Chemie I Inhaltsverzeichnis / Seite - 1
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Chemie I Chemie I Link: http://netserv.ipc.uni-linz.ac.at/~helmut/chph-ss06 Prüfungstage: Di, Do um 10:30, 11:30 TNF 8. Stock Zimmer 810 Tele.: 8766 [email protected] Inhaltsverzeichnis: Atomare Weltbild Das Atom Kern Masse des Atoms Nomenklatur Massezahl Ordnungszahl Einfluss der Neutonen Relative Atommasse Elektronenschalen Relative Molekühlmasse Das Moll Gasgesetze Die Arogadi´sche Regel Boyk´sches Gesetz Cherles Gesetz Okettregel (Lewis) Atomgröße Bindungsradius Packungsradius Elektronegativität Ionisierungsenergie Skaler nach Pauli Elektronenaffinität Tendenzen Koelente Bindungen Paradebeispiel Kohlenstoff C Besonderheit von C, N, O, F Kohlenstoff Bezol Attrotropie Stickstoff Aufbau: Ausnahmen: Ammoniak Sauerstoff Flur Säure und Basen Säure Hydratation und Solvatation Basen Was passiert, wenn man Base und Säure mischt? Wann löst sich etwas mit etwas? Vergleich von Flurwasserstoff und Lithumfloried. Inhaltsverzeichnis / Seite - 1 - Chemie I Oxide, Hydoxiede Überblick Was passiert in einer wässrigen Lösung mit Oxieden / Hydroxiden? Li2O, LiOH BeO ,Be(OH)2 B2O3 , B(OH)3 OF2 Dritte Periode ,Natrium bis Argon Die Ionisationsenergie ist kleiner. Schrägbeziehung Überblickt / Trivialnamen Koordinationszahl NaO NaOH MgO SiO2 Phosphorsäure Säurestärken Clorsäure Tatologiesieren (?) Oxidationszahl Begriffe: Oxidation, Reduktion, Oxidationszahlen Keine Ahnung wo das hingehört: Mehr über das Periodensystem Vorher, das Borsche Atommodel Elektrische Energieniveau Eigenwertproblem Zustände Quantenzustände der Elemente in einem Atom Orbital Gestalt Energieniveau der Orbitale Quantenzahl Orbitale Energie der Quantenzustände Historische Energieniveaus + Wirkliche Energieniveaus Pauliprinzip Elektronen in den ersten beiden Perioden des Periodensystems Kohlenstoff, Hund´sche Regel (Gleichmäßiges Auffüllen der Schalen) Zum Kohlenstoff: Materialeigenschaften Übergangsmetalle Innere Übergangsmetalle Elektronenstrukturen Chemische Bindungen Theorien: Eine davon ist die MO – Theorie MO – Theorie für Wasserstoff ähnliche Mollkühle Linearkombination der Wellenfunktion: Bindung und Antibindung Rotationssymmetrisch auf der Bindungsachse Linearkombinationen von größeren Atomen Vorraussetzungen: Das Wasserstoff - Flur Molekühl Das Wassermolekühl Hybrid Orbitale Das Ethylenmolekühl Das Ethin / Acetylen Molekül Lokalisierte Molekül Vereinfachung, funktioniert nicht immer. Aromazität π → π* Übergänge Inhaltsverzeichnis / Seite - 2 - Chemie I Das Periodensystem Langform Kurzform Tendenzen von Atomgröße und Elektronegativität Struktur der Hauptelemente Gruppe IA, IIA, IIIA Gruppe IVA Gruppe VA Gruppe VIA Gruppe VIIA Gruppe 0 Chemische Eigenschaften Gruppe IA Die Alkalimetalle Begriffe: Gruppe IIA Die Erdalkalimetalle Die Übergangsmetalle Wie werden die Schalen aufgefüllt? Oxidationszustände Besondere Bindungsarten high spin / low spin Spektroskopie Hauptgruppe IIIA Bor, Alu, Galium, Indium, Talium IVA VA VIA C, SI / G, Zinn, Blei Sauerstoff / Schwefel Selen Xerox – Prozes Polonium Halogene VIIA Zeichen Flur Xenonfluoride Astat 0 Gruppe, die Edelgase Zeichen Physikalische Chemie Erhaltungsgrundsätze zur Erhaltung der Masse Stöchometrie zur Erhaltung der Ladung Disozion Verschieden Methoden Methode der Oxidationszahlen zum Aufstellen stöchiometrischen Redox - Gleichungen Methode der Halbreaktionen zum Aufstellen stöchiometrischen Redox - Gleichungen zur Erhaltung der Energie Bindungsenergie Reaktionsenergie E (Wichtige) Enthalpie H Begriffe: Endotherme Reaktion Exotherme Reaktion Bildungswärme Bildungsenthalpie von Jonen Bindungsenergie von zb: H2O Bindungswärme von Ethanol Bindungswärme der Atome Inhaltsverzeichnis / Seite - 3 - Chemie I Reaktionen Laufen sie spontan ab? Das heißt freiwillig? Kennwerte: - ∆H Entropie S Freie Entahalpie (Energie) G Verbrennung von Ethanol Zersetzung von N2O5 Wie weit läuft eine Reaktion ab? Begriffe: Hinreaktion Konsentration Rückreaktion Massenwirkungsgesetz Konsentrationsangaben: Beispiele für Reaktionen HCL – Synthese Verbrennung von H2 Ammoniak – Synthese: unvollständige Reaktion Wie schnell läuft eine Reaktion ab? Reaktionsmechanismen Geschwindigkeitsgesetz Beispiel Halbwertszeit Bsp.: Wasserstoff und Jod Reaktionsordnung Biomolekulare Reaktionen Smog – Reaktion Also: Beispiel: Wasserstoff – Jod – Reaktion H2 + I2 → 2HI Beispiel: Reaktion von NO durch H2 Beispiel: Bildung von HBr (eine Typische Kettenreaktion) Molekulare Stöße und chemische Reaktionen. Arrhenius – Diagramm Beschleunigung einer Reaktion durch Katalyse Ein einfacher katalytischer Mechanismus Jonen und Gleichgewicht; Säuren und Basen Was ist eine starke / schwache Säure? Umfangreiche Definition: Die ursprüngliche Definition von Arrheuius besser: noch besser: Brousted – Lowry Konjugierte Säure – Basen – Paare HCl in wässriger Lösung Methanol Praktische Anwendungen von starken / schwachen Lösungen. Pufferlösung, zu Konstanthaltung von pH – Werten. Beispiel Puffermischung Wie misst man den pH – Wert pH – Meter Indikator Methylorange – Indikator Die Titrationskurfe Farben von Indekatioren Lösungsgleichgewicht Inhaltsverzeichnis / Seite - 4 - Chemie I Chemisches Potential µ Kolligative Phänomene zu 1, Dampfdruckerniedrigung. Unlösliche Moleküle im Wasser: Genauer (S.:418): zu 2, Siedepunkterhöhung ∆Ts Begriffe zu 3, Gefrierpunkterniedrigung. ∆Tf Begriffe Zum 4, Osmotischer Druck π Elektrochemie Begriffe (schon gehört): Oxidation: Reduktion: Anode Kathode: Zb: 2 Halbellen Elektromagnetische Kraft EMK (emf) Zellenspannung Addierung Nickel – Zink – Zelle Bezugssystem (die normale Wasserstoffelektrode NHE) Spannungsdifferenz = Halbzellenpotential + 0 V Differenz zweier Halbzellen Halbreaktionen Al – H – Zelle Aufbau von Zellen aus Halbreaktionen Silber – Kupfer – Halbzelle Praktische Anwendung Trockenzelle (Zink – Braunstein) Autobatterie Alkalielemente Inhaltsverzeichnis / Seite - 5 - Chemie I Add on: 1) Erklärung des Aufbaues des Periodensystems (mit Ergebnissen aus der Quantenmechanik) 2) Übergangsmetalle (Was sind sie, welche Bindungen können sie ausbilden, betrachtet mit Kristallfeld- und MO-Theorie, Eigenschaften dieser Verbindungen,...) 1) Was ist ein Katalysator? Was verändert er, was nicht? 2.) ein Reaktionsprofil zeichnen; Wann ist eine Reaktion spontan? Was bestimmt die Geschwindigkeit? 3.) Wie kann man die freie Reaktionsenthalpie dG messen? ( keq = - R T ln dG , EMK = - dG / n F ) 4.) Was ist der Unterschied zwischen starker und schwacher Säure? Wie kann man das quantitativ erfassen? (pKs) 5.) pH-Wert einer 10^-5 molaren HCl-Lösung bestimmen 6.) Wie funktioniert eine Pufferlösung? + Puffergleichung 1) Was ist ein Katalysator? Was verändert er, was nicht? 2.) ein Reaktionsprofil zeichnen; Wann ist eine Reaktion spontan? Was bestimmt die Geschwindigkeit? 3.) Wie kann man die freie Reaktionsenthalpie dG messen? ( keq = - R T ln dG , EMK = - dG / n F ) 4.) Was ist der Unterschied zwischen starker und schwacher Säure? Wie kann man das quantitativ erfassen? (pKs) 5.) pH-Wert einer 10^-5 molaren HCl-Lösung bestimmen 6.) Wie funktioniert eine Pufferlösung? + Puffergleichung 1) Was für Bindungstypen gibt es (kovalent, vd Waals, ...) Jeden Typ genau erklären, wie er zustande kommt, wann er auftritt, warum er auftritt, plus Beispiele Genaueres zu Salzkristallen 2) Kovalente Bindung Alles über Orbitale, MO-Theorie, wann wer mit wem, warum QM-Erklärung, vom Bohr-Modell beginnend, Einführung der Quantenzahlen,... Bindungsformen (sigma, pi), Energieniveaus, HCl: welche niveaus verbinden sich da, warum grade die,... Aussehen von MO-Orbitalen: hat mich bindende und antibindende zeichnen lassen Inhaltsverzeichnis / Seite - 6 - Chemie I und schließlich: H2O, wie kommt das zustande: also Hybridorbitalzeugs 1. kollegative eigenschaften, speziell osmotischer druck (achtung formulierung: die treibende Kraft ist das chem. Potential, was von der Konzentration des Lösungsmittels abhängt und nicht: der Konzentrationsunterschied (is pingelig!) 2. Wasser, Wasserstoffbrückenbindungen (notwendige und hinreichende Bedingungen) Inhaltsverzeichnis / Seite - 7 - Chemie I 1. Warum wird Honig nicht schlecht? Am verfaulen sind Bakterien schuld, die aus einer Zellenmembran und Inhalt bestehen. Der Honig besteht aus sehr viel Zucker und wenig Wasser, beim Bakterium ist das genau umgekehrt. Das unterschiedliche chemische Potential erzeugt einen osmotischen Druck der das Bakterium austrocknet. Dann noch Phänomene aufzählen: Dampfdruckerniedrigung, Siedepunkterhöhung und Gefrierpunkterniedrigung. + wie kann man mit den 4 Sachen die molekulare Masse einer unbekannten Substands bestimmt. Aufpassen was auf Molalität und Molarität bezogen ist: Molalität = Anzahl mol der gelösten Partikel je Kilogramm reinen Lösungsmittel. Molarität = Anzahl mol der gelösten Partikel pro Liter Lösung. 