MODUL ANORGANISCHE UND ALLGEMEINE CHEMIE für

MODUL ANORGANISCHE UND ALLGEMEINE CHEMIE
für Nebenfachstudierende der Studiengänge
Physik, Geowissenschaften, Informatik, Materialwissenschaft/Werkstofftechnik,
Nanotechnologie
Das Modul beinhaltet folgende Lehrveranstaltungen/Teilmodule:
 Vorlesung Allgemeine und Anorganische Chemie
(4 SWS, im Wintersemester)
 Anorganisch-chemisches Praktikum
(9 SWS, viermal jährlich angeboten, jeweils zweimal im Februar/März und
zweimal im September/Oktober)
Das Modul wird folgendermaßen durchgeführt und geprüft:
1.
Prüfung: Klausur (45 Minuten) über den Inhalt der Vorlesung am Ende der
Vorlesungszeit des Wintersemesters.
2.
Erfolgreiche Teilnahme am Praktikum (nicht benotete Studienleistung).
Die Modulnote ergibt sich aus der in der Klausur erreichten Note.
Voraussetzung für die Teilnahme am Praktikum ist das Bestehen der Klausur.
Die Klausur kann zweimal wiederholt werden
Die Klausur zur Grundvorlesung “Allgemeine und Anorganische Chemie“
findet statt am
Donnerstag den 11.02.2010, 18.00 Uhr s.t.
in den Hörsälen H1, H2 und H3 (Südgelände)
Eine Anmeldung zur Klausur ist nicht nötig.
Eine Wiederholungsklausur wird in der ersten Hälfte des Aprils,
kurz vor Beginn der Vorlesungszeit SS 2010, angeboten.
Der genaue Termin wird zusammen mit dem Ergebnisaushang bekannt gegeben.
Praktikum in März 2010: Montag den 08.03.10 bis Freitag den 26.03.10
Chemische Bindung
Kovalente Bindung
Kovalente Bindung: Lewis-Formeln
Diss. Energie
kJ/mol
244
499
946
Bindungszahl = (8 – N)
N = Außenelektronenzahl
Polarisierte
Kovalente Bindung
(EN)
Kovalente und Ionenbindung
↓
↓
Kovalente Bindung --------------------------------------------------- Ionenbindung
Ionischer Charakter
Cl-Cl
H+-Cl-
Na+ Cl-
(EN)
0
0.96
2.23
% Ion. Char.
0
20
70
Kovalente
Polarisierte
Ionische
Bindung
Bindung
Bindung
Ionenbindung
Na+
Cl-
Elektrische Leitfähigkeit
 = Spezifische Leitfähigkeit
 = I.L/U.Q = L/R.Q
I = Stromstärke
U = Stromspannung
R = Widerstand
 = Amp.cm/Volt.cm2
= 1/Ohm.cm
= -1 cm-1
= S cm-1
Tauchmeßzelle
Leitfähigkeitsmeßgefäß
Leitfähigkeit
Chemische
Bezeichnung
Beispiele
Nichtelektrolyte
fast alle org.
Bindung
Keine
Atombindung
Verbindungen
Vorhanden
groß
Ionenbindung
echte Elektrolyte
Salze
Polare
Atombindung
klein
potentielle Elektrolyte
HCl, H2SO4
schwache Elektrolyte
CH3COOH
Säure und Base
stark:
HCl + H2O  H3O+ + Cl-
schwach:
CH3COOH + H2O
stark:
NaOH + H2O  Na+aq + OH-
schwach:
NH3 + H2O
CH3COO- + H3O+
NH4+ + OH-
Neutralization
CH3COOH + NH3  CH3COONH4  CH3COO- + NH4+
Ks
Kb
Bildung von FeS

Fe + S  FeS
0
0
2+ 2-
(Fe + S  FeS)
Zersetzung von Fe(C2O4)

Fe(C2O4)  Fe + 2CO2()
Ba(OH)2 + CO2  BaCO3(↓) + H2O
2Fe + O2  2FeO
0
0
2+ 2-
(2Fe + O2  2FeO)
Formalladung
Formalladung
C + O  :C
4+6 
+
O:
5 + 5
C: 2s22p2
O: 2s22p4
4 + 6 VE = 10 VE  16 VE  3 Bindungen
Mesomerie
O3
3 x 6 VE = 18 VE  24 VE  3 Bindungen
Mesomerie
Salpetersäure HNO3
24 VE  32 + 2 VE = 34 VE  5 Bindungen
24 VE  32 VE  4 Bindungen
N2O
16 VE  24 VE  4 Bindungen
FNO2
24 VE  32 VE  4 Bindungen
OCN-
16 VE  24 VE  4 Bindungen
FNO
18 VE  24 VE  3 Bindungen
Aufgaben
NH3
H2O
CO2
SO2
ClO2
B(OH)3
HCO3-
H2SO3
Chemische Bindung
Ionenbindung
Na+
Cl-
Wie entsteht NaCl aus Na(s) und Cl2(g)?
Der Born-Haber-Zyklus für NaCl
Hf = ?
Hf = ?
Der Born-Haber-Zyklus für NaCl
HGitter = ?
Hf = -411 kJ mol-1
+ e+ e-
Der Born-Haber-Zyklus für NaCl
Struktur vs Reaktivität / Thermodynamik vs Kinetik
Übergangszustand

Energie
Reaktionskinetik
Aktivierungsenergie
Edukte
Thermodynamik
Produkte
Reaktionskoordinate 
Geschwindigkeit chemischer Reaktionen
Übergangszustand
Aktivierungsenergie
Untergehende Sonne
S2O32- + H+  HSO3- + S()
Universität Erlangen-Nürnberg
KNALLERBSEN
Mischung aus KClO3 und P
2KClO3  2KCl + 3O2
4P + 5O2  2P2O5()
Exotherme Reaktion!
Universität Erlangen-Nürnberg