na + H2O NaOH + ½ H2 Welche Atome werden bei der Reaktion unter 9, reduziert und welche werden oxidiert ? Was ist Königswasser Welches Strukturelement haben Chlorate ? Was ist die IUPAC 42 Weblinks http://www.webelements.com/ http://www.chemgapedia.de http://www.chemgapedia.de/vsengine/glossary/de/knallgas_00045reaktion.glos.html http://www.merckmillipore.de/chemicals/catalog/c_9Kub.s1ObxAAAAEuPSBQn.M8 http://www.chemie-interaktiv.net/ff.htm# http://www.experimentalchemie.de/ http://www.iupac.org/index_to.html Dienstag, 29. April 2014 Literatur 1. 2. 3. 4. J. Hoinkins; E. Lindner; Chemie für Ingenieure; Verlag: Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, 2007 P.W. Attkins; L. Jobnes; Chemie – einfach alles; Verlag: Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, 2006 Römpp‘s Chemie Lexikon DTV-Atlas zur Chemie Dienstag, 29. April 2014 43 Pause Ende 44 @ CURS Information Server designed by S. Prys 2014 ;-) 45