2. Was ist allotropie 3. MO Theorie (sigma und pi Bindungen, delokaliesierung, hybritisierung.) Inhaltsverzeichnis / Seite - 8 - Chemie I Atomare Weltbild Das Atom Kern Hülle 10-3pm 1 –2,4 Angström ≈ 100 – 240pm 1 = 10-10m Kern Teilchen Protronen Neutronen Ladung +1 0 Masse 1.00728 1.00867 Hülle Elektron -1 0.000549 Masse des Atoms Atomare Masseneinheit u 12 Masse des Elektrons mc = . 1/1836 mpt C ... 12u Neutrales Atom heißt, dass die Anzahl von Protonen und Neutronen gleich ist. Nomenklatur Das Periodensystem 1H Sonderstellung 3Li Metall 11Na Metall 2He 1.Periode 10Ne 2. Periode 18Ar 3. Periode Edelgas 4Be 5B Metall (Metall) 12Mg 13Al Metall Metall 6C Nichtmetall 14Si Nichtmetall 7N 8O Gas 15P Nichtmetall 9F Gas Gas 16S 17Cl Nichtmetall Gas Edelgas Edelgas Massezahl: n+p = 1 H 1 2 H 1 3 H 1 Ordnungszahl: Massezahl Ist die Summe der Neutronen und Protonen Ortungszahl Ergibt sich aus der Anzahl der Protonen im Kern und definiert um welches Chemisches Element es sich handelt. 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 1 - Chemie I Einfluss der Neutonen Chemische Elemente mit unterschiedlicher Anzahl von Neutronen heißen Isotope. Die Eigenschaften von Isotopen sind im Grunde die selbe wie die von Chemischem Element. Ausnahme: Sehr leichte Atome wie Wasserstoff. Es sind auch die einzigen Isotope mit unterschiedlichen Namen, Wasserstoff, Deuterium, Tritium. Stabile Isotope Radiaktiv Dadurch, dass es Stabile Isotope gibt, ist ein chemisches Element nie rein, sondern immer ein natürliches Gemisch aus Isotopen. Relative Atommasse (Atomgewicht) Relative Atommasse ist gleich dem gewichteten Mittel an Isotopen mit einer relative Isotopen Gewicht. Beispiel: Konzept: Lewis ~1914, Atome teilen Elektronen, dass nennt man dann koelente Bindung. Konzept auch nach Lewis Elektronenschalen: Ungefüllte Schale Gefüllte Schale Energetisch günstiger Zustand Wie kann man Schalen füllen? Elektronen kann man: • aufnehmen • abgeben • teilen Relative Molekülmasse (Molekülgewicht) Ist die Summe der einzelnen Atommassen. Die Bindungsenergie wäre laut Einstein zwar auch Masse, die fällt aber nicht ins Gewicht. Beispiel: Blatt 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 2 - Chemie I Das Moll: 12 Ist die Anzahl von Elementareinheiten die 12g C enthalten. 23 Man erhält eine Zahl : 6,022 * 10 Molekühle/Mol auch genannt die Avogado´sche Zahl. 1 Mol H2 = 2,016g Beispiel: 100g C sind wie viel Mole? 100g C / 12,011 g/mol = 8,33 mol C Hüpotetische Reaktion: C + 4H => CH4 C + 2H2 => CH4 4 * 8,33 => 33,3 Mol H 2 * 8,33 => 16,66 Mol H2 Brauche ich. 33,6 g H2 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 3 - Chemie I Gasgesetze Bei dem “Idealen Gas” treten keine Wechselwirkungen auf. Die einzigen Eigenschaften der Teilchen • Sie können zusammenstoßen • Sie haben Masse aber kein Volumen Die Arogadi´sche Regel Gase mit dem gleichen Volumen / Temperatur / Druck haben die gleiche Molzahl. Zb N2 + 3H2 => 2NH3 Boyk´sches Gesetz p * V = konst Cherles Gesetz Pro Grad C nimmt das Volumen eines idealen Gases um 1/273 seines Volumen, bei 0 °C, zu. Das führt zu einer neuen Skaler von Kelvin. T(k) = t(°C) + 273,15K Alle Gesetze kombiniert ergibt: PV = n*R*T R: allgemeine Gaskonstante mit 0,0831 l bar K-1 mol-1 1 Mol hat immer das selbe Volumen: 22,4 l / mol 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 4 - Chemie I Boyk´sches Gesetz Cherles Gesetz Okettregel (Lewis) Ist der Erste Versuch, von Lewis, ein Atom mit seinen Elektronen Schalen und Elektronen darzustellen. Die Schalen waren als Würfel gezeichnet, und die Elektronen als Eckpunkte. Atomgröße Zwei Begriffe: Bindungsradius Packungsradius Radius bei: (Vollkugeln) metallischen / kovalenten Binung (grau) nicht gebunden Atomen Packungsradius | Bindungsradius 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 5 - Chemie I Tendenzen • Höher Kernladung ergibt eine Höhere Anziehungskraft auf die Elektronen. Die Elektronenhülle wird kleiner. • Die Radien nehmen von links nach rechts ab. • Die Erste Schale ist kleiner als die Zweite Schale. Elektronegativität Ist die Tendenz die Elektronen an sich zu ziehen. + - Ionesierung: Li => Li + e 2+ Be => Be + 2e F + e => F Alkalimetalle (erste Gruppe im Periodensystem) Erdalkalimetalle Halogene (nimmt nichts auf) Fluarid - ion Die mittleren Elemente Teilen gerne Elektronen. (Richtig?) Ionisierungsenergie Ist die Energie die man braucht, um ein Elektron aus dem Verband zu schlagen. Tendenzen Die Ionisierungsenergie sinkt mit der Periodenzahl, weil die Elektronen nur die netto Kerne spüren und die Schalen sind weiter weg. • Elemente mit kleiner Elektronegativität sind meistens Metalle. 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 6 - Chemie I • Salz des Flurs Elektronenaffinität Ist die Energieabgabe, wenn ein Elektron in der Schale aufgenommen wird. • Skaler nach Pauli (wer die Elektronen mehr zu sich zieht) • Aufbau: Element mit der kleinsten Elek.affinität hat den Wert 1, das Element mit der größten Elek.affinität hat den Wert 4 • Wie bestimmt man das? Wenn 2 Elemente koelente Bindungen bilden, zieht das Element mit der größeren Elek.negativität die Elektronen näher an sich. Die Verschiebung der Symmetrie kann man messen. 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 7 - Chemie I Tendenzen • Elemente mit ähnlicher Elektronegativität bilden kovalente Bindungen. Zb.: C – H • Elemente mit extremer Elektronegativität bilden ionische Bindungen. Zb.: Li – F (als Salz, gasförmig ist es eine kovalente Bindungen) • Beim Übergang bilden sich kovalente Bindungen mit ionischen Karrhakteer. 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 8 - Chemie I Koelente Bindungen • Elektronen werden gerne Geteilt. Paradebeispiel Kohlenstoff C • Wie schaut es mit den Elektronen aus? Sie stoßen sich so weit wie möglich ab, und dass führ zur Vatence Electron Pair Repuision Theory. (VSEPR) • Methan Ist sehr Symmetrisch und hat daher keinen Dipol. 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 9 - Chemie I • Was hält nun aber ein Kondensat von CH4 oder Edelgasen zusammen? Dipolkräfte können es nicht sein. • Antwort: Van der Walskräfte Im Mittel ist die Jonenwolke symmetrisch, aber es kommt immer wieder zu fluktuativen Dipolmomenten. • So was nennt man dann V.d.W.kristalle Zb.: C60 • Je größer ein Molekül ist, desto mehr Einfluss hat die V.d.W. Kraft. Besonderheit von C, N, O, F Kohlenstoff • Diese Elemente können auch 2 und 3-fach Bindungen haben. • Trivialnamen: Ethan Etylen Acetylen • Jupack * : Ethan Ethen Ethin *(aus dem Namen ist die Stucktur ersichtlich) • Höhere Schalen gehen nicht gerne Doppelbindungen ein, weil die Atome schon zu weit entfernt sind. 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 10 - Chemie I • Bezol • Hat die Besonderheit, symmetrisch zu sein, obwohl die Doppelverbindungen näher zusammen sein sollten als Einfachverbindungen. • Die Elektronen sind über den ganzen Ring delokalisiert, dass führt zu einem energieärmeren Zustand. • Delokalisierungsenergie bei C6H12 : 167kJ/Mol • Folgen von C Bindungen, mit abwechseln einfach und zweifach Bindungen nennt man Aromatische Verbindungen I I I …= C – C = C – C = C – .... I I • Aromatische Moleküle gehorchen der 4n + 2 Regel. z.B.: C6H6 ist nicht aromatisch. • Allotropie Elemente können bei gleichem Aggregatzustand ihn ihrer Struktur und somit auch in ihrem chemischen Verhalten völlig unterschiedlich sein. • Bestes Beispiel ist Kohlenstoff C, der sowohl als Grafit (weich und elektrisch leitend) als auch als Diamant (hart und nicht elektrisch leitend) vorkommt. • Zu Grafit: Leitet Strom in einer zwei dimensionalen Schicht, weil die Elektronen in den Ringen delokalisieren sind. Die Schichten werden von kleinen V.d.W Kräften zusammen gehalten. D.h. die Schichten sind leicht gegeneinander verschiebbar. • Durch die Dipolwechselwirkung kondensiert CH4 erste bei –164°C (Wasserstoffbrücken?) 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 11 - Chemie I 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 12 - Chemie I Stickstoff • Aufbau: • Das einsame Elektronenpaar liegt näher am Atomkern und drückt den Winkel von geometrischen 109,5° auf 107° • Stickstoff hat ein Dipolmoment von 1,47D • Durch diese Dipolwechselwirkung kondensiert NH3 erste bei –33°C (Wasserstoffbrücken?) •Ausnahmen: Ammoniak NH3 und einem Proton ergibt ein Ammonium Jon, auch genannt Isoelektronisch. • Wie schaut das Stickstoffmolekühl aus? |N≡N| wobei | ein einsames Elektronenpaar ( : ) ist • Stickstoff bildet genau wie C Ketten. Sauerstoff • Bild • In Verbindung mit Wasserstoff • Das Dipolmoment eines Wassermoleküls ist sehr groß. Wasserstoffbrückenbindungen +/- Parzialladung • Welche dann entstehen, wenn positiv geladenes Sauerstoffatom, ein einsames Elektronenpaar, und Wasserstoffatom aufeinander treffen. Das führt zu höheren Schmelz- und Siedepunkten. Diese Bindungen sind auch verantwortlich dafür, dass Eis eine Diamantstruktur hat die wiederum zur Anomalie des Wasser führt. Größte Dichte bei +4°C. Weil die Klaster nicht sofort zusammen brechen 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 13 - Chemie I Flur • Hat die Höchste Elektronegativität von 4. • In Verbindung mit Wasserstoff ist jonisch. • Es gibt wieder Wasserstoffbrücken, die sind aber nicht so stark wie bei Wasser. Warum: 3:1 2:2 1:3 Andockstellen Passen zusammen. 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 14 - Chemie I Säure und Basen Säure + Def.: Eine Substanz, die den Gehalt von H erhöht, nennt man eine Säure. (zb. Flusssäure) • Dissoziation : Aufspaltung in verschiedene Ladungen. Chemische Form Dynamisches Gleichgewicht HF Nicht dissozierte Form - F +H + dissozierte Form • Hydratation und Solvatation Bei Hydratation umhüllen die negativ geladenen Sauerstoffköpfe des Wassermoleküls das positive freie Proton. (allgemeiner Begriff: Hydratation) Bei Solvatation umhüllen die positiv geladenen Wasserstoffarme des Wassermoleküls das (allgemeiner Begriff: Solvatation) freie Flurjon. Es kann mehrere dieser Hüllen geben, das hängt von der stärke der Ladung ab. Also müsste man eigentlich schreiben: HF + (n + m) H2O + + H + H20 → H30 + - H (H2O) * n + F (H20) * m das ist ein H mit einer Hülle aus H20 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 15 - Chemie I Basen - Def.: Eine Substanz, die den Gehalt von HO erhöht. Bsp.: + LiOH → Li + OH - Vollstendige dissorzion. • Was passiert, wenn man Base und Säure mischt? Neutralisation + - HF → H + F + LiOH → Li + OH + - + H + F + Li + OH + LiF → Li + F - + - → H2O + Li + F + → H2O + Li + F Säure und Base ergeben Salz und Wasser. Sonderfall: NH3 in Wasser H2O + H + OH - Dissozion des Wassers. + NH3 + H → NH4 Als Konkorenz zu Wasser für das Protron. Wenn eine Reaktion gleichzeitig Abläuft, dann kann man sie addieren. NH3 + H2O + NH 4+ OH - • Wann löst sich etwas mit etwas? Salz löst sich in Wasser, wenn das Salz dadurch an Energie gewinnt. Energielieferer ist die Hydratisierung. Also lösen sich nicht alle Salze in Wasser. Wasser (polar) und Benzol (unpolar) lösen sich nicht. Man könnte sagen gleich und gleich gesellt sich gern. 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 16 - Chemie I • Vergleich von Flurwasserstoff und Lithumfloried. => In Gasphase hat man nur mehr Kovalente Bindungen, davor kann es noch jonentrasfär geben. • Struktur von metallischen Lithum Unterschied, wenn man Metallgitter / Salzgitter verschiebt, darum also Salz verformbar und Salzkristalle brechen. Oxide, Hydoxiede • In Wasser sauer oder basisch? • Def.: Oxide: Hydoxide: XxOy Xx(OH)z Wobei Xx ein Element aus der Zweiten Periode ist. • Bsp.: BeO, Be(OH) 2 Das eine läst sich zum anderen machen: BeO + H2O Be(OH) 2 • Überblick Oxide Li2O Lithiumoxid BeO Berylliumoxid B2O3 Boroxid HB(OH)4 CO2 Kohlendioxid Distickstoffperoxid N2O5 OF2 Sauerstoffdiefloried Hydroxine LiOH Lithiumhydroxid Be(OH)2 Berylliumhydroxid B(OH)3 Borsäure H2CO3 Kohlensäure HNO3 Salpetersäure ---------existiert nicht (weil nicht das O, sondern F das elektronegativere Element ist) 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 17 - Chemie I • Was passiert in einer wässrigen Lösung mit Oxieden / Hydroxiden? • Bei Hydroxiden gibt es zwei Möglichkeiten. Es kommt darauf an, wie Elektronnegativ der Teil vor der OH Bindung ist. Geringe Elektronegativität + X – O – H → X + OH Höhere Elektronegativität - - X–O–H→X–O +H → Base + → Säure • Li2O Lithiumoxid, LiOH Lithiumhydroxid + Li2O + H2O → Li + 2OH + LiOH → Li + OH - • BeO Berylliumoxid (Macht Jonenkristalle), Be(OH)2 Berylliumhydroxid 2+, Be 2- O + Wasser(oder Wasserstoff) kovalent + 2+ Löst sich in Säure: BeO + 2H → Be (Basischen Karakter) und Basen: + H2O - BeO + 2OH + H2O → Be(OH) (hier reagiert es sauer) 2- 4 • Das nennt man amphoteres Verhalten. Eindeutig saures/basisches verhalten, findet man links und rechts des Periodensystems, dazwischen kann es zu diesen Zwitterfällen kommen. • Also hängt die Definition, ob es sich um eine Säure oder Base handelt von der Umgebung ab. • Dieses Verhalten kommt beim Übergang von Metallen zu Nichtmetallen vor. • B2O3 Boroxid, B(OH)3 Borsäure • unregelmäßige Kristallstruktur ohne fixen Schmelzpunkt (Typisch für Glas) - • B2O3 + 5H2O → 2 B(OH) 4 + 2H Saueres Verhalten + Borat Jon • Verdünnte Borsäure ist so mild, dass man damit Chemikalien aus dem Auge auswaschen kann. Ein bisschen zu spät gekommen aber nachgelesen... 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 18 - Chemie I • CO2 Kohlendioxid, H2CO3 Kohlensäure • CO2 und CO1 sind kleine Molekühle eines Gases. • Wenn man dem CO eine Proton dem O entreisen könnte und es zum C Atom dazu geben würde, bekämen wir N2. • CO ist giftig weil es sich dort festsetzt, wo der Sauerstoff beim Blut sitzt und nicht mehr weg geht. (Blutaustausch) Sonnst ist CO eigentlich ein träger Stoff. CO2 + H2O → H2CO3 :N ≡ N: und :C ≡ O: sind isoelektronisch. • Bild Kohlensäure / Hydrogencarbonat / Carbonar – ion Beim Carbonar gibt es verschiedene möglichkeiten die doppelbind anzugaben, (resonanzstrucktrieung) Die Elektronen sind über die drei kovalente bindungen delokalieseirt, wie beim Benzol. Damit ist das hydrogenkarbonat eine ein bisschen stärkere Säure, als sie eingentlich sein sollte, weil sie das proton gerne abgeben würde, um in einen stabileren zustand zu kommen. • N2O5 Distickstoffperoxid, HNO3 Salpetersäure N2O, NO NO2 (braun) N2O5 NOx Gase Feststoff (explosiv) • Weil NOx die Elektronen teilt und nicht vollständig abgibt, führt man die Oxidationszahl – Stufe ein, die von +1 bis+5 variert. • Mit Wasser ergibt das dann die Salpetersäure. Bild(Seite:84) N2O5 + H2O → 2HNO3 Salpetersäure dissoziiert Wasser vollständig in Protonen und Nitrationen. + HNO3 → NO3 + H • Die Landefähre vom Apollounternehmen benutzte zum Teil Stickstoffoxid als Antriebstoff. Hydrazin und Methylhydrazin sind beide hypergol (entzündet sich spontan). Man braucht kein Zündmechanismus. • Bild: Rend von Oxide • OF2 Sauerstoffdiefloried • F – O – H existiert nicht - + OF2 + H2O → 2F - 2H + O2 • zur Ergänzung instabiler F–O–F F–O–O–F • Wie wirkt sich der Unterschied in der Elektronegativität aus? Es bilden sich entweder Metall- oder Salzstrukturen. Die sich dann unterscheiden in: • Leitfähigkeit • Verformbarkeit / Sprödigkeit • Wärmeleitfähigkeit • Absorbtionsverhalten 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 19 - Chemie I • Zusammendfassend für die zweite Periode (Bild) Säure und Basiche Oxide Trens Ende Karpitel 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 20 - Chemie I • Dritte Periode ,Natrium bis Argon • Die zwei wichtigsten Parameter für das Verhalten, ist die Elektronegativität und die Atomgröße. • Durch die Atomgröße werden die äußere Elektronen nicht so stark festgehalten. S.99 • Die Ionisationsenergie ist kleiner. S.100 • Die Elektronegativität ist dann auch niedriger. S.101 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 21 - Chemie I • Schrägbeziehung der Oxiede Jedes Oxid der Elemente in der dritten Periode gleicht dem Oxid des Elementes links darüber. • Überblickt / Trivialnamen Oxide Na2O Natriumoxid MgO Al2O3 Magnesiumoxid Aluminiumoxid SiO2 Siliziumdioxid P2O5 SO3 Cl2O7 Phosphorpentoxid Schwefeltrioxid Dichlorheptoxid Hydroxine NaOH Natriumhydroxid Ätznatron Natronlauge Tonerde Rubin Saphir Smaragd Amethyst Topas Quarz Mg(OH)2 Al(OH)3 Magnesiumhydroxid Aluminiumhydroxid H4SiO4 Kieselsäure H3PO4 H2SO4 HClO4 Phospohrsäure Schwefelsäure Perchlorsäure • Koordinationszahl Ist die Ahnzahl der Atome um ein Zentralatom (bzw Molekühl oder Jon) Mit der Zunahme der Atomgröße nimmt auch die Koordinationszahl zu. Nitrat - Ion Koordinationszahl 3 Phosphat – Ion Koordinationszahl 4 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 22 - Chemie I • In der Dritten Periode sind die Hydrathüllen größer. S.105 • NaO Natriumoxid, NaOH Natriumhydroxid + NaOH → Na + OH • MgO Magnesiumoxid löst sich in: + 3+ Säure Al(OH)3 + 3H + 3H2O → Al(H2O) 6 3Base Al(OH)3 + 3H → Al(OH) 6 • SiO2 Siliziumdioxid (in Vergleich mit CO2) •CO2 ist ein Gas. • Das Silizium Atom ist großer und bildet lieber Silikattetraeder (ein Festkörper) S.107 • Silizium bildet die Gruppe der Silikate 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 23 - Chemie I • Vorkommen Einfachkette Doppelkette (Asbest) Schichten (Ton, Glimmer) S.109 • Ton S.109 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 24 - Chemie I • Dreidimensionale Anordnung Bildet Eisstruktur. Si – Atome können auch durch andere Atome ersetzt werden. (Feldspart) S.111 • Quarzglas S.112 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 25 - Chemie I • Molekülstruktur der Elemente S.113 • Säuren S.115 • Wie schaut es mit den Ionen aus? Delokaliesierung S.114 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 26 - Chemie I • Säurestärken (abnehmend nach unten) • Elektronegativität HClO4 Perchlorsäure H2SO4 Schwefelsäure H3PO4 Phosphorsäure H4SiO4 Kieselsäure • Mehrstufige Dissoziation H3PO4 Phosphorsäure H2PO4 Dihydrogenphosphat 2HPO4 Hydrogenphosphat 3PO4 Phosphat H2SO4 Schwefelsäure HSO4 Hydrogensulfat 2SO4 Sulfat HClO4 Perchlorsäure ClO4 Perchlorat • Säuren mit weniger O-Atomen HClO4 Perchlorsäure HClO3 Chlorsäure HClO2 Chlorige Säure HClO Hypochlorige Säure HNO2 Salpetrige Säure H3PO3 Phosphorige Säure H2SO3 Schwefelige Säure • Säuren ohne Sauerstoff HCl Salzsäure H2S Schwefelwasserstoff • Clorsäure S.116 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 27 - Chemie I • Wie schaut es mit den Ionen aus? S.116 • Tatologiesieren (?) • Oxidationszahl Welche Ladung hätte das zentrale Atom bei vollständigen Ladungstransfähr? Es ist eine ganze Zahl. • Begriffe: OZ.: • Beispiel H ÷ Cl +1 -1 Oxidation, ist Elektronen Abgabe. Reduktion, ist Elektronen Aufnahme. hat die Oxidationszahl 0 • Bei Reaktionen + OZ.: - Na + ½ Cl2 → Na Cl 0 0 +1 -1 • Die Oxidationszahlen von OZ.: • Beispiel -2 SO 4 +6 -8 Saustoff (O) ist immer –2, außer bei F,O2 Wasserstoff (H) immer +1, außer bei Metallhydrieden, H2 hat die Oxidationszahl 0 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 28 - Chemie I Keine Ahnung wo das hingehört: 1 bis 7 Kapitel / Seite: - 29 - Chemie I Mehr über das Periodensystem • Die Erklärung liefert die Quantenmechanik • Vorher, das Borsche Atommodel • Wellenteilchen Dualismuss • Wegen der Wellenlänge des Atoms, kann es nur bestimmte Bahnen geben. -34 E=h*v λ=h/m*v h … plarch´sche Konstante 6,62618 * 10 - e : 100pn… ~pm 2rπ = nλ = n * h / m * v n ... Quantenzahl rn = n² * a0 a0 … FZ, und und • Hüllenabstand En = - E0 / n² E0 ... Ladungsabstand = -1310 kJ / Md für Wasserstoff 7 bis 8 Kapitel / Seite: - 1 - Chemie I • Elektrische Energieniveau → Das stimmt aber nur für Wasserstoff. + Es beschreibt aber gut Wasserstoff endliche Atome, zb He . • Eigenwertproblem Schrödingergleichungen H*Ψ=E*Ψ H ... Eigen- /Wellenfunktion E ... Eigen- /Wellenwerte Ψ² ist die Aufenthaltswarscheinlichkeit für das Elektron. Was ist das Problem der Quantenmechanik? Was ist die Lösung? (Sollte man wissen) n ... Hauptquantenzahl l ... Nebenquantenzahl m ... Manetischequantenzahl 1, 2, 3, ... < n (zb: n = 1 dann ist l = 0) -l ... 0 ... +l Für l = 0, 1, 2, 3, 4, ...gibt es besondere Namen. Orbitale: s, p, d, f, g, … das sind die Grundzustände, es gibt natürlich mehr Orbitale. • Zustände S.148 7 bis 8 Kapitel / Seite: - 2 - Chemie I • Quantenzustände der Elemente in einem Atom Letzte Zahlenreihe sind die Orbitale. • Orbital Gestalt • Energieniveau der Orbitale 7 bis 8 Kapitel / Seite: - 3 - Chemie I • Quantenzahl • Orbitale 7 bis 8 Kapitel / Seite: - 4 - Chemie I • Energie der Quantenzustände • Historische Energieniveaus + wirkliche Energieniveaus Erklärung für´s Psys. Bild dreickesbezihung Erklärung für´s Psys. • Was hat das mit den Schalen zu tun? • Pauliprinzip Alle Teilchen müssen sich mindestens in einer Quantenzahl unterscheiden. Jetzt müssten bei s1 2 Elektronen sein. Das führt zur vierten Quantenzahl, den Spin (s), die die Werte ± ½ annehmen kann. Die Teilchen heißen Ferjonen. 7 bis 8 Kapitel / Seite: - 5 - Chemie I • Elektronen in den ersten beiden Perioden des Periodensystems • Kohlenstoff, Hund´sche Regel (Gleichmäßiges Auffüllen der Schalen) • Zum Kohlenstoff: • Nimmt den Zustand C1s²2s²2p² nur an, wenn ein Kohlenstoff alleine Isoliert ist. • Bei Bindungen wird ein Elektron aus dem s Orbital auf das p Orbital angehoben. Die beiden Orbitale vermischen sich. Sogenannte Hybridorbitale. 7 bis 8 Kapitel / Seite: - 6 - Chemie I • Orbitalschema des Perodensystems • Materialeigenschaften • Übergangsmetalle Haben untereinander ähnliche Eingeschafften, können aber leicht unterschieden werden. • Innere Übergangsmetalle Haben sehr ähnliche Eingeschafften und können nicht mehr so leicht unterschieden werden. Warum: Von außen schauen die Orbitale gleich aus, wenn die Inneren Orbitale aufgefüllt werden, macht das keine Änderung aus. (S.:156) 7 bis 8 Kapitel / Seite: - 7 - Chemie I Mit elektronen auffüllen hat einfluss auf energie, aber nicht undbedings auf geometire, darum waren die inneren übergangsmettalle lange unbekannt. 7 bis 8 Kapitel / Seite: - 8 - Chemie I • Elektronenstrukturen (der Elemente 1 bis 36) Ausnahmen: 24, 29, 41, 42, 44 bis 47, 79. Halb (5 e ) und ganz (10e ) gefüllte Schalen sind energetisch günstiger. 7 bis 8 Kapitel / Seite: - 9 - Chemie I Chemische Bindungen (wie kommt es dazu?) • Theorien: (gehen an besten mit Vereinfachungen) Man geht zb von den existierenden Atomen aus. Man verschmilzt die Atomorbitale zu Molekülorbitale. • Eine davon ist die MO – Theorie Die Anzahl der Orbitale bleibt nach der Linearkombination gleich. • MO – Theorie für Wasserstoff ähnliche Mollkühle + + das sind H2 , H2, He2 , He2 • Linearkombination der Wellenfunktion: • Bindung und Antibindung Knotenfläche : Ψ² = 0 • Rotationssymmetrisch auf der Bindungsachse sogenannte δ - Orbitale zb.: δ b s b ... Bindend s ... aus s Orbitalen gebildet * * ... antibindend s ... aus s Orbitalen gebildet zb.: δ s 9 Kapitel / Seite: - 1 - Chemie I (S.:173) * das Bild liegt falsch Orbitale haben unterschiedliche Molekühle. (eher umgekehrt?) Mit Elektronen anfüllen. 9 Kapitel / Seite: - 2 - Chemie I • Linearkombinationen von größeren Atomen Zb 2 Periode also auch p Orbitale. Vorraussetzungen: • Nähe Man braucht sich nur um die äußerste Schalen, weil sie sich nicht näher kommen dürfen. • Ähnliche Energie • Symmetrie Ladung entlang der Verbindungsachse geht nicht geht schon => ergibt π - Orbital (S.: 175) • Knotenregel: Je mehr Knoten, desto höher ist die Energie. Entartete Gleiche Energie π orbitale, haben min eine Knotenfläche. 9 Kapitel / Seite: - 3 - Chemie I • Anzahl der Knoten und Energie in Wellen und Orbitalen. (S.:177) • s und b Orbital • Energieniveaus bei einfachen zweiatomigen Molekülen (S.:178) 9 Kapitel / Seite: - 4 - Chemie I was stimmt, MO th. Oder Louis? B2 → Wiederspruch zur Louis – Schreibweiße O2 → Wiederspruch zur Louis – Schreibweiße Triplett – Sauerstoff, O2 im Grundzustand zwei ungepaarte e Singlet – Sauerstoff, Elektronen in einer höheren Schale Reaktiv - Zerstört organisches Gewebe und Solarzellen. (S.: 179) • Das Wasserstoff - Flur Molekühl • Das Ergebnis zweier Atome liegt energetisch an der Summe der Ausgangsatome. • Einfluss der Elektronegativität (S.:180+181) 9 Kapitel / Seite: - 5 - Chemie I • Das Wassermolekühl Zur Vereinfachung schaut man sich zuerst die lokalisierten Molekülorbitale von nur 2 Atomen an. Was Stimmt da nicht? 9 Kapitel / Seite: - 6 - Chemie I • Hybrid Orbitale * hier gehört Bild hin. • 2 Periode • Bestes Beispiel Kohlenstoff 9 Kapitel / Seite: - 7 - Chemie I • Anzahl der Orbitale bleibt erhalten. t1 = s + px + py + pz t2 = s + px - py - pz t3 = s - px + py - pz t4 = s - px - py + pz Spezialname: sp³ - Orbital • Bild Methan hybridesierung • Wasser • Das Ethylenmolekühl => sp² - Hybridorbitale • Die Doppelbindung ist nicht frei drehbar. 9 Kapitel / Seite: - 8 - Chemie I • Das Ethin / Acetylen Molekül H–C≡C–H => sp – Orbital • Wo gehört das hin 9 Kapitel / Seite: - 9 - Chemie I • Lokalisierte Molekül Vereinfachung, funktioniert nicht immer. • Falle wo es zu Delokalisierung kämme. • Resonanz / Aromatizität • Benzol → sp² - Hybritisienung • Resonanzstruktur, Mittlung der Extremwerte 9 Kapitel / Seite: - 10 - Chemie I • Energetische Abfolge • Aromazität Abwechselt Doppel und Einfachbindungen (konjugierte Doppelbindungen) sind energetisch günstiger ( aromatisch) ,wenn sie nach der Hückel – Regel immer 4n + 2 π Elektronen besitzt. 9 Kapitel / Seite: - 11 - Chemie I • π → π* Übergänge (S.: 192) ( Anthracen ist dann schon so groß, das blau weg absolviert wird und orange, die Komplementärfarbe überbleibt.) 9 Kapitel / Seite: - 12 - Chemie I Das Periodensystem • Langform • Kurzform 10 Kapitel / Seite: - 1 - Chemie I • Tendenzen von Atomgröße und Elektronegativität 10 Kapitel / Seite: - 2 - Chemie I • Struktur der Hauptelemente • Gruppe IA, IIA, IIIA Käfigstruktur 74% des Volumens sind die Atome. (S.:207) 10 Kapitel / Seite: - 3 - Chemie I • Gruppe IVA • Kohlenstoff Diamant: Das Fehlen von freien Elektronen macht den Diamanten farblos. Die delokalisierte Elektronen zerstreuen das Licht in viele kleinere Wellen, Grafit: das macht den metallischen Glanz. • Bewegliche Elektronen, Farbe und Metallglanz • Silicium, Germanium, Zinn Bilden alle Diamantstrukturen. Die Farbe wird immer grauer. Zinnpest: Kälte läst Zinn – Gegenstände teilweise von grauen Zinn in weißen Zinn übergehen, der bei Raumtemperatur in ein nichtmetallisches Pulver zerfällt. • Blei Bildet metallisch dichteste Kugelpackung. 10 Kapitel / Seite: - 4 - Chemie I • Gruppe VA Hat drei ungepaarte Elektronen. • Stickstoff: Das Atom ist klein genug, dass sich N2 - Moleküle bilden können. • Phosphor: Ist zu groß für eine Dreifachbindung. Weißes Phosphor: Ist ein tetraedrisches P4 – Molekül, das fest, flüssig und gasförmig vorliegt. Schwarzer Phosphor: Macht eine gewellte Grafitstruktur, mit beweglich Elekronen. • Arsen As und Antimon Sb Verhalten sich wie Phosphor zwei allotrope Formen. Nur die Farben sind anders (As: Grau, Sb: blau schimmernd) • Bismut Bi: Bildet eine Schichtenstruktur mit weißen Metallischen Glanz. • Gruppe VIA Hat zwei ungepaarte Elektronen. • Sauerstoff: Das Atom ist klein genug, dass sich O2 - Moleküle bilden können. • Schwefel: Ist schon so groß, dass es nur noch Ringe aus 8 Atomen bilden kann, die dann den gelben kristallinen Schwefel bilden. • Selen: Der dunkle amorphe sind aufgebrochene Ringe, die sich zu einer schraubenförmige Ketten. Bildet achtgliedrige Ringe und endlos schraubenförmige Ketten. Auf der Kette sind die Elektronen delokalisierte also ist Se ein eindimensionales Metall. • Tellur: Bildet nur die eindimensionale Kettenform. • Poloniums: Hat eine Kristallstruktur die schwer zu ermitteln ist, weil man sie dabei zerstört. 10 Kapitel / Seite: - 5 - Chemie I • Gruppe VIIA • Alle sind Halogene die je nach Atomgroße ein oder zweiatomige Moleküle bilden, die je nach Molekülgröße bei Raumtemperatur fest(I2 und At2), flüssig(Br2) oder gasförmig(F2, Cl2) sind. • Jod: Der Jodkristall hat einen metallischen Glanz. Die Elektronen werden also vom Kern nicht so festgehalten. • Gruppe 0 • Edelgase sind alle einatomig. • Chemische Eigenschaften • Gruppe IA Die Alkalimetalle • Zeichen: Ein freies Elektron. • Reducktionsmittel, werden Oxidiert • Wird durch Salzschmelzanalyse gewonnen. • Begriffe: Kathode: Anode: Reducktion Oxidation + - K +e →K Cl → ½ Cl2 + e • Kalium entzündet sich im Wasser, und bildet Säuren. 10 Kapitel / Seite: - 6 - Chemie I • Gruppe IIA Die Erdalkalimetalle • Zeichen: Zwei freie Elektronen. • Wird auch durch Salzschmelzanalyse gewonnen. + + Oder durch: 2Na + Mg² → 2Na + Mg • Die Übergangsmetalle • Wie werden die Schalen aufgefüllt? Nach der Hunischen Regel, erst ungepaart und dann gepaart. 10 Kapitel / Seite: - 7 - Chemie I • Oxidationszustände (S.:213) Gepaarte Elektronen werden ab Eisen weniger gerne abgegeben. (S.:216) Die 5the Periode ist kleiner als die 4the Periode, aber gleich groß wie die 6the Periode. Warum, durch die inneren Übergangsmetalle → Lanthanoidenkontraktion. 10 Kapitel / Seite: - 8 - Chemie I (S.:217) • Besondere Bindungsarten Komplexbindung Übergangsmetallkomplexe Zentralatom / ion • Liganden: Können e Paare zur Verfügung stellen. (S.:218) 10 Kapitel / Seite: - 9 - Chemie I • Mehrzähnige Liganden Diese Übergangsmetalle sind sehr farbintensiv. Es braucht unterschiedliche Energienevos um Licht zu absolvieren. Grund dazu sind die d – Orbitale. 10 Kapitel / Seite: - 10 - Chemie I • Aufspaltung wird bestimmt durch die Legandenstärke. 10 Kapitel / Seite: - 11 - Chemie I • high spin low spin Komplex • Spektroskopie 10 Kapitel / Seite: - 12 - Chemie I • Hauptgruppe IIIA • Zeichen: Drei freie Elektronen. • Bor: Bildet starke kovalente Bindungen mit N und C. zb: Cardide B4C → ein Schleifmittel Bornitrid BN • Alu: Glänzt immer schön, weil es sich beim Kontakt mit O2 oder H2O sofort mit einer dünnen AlOxidschicht überzieht und das weiter Aluminium vor der Oxidation schützt. • Galium: Hat den niedrigen Schmelzpunkt von 30°C. • Indium: Indium – Zinn - Oxid → ITO, ist elektrisch leitend und wird in den Bildschirmen benutzt. Das Indium wird auf der Erde bald mal zuneige geben. • Talium: Ist ein giftiges Salz, das als Rattengift benutzt wird. 10 Kapitel / Seite: - 13 - Chemie I • IVA •C Kohlenstoff ist in der Diamantstruktur ein nichtleiter. • SI / G Silizium und Germanium sind Halbleiter, auch wenn sie eine Diamantenstrucktour haben, weil die Atome großer sind und ihre e nicht so festhalten. • Einlagern von Fremdatomen: Diese Anordnung kann man als Gleichrichter von Strom verwenden, weil der Strom nur von Links nach Rechts fliesen kann. Anders würde er die e - Löcher vom Aluminium und die Überschüssigen e vom Phosphor trennen und der Stromfluss versiegen. (S.:225) • Zinn Ist ein Metall • Blei Ist auch ein Metall, und ist giftig. 10 Kapitel / Seite: - 14 - Chemie I • VA • Da sind die meisten Elemente schon besprochen. • Treibstoff der Zellen 10 Kapitel / Seite: - 15 - Chemie I • Pyridin, erzeugt von Bakterien. • Arsen: Ist giftig, weil es sehr ähnlich Eigenschaften wie Phosphor hat. Es wird vom Körper verwechselt und eingelagert, wo es dann wichtige Prozesse blockiert. • Antimon & Bismut: Wird für Legierungen genommen, weil es sich beim verfestigen ausdehnt. • VIA • Sauerstoff / Schwefel schon besprochen. • Selen: Ist hier die grenze zwischen Metall und Nichtmetall. Weiters ist es ein eindimensionaler Halbleiter. Es bildet Ketten, an dehnen sich e entlang bewegen können, es aber sehr viel Energie bräuchte, um sie aus der Kette raus zu bringen. Diesen Effekt benutzt man für den Xerox – Prozes. 10 Kapitel / Seite: - 16 - Chemie I • Xerox – Prozes . (S.:233) • Polonium: Ist Radioaktiv. Es kommt in der Natur nicht vor. Man hat mal versucht damit Zündkerzen zu betreiben. • Halogene VIIA • Zeichen: Es sind alle Nichtmetalle. Oxidationszustand ist –1 weil nur ein e noch aufgenommen werden kann. F, Cl, Br können auch positive Ox.zustände annehmen. Meistens kommen Halogene in Salzen mit Metall - Kationen vor. Die Wasserstoffsäuren nehmen mit der Größe des Atoms zu. Zb.: HF, HCl, HBr, HI Alle Säuren bis auf HF sind in Wasser vollständig Dissoziiert. Halogene sind zu reaktiv, um in der freien Natur existieren zu können. Sie verbinden sich mit jedem Element, außer mit Edelgasen. (Ausnahme: Flur) 10 Kapitel / Seite: - 17 - Chemie I • Flur: Ist als einziges Element elektronegativer als Sauerstoff, und kann sogar eine Bindung mit Edelgasen eingeben. (in F Gas kann man Holz anzünden) • Xenonfluoride ((VSEPR- Theorie) • Astat: Ist Radioaktiv. (Mitschrift nicht eindeutig) • 0 Gruppe, die Edelgase • Zeichen: Diese Elemente gehen keine Verbindungen ein, bis auf Xenon, weil es mit 3,5 am schwächsten elektronegativ ist. 10 Kapitel / Seite: - 18 - Chemie I Physikalische Chemie • Erhaltungsgrundsätze (welche chemischen Größen werden erhalten?) • Masse • Ladung • Energie • zur Erhaltung der Masse • bei Stöchometrie Gleichungen, die Mengen für Reaktionen Liefern. Zb.: 2H2 + O2 → 2 H2O • Das selbe gilt auch für Mol. 10 - 15 Kapitel / Seite: - 1 - Chemie I 10 - 15 Kapitel / Seite: - 2 - Chemie I • zur Erhaltung der Ladung • Die Gesamtladung bleibt immer gleich, man keine e verschwinden lassen. • Die Ladung ist mit der Oxidationszahl verbunden. H2 + O → H2O Oxidationzahl:2*(+1) + (-2) = 0 strochometische Richtung • Disozion H2O + H + OH Base H2O, OH + Säure H2O, H - - • Verschieden Methoden (S.:248 und 249) 10 - 15 Kapitel / Seite: - 3 - Chemie I • zur Erhaltung der Energie (beginn 12tes Kapitel) • Bindungsenergie Das ist die Energie, die in der chemischen Verbindung gespeichert wird. • Reaktionsenergie E (Wichtige) Ist die Änderung der Energie während der Reaktion. ∆E = EProdukte – EReaktanden EProdukte : innere Energie • Enthalpie H Ist die vom Atmosphärendruck korrigierte inner Energie. ∆H = E + PV ∆H = HProdukte – EReaktanden PV : Produkt aus Druck und Volumen EReaktanden : Ausgangsstoffe ∆H kann +/- sein. Begriffe: • Reaktionsenthalpie ∆H > 0 Endotherme Reaktion → Wärme wird aufgenommen. • Reaktionswärme ∆H < 0 Exotherme Reaktion → Wärme wird abgegeben. (S.:265) 10 - 15 Kapitel / Seite: - 4 - Chemie I (S.:267) (S.:269) • Man kann die Gleichungen addieren. (S.:269) 10 - 15 Kapitel / Seite: - 5 - Chemie I (S.:271) 10 - 15 Kapitel / Seite: - 6 - Chemie I • Bildungswärme Unter der Bildungswärme versteht man die Wärmemenge, die bei der Bildung einer bestimmten Verbindung aus den Elementen unter Standardbedingungen freigesetzt oder verbraucht wird. Die Bildungswärme jedes Elementes (unter Standartbedingungen) ist in einer Tabelle aufgelistet. Hypothetische Reaktionen aus den Elementen. Wird experementel festgestellt und in den fetten Büchern aufgelistet. • Standartbedingungen sind fest, flüssig oder gasförmig bei Raumtemperatur (298 K) und Normaldruck (1,013 bar). Für wässrige Lösungen 1mol/l • zb: CH4 → C(fest) + 2H2 (gas) = CH4 (gas) • Bildungswärme wird dargestellt als ∆H Aufgelistet in einem riesigen Buch. 0 298 oder ∆ f H 0 298 • Bildungsenthalpie von Jonen • Bindungsenergie von zb: H2O 2H (gas) + O (gas) → H2O (gas) ∆H? • Bindungswärme von Ethanol: 10 - 15 Kapitel / Seite: - 7 - Chemie I • Bindungswärme der Atome • Bildungswärme von Atomen? Wasser: H20(g) → 2H(g) + O(g) Bild: A: Energien zu Überführung der Elemente in die Atome Bild: B: Ungefähre Bindungsenergien bei 298K Bild: Bildungswärme von Ethanol: Da muss ich was abziehen.... Bild: ???? Bild: Bildung des Benzols Ist eine Ausnahme, durch das delokaliesiertem elektron. Ohne berücksichtigung der delokaliesierung Mit berücksichtung der delokaliesierung Soweit zum Hessischen Satz und seine Anwendung. 10 - 15 Kapitel / Seite: - 8 - Chemie I Reaktionen • Laufen sie spontan ab? Das heißt freiwillig? Kennwerte: • - ∆H Ausnahmen: Zersetzung von N2O5, explosionsartig. + NH4 (gas) + Cl (gas) + ∆H° = 15,1 kJ/Md NH4Cl (flüssig) Auflösung von Amonclorid ist auch eine endoterme Reaktion, die spontan/freiwillig abläuft. Wird kalt, braucht Wärme von außen Die beiden Reaktionen haben gemeinsam, das die Unordnung zu nimmt→ 2te Kenngröße • Entropie S -1 -1 [ K mol ] Ist ein Wert für die Unordnung des Systems. Die Natur strebt zur Unordnung. S = k ln W W… Statistische Wahrscheinlichkeit k… Bolzmankonstante -23 -1 1,380662 * 10 JK k = R/NA (Kristal) (Gas) Bei einem Kristall ist die beim absolutem Nullpunkt die Entropie S gleich 0. • Freie Enthalpie (Energie laut Buch) G englisch: Gibbs Free Energy ∆G = ∆H – T * ∆S Bei Berücksichtigung des Atmosphärendrucks F = E – TS F := Freie Energie oder engl.: Helmholtz Free Energie Ist ∆G < 0, dann läuft eine Reaktion spontan ab. Standartbildungswärme (Bild) Für Elemente ist ∆G 0 290 =0 10 - 15 Kapitel / Seite: - 9 - Chemie I • Verbrennung von Ethanol 10 - 15 Kapitel / Seite: - 10 - Chemie I • Zersetzung von N2O5 10 - 15 Kapitel / Seite: - 11 - Chemie I • Wie weit läuft eine Reaktion ab? • Bis zu einem chemischen Gleichgewicht, das aber auch ganz auf der Seite des Endproduktes sein kann. gleich schnell • Zb.: Holzapfelkrieg (S.:321) I II III IV V Konzentration CB = CM C = [ Äpfel / m²] G B = k B * CB k = m² / s G m = k m * Cm G = [ Äpfel / s] Gleichgewicht Gm = GB Stabiles Gleichgewicht Cm ,CB = stabil G m = G B = k m * C m= k B * C B Keq = Cm / CB = kB / km • Begriffe: • Hinreaktion: • Konsentration: • Rückreaktion: . C müsste nicht gleich sein, es würde trotzdem zum Gleichgewicht kommen. vn = kn [A] Mol / l kn = l / s v = Mol / s vr = kr [B] • Gleichgewicht: vn = vr = Ich / kv = [B] / [A] = Keq • Allgemein: Keq = πj [ Prodj ] / πi [ Prodi ] stöck.Koff j stöck.Koff i • Massenwirkungsgesetz A*B C Keq = [C] / [A] * [B] C... Konsentration Mol / l • Konsentrationsangaben: KC (konstante)... Molarität Molalität Mol / l ... Lösung Mol / kg ... Lösungsmittel KX ... Molbruch ni / ( n1+ n2+ n3+...) = Zahl ou. 1 = xj Wird bei Mischungen verwendet. KP ... Partialdruck pi = xj * P P... Gesamtdruck 10 - 15 Kapitel / Seite: - 12 - Chemie I 10 - 15 Kapitel / Seite: - 13 - Chemie I • Beispiele für Reaktionen • HCL – Synthese • Verbrennung von H2 • Ammoniak – Synthese: unvollständige Reaktion → Das bestimmt ab wann und wie weit eine Reaktion ablaufen. 10 - 15 Kapitel / Seite: - 14 - Chemie I • Wie schnell läuft eine Reaktion ab? 0 • ∆G hat damit nichts zu tun! Das Gebiet, das sich damit beschäftigt, ist die Kinetik. (S.:349) • Nur die Aktivierungsenergie sagt aus, wie schnell eine Reaktion abläuft. < E → langsam? • Reaktionsmechanismen Wie muss was aufeinander prallen, damit es zur Reaktion kommt? Schwer festzustellen. • Geschwindigkeitsgesetz Wie verändert sich die Geschwindigkeit, wenn man die Konzentration ändert? • Das kann man messen. • Die Reaktionsmechanismen bestimmen das Ergebnis, man kann aber nicht darauf zurückschließen. 10 - 15 Kapitel / Seite: - 15 - Chemie I • Beispiel: Funktion: k... Geschwindigkeitskonstante • Ist nicht dimensionslos -1 beim Bsp. [t ] Konsentration • Halbwertszeit • Def: • immer gleich • bei dem Stoff 5514 Jahre. • Bsp.: Wasserstoff und Jod • Man kann messen, wann Jod oder Wasser weg ist. • Das ist vom Produkt abhängig. 10 - 15 Kapitel / Seite: - 16 - Chemie I • Reaktionsordnung Ist die Summe der Exponenten in einer Reaktionsgeschwindigkeit. • Beim Beispiel: [H2] [I2] → 2ter Ordnung • Es gibt 0 bis ? Ordnungen. • Beispiel, die Reaktion von NO mit H2 • Beispiel, Wasserstoff mit Brom: Wie es jetzt zu diesem Reaktionsmechanismus kommt, muss man sich selbst überlegen. 10 - 15 Kapitel / Seite: - 17 - Chemie I • Biomolekulare Reaktionen • Ist eine naturgemäß eine Reaktion 2ter Ordnung. • aber nicht umgekehrt! • Smog – Reaktion Wie schaut jetzt die Reaktion aus? Ist es ein Dreier Stoß? Das die Atome genau im richtigen Winkel aufeinander Treffen, ist statistisch sehr unwahrscheinlich und die Reaktion würde nur sehr langsam ablaufen. 10 - 15 Kapitel / Seite: - 18 - Chemie I Das heißt, man muss sich dazu etwas passendes einfallen lassen, den es gibt ein verlagertes Gleichgewicht. Wie kennen aber nicht die Menge an N2O2 Das ergibt sich aus [N2O2] = Keq[NO]² Also das ist eine Möglichkeit, wie der Reaktionsmechanismus sein könnte, man muss sich nur noch überlegen, wie man ihn beweißt. • Also: 1, Messen der Geschwindigkeit von Reaktionen. 2, Wie hängt das mit den Konzentrationen zusammen? 3, Man überleg sich einen Mechanismus der zum Gesetz passt und versucht ihn zu beweißen. 10 - 15 Kapitel / Seite: - 19 - Chemie I • Beispiel: Wasserstoff – Jod – Reaktion H2 + I2 → 2HI Angenommen: • Das kann so nicht ablaufen, weil die Atome im rechten Winkel treffen müssen. Man ist entdeckt, dass sich die Reaktion bei UV Strahlung erhöht. Die UV – Strahlung disozieiert das Jodmollkühl. I+I I2 Neue Überlegung: 10 - 15 Kapitel / Seite: - 20 - Chemie I • Beispiel: Reaktion von NO durch H2 Der Geschwindigkeit bestimmende Schritt ist der Langsamste. 10 - 15 Kapitel / Seite: - 21 - Chemie I • Beispiel: Bildung von HBr (eine Typische Kettenreaktion) 10 - 15 Kapitel / Seite: - 22 - Chemie I • Molekulare Stöße und chemische Reaktionen. Durch einen simplen Zweierstoß kam es zu einer Reaktion. Reaktionsgeschwindigkeit = k [Reagent 1][ Reagent 2] Damit es zwischen zwei Molekühlen zu Reaktion kommt, müssen genügend Moleküle pro Volumen vorhanden sein, dass sie sich treffen und ihre kinetische Energie muss ausreichend sein. Das heißt, man kann die Reaktionsgeschwindigkeit erhöhen, indem man die Konzentration und die Temperatur erhöht. Es braucht also eine Schwellenenergie Ea (Aktivierungsenergie) um eine Reaktion zu beginnen. Danach kann die bei der Reaktion frei werdende Energie die Aktivierungsenergie für anderen Moleküle bereit stellen. f=e – Ea/RT k = Ae für T = 0 ist f = 0 und für T = ∞ ist f = 1 – Ea/RT A … Stohszahl • Arrhenius – Diagramm (S.:364) Bestätigt, dass es eine Aktivierungsenergie gibt. 10 - 15 Kapitel / Seite: - 23 - Chemie I • Beschleunigung einer Reaktion durch Katalyse Der Katalysator hat sorgt für eine Erniedrigung von Ea. Er hat keinen Einfluss auf die Gleichgewichtskonstante Keq. Die Reaktion muss schon Thermodynamisch spontan sein, sonnst hilft der Katalysator auch nicht viel. 10 - 15 Kapitel / Seite: - 24 - Chemie I • Ein einfacher katalytischer Mechanismus Saubere Metalloberflächen eignen sich für Katalysatoren. Die Energie die Gebraucht wird um das H2 Atom zu trennen wird durch die Verbindung mit der Metalloberfläche bereitgestellt. Durch das eingeben einer Bindung mit der Metalloberfläche, wird die Bindung des Deuterium Moleküls geschwächt. In ungefähr der Hälfte der Fälle kommt es zu Bild 5 und ein HD Molekühl ist entstanden. 10 - 15 Kapitel / Seite: - 25 - Chemie I Jonen und Gleichgewicht; Säuren und Basen • Was ist eine starke / schwache Säure? Eine starke Säure ist vollständig disozeiert, eine schwache nicht. • Umfangreiche Definition: • Die ursprüngliche Definition von Arrheuius + Eine Säure setzt H frei. Eine Base setzt OH frei. Beispiel: Amonjak ist eine schwache Säure. • besser: + Eine Säure erhöht die Konzentration an [H ] und eine Base erhöht die Konzentration an [OH ]. Das gilt allerdings nur für wässrige Lösungen. • noch besser: Brousted – Lowry + + Eine Säure setzt H frei, eine Base entfernt H wieder. • Konjugierte Säure – Basen – Paare + • Unterscheiden sich um ein H Jon. • Regel: Es gehören immer eine starke Säure und eine schwache Base zusammen. Und umgekehrt. + Spaltet es H ab, dann ist es eine Säure. + Nimmt es H auf, ist es eine Base. 16 Kapitel / Seite: - 1 - Chemie I • Wasser ist eine mäßig starke Base und eine schwache Säure! - • Wenn HA eine Säure ist und A (wenn stark dann ist AH stark. siehe Regel) eine Konjugierte Base. H3O Säure • Wenn HA + H2O ↑ Starke Säure ← H2O Konjugierte Base - + A + H3O ↓ Schwache Base - + HA + H2O ← ↑ Holt Proton ↑ Schwache Säure A + H3O Basengleichgewicht (starke Base) • HCl in wässriger Lösung Das HCl holt sich nicht gerne das Elektron. → schwache Säure 16 Kapitel / Seite: - 2 - Chemie I • Methanol • Praktische Anwendungen von starken / schwachen Lösungen. • Pufferlösung, zu Konstanthaltung von pH – Werten. • Wie geht das? ... die Puffergleichung Der Bruch sollte konstant sein, für große Konzentrationen. • Nenner: • Zähler: Das ist die schwache Säure, zum dazulehren. Konjugiertes Anjon, das Salz der Säure. Auflösen! • Beispiel: HA... CH3COONa A … CH3COONa CH3COONa Natriumacetat HA + NaOH → NaA + H2O z = 10N -1z / N ergibt pH unterscheid = 1 16 Kapitel / Seite: - 3 - Chemie I • Puffermischung 16 Kapitel / Seite: - 4 - Chemie I • Wie misst man den pH – Wert • pH – Meter • Indikator Funktioniert mit Gaselektrode Farbwechselnd + Protonierte Form Hln ↔ H + ln , eine andere Form, die eine andere Farbe erzeugt. • Methylorange - Indikator (man sieht immer die Komplementärfarbe) • Die Titrationskurfe Eine Säure unbekannter stärke wird durch einen Indikator rot gefärbt. Dann wird kontrolliert eine Base bekannter stärke dazugegeben, bis die Säure neutralisiert ist. Aus der Menge dazugegebener Base kann der pH Wert der unbekannten Säure ermittelt werden. • Farben von Indekatioren 16 Kapitel / Seite: - 5 - Chemie I • Lösungsgleichgewicht • Es gibt schwerlösliche und leichtlösliche Salze. + • AgCl - Ag + Cl + - Keg = [Ag ] [Cl ] / [AgCl] Trick: Der Nenner ist Konstant und man kann ihn über die Multiplikation wegfallen lassen. + • Kl = [Ag ] [Cl ] := Löslichkeitsprodukt 16 Kapitel / Seite: - 6 - Chemie I Chemisches Potential µ • µ := G / n = Freie Entalpie / Molzahl (für ideale Thermodynamische Systeme) • Ist konzentrationsabhängig. • ein kleines Potential ergibt eine kleine Konzentration, und umgekehrt. • Phase: I | | ∆µ = 0 µ( I) = µ( II) II GG - ??? • Experiment Das positive Jod ist ein beiden Lösungen gleich löslich. Was passiert? Das Chemische Potential ändert sich bei beiden so lange, bis sie gleich sind. 0 µ = µ + RT ln c 0 0 µ : Stadart potentioal c : Aktiv G = G + RT ln C • Kolligative Phänomene 1, Dampfdruckerniedrigung. 2, Siedepunkterhöhung 3, Gefrierpunkterniedrigung. 4, Osmotischer Druck π 17 Kapitel / Seite: - 1 - Chemie I zu 1, Dampfdruckerniedrigung. µH2O (fl) = µH2O (g) • Verteilung • Unlösliche Moleküle im Wasser: Fremde Moleküle blockieren die Bewegung der Wasserstoffmoleküle. Das führt zu eine Dampfdruckerniedrigung. Die fremden Moleküle dürfen nicht löslich sein, und wirken nur mit ihrer Substands. Das funktioniert mit allen Stoffen und wird kollektives Verhalten genannt. 17 Kapitel / Seite: - 2 - Chemie I • Genauer (S.:418): Substands Lösungsmittel 0 PB = XB * PB A B ... Raoultsche Gesetz Begriffe : XB … Molenbruch des Stoffes PB ... Potentialdruck Wie groß ist , wenn Kor. H2O sinkt? XB + XA = 1 0 ∆PB - PB - PB = XA PB 0 zu 2, Siedepunkterhöhung Die Siedepunkterhöhung geht Hand in Hand mit Punkt 1. • ∆Ts = ks * mA Begriffe: mA ... Molalität von A, das sind mol A pro Kg reines Lösungsmittel B. ks ... edullioskopische Konstante. zu 3, Gefrierpunkterniedrigung. Diese Substands ist vorerst nicht im Festkörper vorhanden. Wenn eine Substands dazukommt, kommt das Gleichgewichtzustand von fest und flüssig durcheinander und der Festkörper schmilzt. • ∆Tf = - kf * mA Begriffe: ks ... Kryoskopische Konstante. 17 Kapitel / Seite: - 3 - Chemie I Zu spät gekommen. Zum 4, Osmotischer Druck π • Der Gleichgewichtzustand (II) entspricht dem Osmotischen Druck π. • π = CA*R*T • Der Osmotischen Druck ist sehr empfindlich, so das man mit ihm sehr gut Molekül Massen bestimmen kann. 17 Kapitel / Seite: - 4 - Chemie I Elektrochemie • Begriffe (schon gehört): Oxidation: Ist die Elektronen Abgabe. Zb.: Vollständig: Cu → Cu² + 2e Reduktion: Ist die Elektronen Aufnahme. Zb.: Unvollständig: 2H2 + O2 → 2H2O Anode: Dort findet eine Oxidation statt. Kathode: Dort findet eine Reduktion statt. • Für die Elektrochemie ist die vollständige Elektronenaufnahme Interessant. Batterie → Elektrische Energie → trennen → Strom fliesen lassen • Zb: 2+ Zn + Cu 2+ → Zn 0 +Cu ∆G = -212kJ / Mol Das wird warm, und es ist keine Abnahme von Elektrische Arbeit möglich. 17 Kapitel / Seite: - 5 - Chemie I • 2 Halbellen + - • Zn → Zn² + 2e 2+ Cu + 2e → Cu 2+ Zn + Cu → Cu 0 ∆G = -212 kJ / Mol • Elektromagnetische Kraft EMK (emf) • Elektrische Arbeit = Ladung * Spannung Die Ladung von einem Mol Elektronen ist die Faradaykonstante F = 96487 Coulomb = 1 Faraday. 0 -F*E (- weil Arbeit geleistet wird) 0 0 ∆G = - n*F * E 0 0 E = -∆G / n*F 0 (Möglichkeit, ∆G experimentell festzustellen) (der Nuller heißt „unter Standartbedingungen) 0 E ... Elektromotorische Kraft EMK 0 E = + 1,1V • Formel auf Beispiel angewendet: Cu / Zn 0 ∆G = -212 kJ / Mol n=2 0 E = + 1,1V (das es Positiv ist, heißt, dass die Reaktion freiwillig ablauft.) • Zellenspannung Addierung Wie chemische Reaktionen kann man auch thermodynamische Größen und Reaktion entalpinen addieren. 17 Kapitel / Seite: - 6 - Chemie I • Nickel – Zink – Zelle 0,52+0,58 = 1,1V (n wird nicht gewichtet bei der Addition) 17 Kapitel / Seite: - 7 - Chemie I • Bezugssystem (die normale Wasserstoffelektrode NHE) + - 0 H2(g) → 2H + 2e dessen E ≡ 0V 0 (ist die Bildungswärme) dessen ∆G ≡ 0 KJ / Mol Unter Standartbedingungen ist P(H2) = 1013mbar + [H ] = 1 mol / l • Spannungsdifferenz = Halbzellenpotential + 0 V • Differenz zweier Halbzellen E = E1 – E2ellen E ist dabei eine messbare Größe. 17 Kapitel / Seite: - 8 - Chemie I • Halbreaktionen + positiv, leichter zu reduzieren, als H zb Edelmetalle, liegen lieber in Metallform vor. (Goldklumpen) + negativ, schwer zu reduzieren als H zb Kalium 17 Kapitel / Seite: - 9 - Chemie I • Al – H – Zelle (Bild) • Aufbau von Zellen aus Halbreaktionen 17 Kapitel / Seite: - 10 - Chemie I • Silber – Kupfer – Halbzelle + + Nomiklatur: Cu | Cu² || Ag | Cg² || = Poröse Trennwand | = Phasengrenze 17 Kapitel / Seite: - 11 - Chemie I 17 Kapitel / Seite: - 12 - Chemie I • Praktische Anwendung Primärzellen Sind nicht wieder aufladbar: • Trockenzelle (Zink – Braunstein) Lechanche 1865, über 100 Jahre alt. Diafragma: Poröses Papier Vorteil: Die Paste kann nicht ausrinnen. Diese Batterien können sich „erholen“: Es gibt eine Reaktion, die das Zink entfernt, darum kann die Reaktion später wieder weiter laufen. 2+ 2+ 4NH3 + Zn → Zn(NH3)4 17 Kapitel / Seite: - 13 - Chemie I • Autobatterie Ist in Serie geschaltet. Man braucht keine poröse Trennwand (Deafragma) zwischen Anode und Kathode weil die Elektrolyd Lösung ist zweimal die selbe. • Bei der Entladung sinkt die Dichte der Schwefelsäure → Batteriepuffer. 17 Kapitel / Seite: - 14 - Chemie I Akum. Sind wieder aufladbar. • Alkalielemente 17 Kapitel / Seite: - 15 - Chemie I Die Verunreinigungen gehen entweder in Lösung (wenn sie leichter in Lösung gehen, als Cu) oder sie sinken zu Boden Das führt dann zu Anwendung der Galvaniesiereng 17 Kapitel / Seite: - 16 - Chemie I Korrosien von Eisen Bild Zwei Arten: Sauerstoffkorrosion Bild Wasserstoffkorrosion Bild Vergleich zu Al Eisen ist wesentlich edler als Fe. => Al2O3 schicht, sehr dich, sehr dünn, e- können durchtundeln. Wie schütz man Eisen? Bild Lack oder Sn Oder Feuerverzinktes Eisen. Bild Aktiver Schutz mit Zink Da gibt es kein Lochfraß, auf grund der unterschiedlichen E0 Wenn sich ein Loch bildet, wird entstehendes Eisen Oxied sofort wieder reduziert, und statt dessen korrodiert das Zink. => Zinkmäuse in der Schifffahrt. Brennstoffzelle Alkalische Elektrolytlösung Sauere Elektrolytlösung Oxidkeramik 17 Kapitel / Seite: - 17 - 1. Was ist ein Katalysator? a. Was verändert er, was nicht? Der Katalysator verringert die Aktivierungsenergie- Barriere. Er hat keinen Einfluss auf die Gleichgewichtskonstante Keq. Die Reaktion muss schon Thermodynamisch spontan sein, sonnst hilft der Katalysator auch nicht viel. Chemi5 S23 ff Man kann unterscheiden zwischen heterogener Katalyse (Kat und Ausgangsstoffe sind nicht in der selben Phase) und homogener Katalyse (Kat und Ausgangsstoffe sind in der selben Phase) Ein einfacher katalytischer Mechanismus Saubere Metalloberflächen eignen sich für Katalysatoren. 2. Zeichnen sie ein Reaktionsprofil Smog – Reaktion Chemi5 S18 Wasserstoff – Jod – Reaktion Chemi5 S20 Reaktion von NO durch H2 Chemi5 S21 Bildung von HBr (eine Typische Kettenreaktion) Chemi5 S22 a. Wann ist eine Reaktion spontan? Es gibt mehrere Kennwerte: ein negative Enthalpie (- ∆H) / Entropie (S), aber erst bei einer negariven Freie Enthalpie Wert (∆G) kann man sagen, das eine Reaktion spontan abläuft. Chemi5 S09 b. Was bestimmt die Geschwindigkeit? Nur die Aktivierungsenergie sagt aus, wie schnell eine Reaktion abläuft. Chemi5 S15 Beim Reaktionsprofiel ist der geschwindigkeitsbestimmende schritt der, der am langsamsten vonstatten geht. 3. Was ist „freie Enthalpie“? H = [ J / mol] S = [ J / K * mol] ∆G = ∆H – T * ∆S ∆H = Wärmeenergie (Entalpieänderung) ∆S= Energie die für die Ordnung aufgewendet wird Bei konstanter Temperatur ist ∆G die Entalpieädnderung minus der Entropieänderung. Eine Reaktion läuft spontan ab, wenn ∆G < 0 ist. Bsp.: Metanol und N2O5 Standartbildungswärme = Freie Standartbildungswärme = Molare Standardentalpie = ∆H0298 ∆G0298 ∆S0298 ∆G0 = ∆H0 – T *∆S0 a. Wie kann man die freie Reaktionsenthalpie dG messen? Durch Messen von Druck / Temp / Volumen S = k ln W Oder man kennt das ∆G0 der einzelnen Bindungen => Enthalpieänderung. Energie, die als Arbeit verbraucht werden kann, ist die freie Entalpie. (ges. Enthalpie – Energie die ich an Entropie bezahlen muss) Oder: Über die Elektrochemie mit ∆G = - n*F*E0 Chemi7 S06 b. Was ist Entropie? Ist ein Wert für die Unordnung des Systems. [J / K * mol] Die Natur strebt zur Unordnung. S = k ln W W… Statistische Wahrscheinlichkeit k… Bolzmankonstante 1,380662 * 10-23 JK-1 k = R/NA Bei einem Kristall ist die beim absolutem Nullpunkt die Entropie S gleich 0. Chemie5 S09 4. Was ist der Unterschied zwischen starker und schwacher Säure? Starke Säure dissoziert vollständig. Bsp: HCl => H+ + Cl(Salzsäure) NaOH => Na+ + OH- (Natriumhydroxied) Schwache Säure dissoziert unvollständig. Bsp: HF => H+ + F- a. Wie kann man diesen Unterschied quantitativ erfassen? Durch die Dissoziationskonstante KS. Je höher ihr Wert desto mehr liegt das Gleichgewicht auf der dissozierten Seite, also umso stärker ist die Säure. oder: Eine starke Säure erzeugt viel H+, hat also einen kleinen pH Wert. (Schwache Säure pH 7) Die stärke hängt auch vom Lösungsmittel ab. Im Wasser ist HCl eine starke Säure, in Methanollösung ist HCl eine schwache Säure. b. Bestimmen sie den pH-Wert einer 10-5 molaren HCl-Lösung HCl (Salzsäure) [H+] = 0,5 mol/l [OH-] = Kw / [H+] = 10-14/0,5 = 2 * 10-14 mol/l … fast keine OHEssigsäure (0,5 molare Essigsäure) [H+] = 2,97 *10-3 mol/l [OH-] = Kw / [H+] = 10-14/2,97 *10-3 = 3,4 * 10-12 mol/l 5. Wie funktioniert eine Pufferlösung und wie lautet die Puffergleichung? Ein Puffer ist eine Mischung aus einer schwachen Säure und ihrem Salz (oder schwache Base + Salz) Beispiele: 1. Essigsäure und Natriumacetat 2. Kohlensäure und Natriumhydrogencarbonat 3. Kaliumdihydrogenphospat und Dikaliumhydrogenphospat 4. Amonjak und Ammoniumchlorid Mit dem Puffer kann man den pH – Wert konstant halten. 6. Erklären sie den Aufbau des Periodensystems mit Hilfe der Quantenmechanik 1s1 1s² 2s1 2s² 3s² 3s² 4s 5s 6s 7s 2e- Übergangsmetall Innerer Übergangsmetalle 4f 5f 14e- 3d 4d 5d 6d 10 e- 1. Periode 2p1 2p² 2p³ 2p4 2p5 2p6 3p 4p 5p 6p 7p 6e- 2. Perode 3. Perode 4. Perode 5. Perode 6. Perode 7. Perode Die experimentell gefundene Srucktur des Periodensystems, ergibt sich durch die schrittweise Auffüllung der Orbitale von niedrigster zur höchsten Energie, in der Reihenfolge, wie sie die Wellenmechanik vorgibt. 6s 5s 4s 3s 2s 1s 6p 5p 4p 3p 2p 6d 5d 4d 3d 6f 5f 4f 6g 5g 6h 1s => 2s => 2p => 3s => 3p => 4s … Diese Energieniveau – Darstellung ist nur ein Schema! (aber treffend) (Energie nimmt mit bei steigender Periode zu!) 7. Was sind Übergangsmetalle? • Wie werden die Schalen aufgefüllt? Nach der Hunischen Regel, erst ungepaart und dann gepaart. • Oxidationszustände Die 5the Periode ist kleiner als die 4the Periode, aber gleich groß wie die 6the Periode. Warum, durch die inneren Übergangsmetalle → Lanthanoidenkontraktion. Michi S. 22 und 23 Ist ein nützlicher Werkstoff und Katalysator mit besonderen physikalischen und elektrischen Eigenschaften: (18 e-) Ist normaler weiße hart und spröde mit hohem Schmelzpunkt. Übergangsmetalle / Innere Übergangsmetalle können von einander nur schwer / sehr schwer von einander unterschieden werden, weil sie sich von einander nur in der kleineren d / f -Schale unterscheiden. Die inneren Übergangsmetalle werden auch Lanthanoide genannt. Liganden – Kontraktion: Das die Atomgröße plötzlich wieder zunimmt, durch e- Abstoßung. Komplexverbindung: Das sind Molekühle oder Ionen, in deren chemische gruppe ihre gemeinsame e- paare mit einem zentralen Metallatom teilen. Bsp: CoCl³-6 ( Cobalthexachlorid – Ion) Jedes Cl – Jon wird Ligande bezeichnet und bildet e- paar Bindung mit Co. Die e- Kommen vom Liganden. Die häufigsten Liganden in Übergangsmetall – Komplex: Chlorid – Ion Gyanid – Ion CO Hydroxid – Ion H 2O NH3 2 – Zähnige, 3 – Zähnige , Mehrzähnige Liganden Stellen mehr als ein e- für die Bindung bereit. a. Welche Bindungen können sie ausbilden? (Betrachtet mittels Kristallfeld- und MO-Theorie) Nach Liganden – Bindung sind die d – Orbitale nicht mehr entartet, sondern haben unterschiedliche Energieniveaus. Wenn sich liganden aus der Oktaederrichung einem Metall – Ion nähert, werden die e- in den d – Orbitale des Metalls abgestoßen. Die Abstoßung ist sehr stark die in Richtung des sich nähernden e- - Paar des Leganden [dx²y², dz² => werden in e Orbital verschoben] Abstoßung schwächen die um 45°aus dieser Richung verdreht sind [dxy, dyz, dxz – Orbital => werden in C – Orbital verschoben. Die Kristallfeldtheorie nimmt an das die Bindung zwischen Metall und Ligand jonisch ist während die MO Theorie sie als koverlend betrachtet. Die Wahrheit liegt wohl irgendwo dazwischen. b. Welche Eigenschaften besitzen diese Verbindungen? Sehr farbintensiv? 8. Welche „kollegative Eigenschaften“ gibt es? (+Erklärung) Dampfdruckerniedrigung µH2O (fl) = µH2O (g) Fremde Moleküle blockieren die Bewegung der Wasserstoffmoleküle. Das führt zu eine Dampfdruckerniedrigung. Die Molekühle dürfen aber nicht löslich sein! Siedepunkterhöhung Die Siedepunkterhöhung geht Hand in Hand mit der Dampfdruckerniedrigung. • ∆Ts = ks * mA Begriffe: mA ... Molalität von A, das sind mol A pro Kg reines Lösungsmittel B. ks ... edullioskopische Konstante. Gefrierpunkterniedrigung Allgemein: Die Substands ist vorerst nicht im Festkörper vorhanden. Wenn die Substands dazukommt kommt, wird der Gleichgewichtzustand von fest nach flüssig verschoben und der Festkörper schmilzt. Beispiel, das streuen von Salz im Winter Auf dem Salz ist eine Wasserschicht, wenn die mit Salz in Berührung kommt, wird das Salz in seine Jonen auf gespalten, die sich dann mit dem Wasser verbinden. Die ausgerichteten Wassermolekühle lösen weiteres Wasser aus dem Eiskristall, in dem sich dann wieder Salz löst. Usw. • ∆Tf = - kf * mA Begriffe: ks ... Kryoskopische Konstante. Osmotischer Druck π • Der Gleichgewichtzustand (II) entspricht dem Osmotischen Druck π. • π = CA*R*T CA : Molarität von A, Mol A pro Lieter Lösung. • Der Osmotischen Druck ist sehr empfindlich, so das man mit ihm sehr gut Molekül Massen bestimmen kann. • Bsp: Niere a. Wie kann man mit Hilfe dieser Eigenschaften die molare Masse einer unbekannten Substanz bestimmen? Bestimmung der relativen Molekühlmasse durch Messung des Gefrier / Siedepunktes: Allerdings bei zu kleinen Mengen, kann man den die Temp. Änderung nicht mehr messen. Bestimmung der relativen Molekühlmasse von großen Molekühlen, durch Messung des Osmotischen Drucks: Durch Messen des osmotischen Drucks wird die Molarität bestimmt. Weiß man , wie viel Gramm gelöst sind, kann man die rel. Molmasse berechnen. Definition: Molalität = Anzahl mol der gelösten Partikel je Kilogram reinen Lösungsmittel. Molartität = Anzahl mol der gelösten Partikel pro Liter Lösung. b. Im speziellen: Erklären sie den osmotischen Druck? (eventuell am Beispiel von Honig und Bakterien etc.) Bakterie ist eine Zelle mit einer Membran und innen eine Hohe Wasserkonzentration mit wenig gelösten Stoffen. Honig hat eine hohe Zuckerkonzentration und wenig Wasser. Kommt eine Bakterie mit Honig in Berührung, gleicht sich die Konzentration aus. Der Zucker kann nicht durch die Zellwand, aber das Wasser. Die Bakterie trocknet aus und stierbt. c. Beschreiben sie das „chemische Potential“ Ist die freie Energie pro Mol einer Substanz. Abgegebene freie Energie = Potentialänderung * Umsatz (Drucksatz in mol ....?....) Das chemische Potential ist die Tendenz der Reganden sich in das Produckt umzuwandeln. Wenn H2 und O zu H2O reagieren, entwickeln sie eine Freie Energie von n * 228 kS / mol. N ist die Anzahl der gebildeten Molekühle H2O. Die Freie Energie nimmt um 228 kS / mol ab. Diese freie Energie kann man nutzen um Arbeit zu verrichten. d. Wodurch entsteht die Potentialdifferenz im Lösungsmittel? (Erklärung + Formel angeben) Wenn in energetisch höheren Zustand => => will in energetisch niedrigeren Zustand => => Dadurch muss Freie Energie entstehen. Chemische Potential = freie Energie pro Mol = ∆G / mol Potentialdifferenz * Umsatz Chemisches Potential µ = G / n = Freie Entalpie / Molzahl (für ideale Thermodynamische Systeme) • Ist konzentrationsabhängig. • ein kleines Potential ergibt eine kleine Konzentration, und umgekehrt. Das positive Jod ist ein beiden Lösungen gleich löslich. Was passiert? Das Chemische Potential ändert sich bei beiden so lange, bis sie gleich sind. µ = µ0 + RT ln c G = G0 + RT ln C µ0 : Stadart potentioal c : Aktiv Chemie7 S01 9. Wie kommt H2O zustande?(notwendige und hinreichende Bedingungen, Hybridorbitale) + H2 = Der Sauerstoff bildet 4 sp³- Atomorbitale (Tetraeder), wovon zwei sp³-Atomorbitale mit den einsamen e- paaren gefüllt sind. Die anderen beiden werden zur Bindung mit dem H Atom verwendet Durch die größere Abstoßung der einsamen e- Paare wird der Winkel zwischen den beiden H Atomen von 109,5° auf 104° zusammengedrückt. H2O mit Orbitaltheorie Zur Vereinfachung schaut man sich zuerst die lokalisierten Molekülorbitale von nur 2 Atomen an. 90° Stimmen aber nicht! Lösung sind die Hybrid Orbitale a. Was sind Wasserstoffbrückenbindungen? Wasserstoffbrückenbindungen Wenn Wasserstoff kovalente Bindungen eingeht, werden die e- zum bindenden Atom hingezogen und der nun positiv geladene Wasserstoffarm kann in WW mit einem negativ geladen einsamen e- paar treten. Beispiele: NH3, H2O, FH Die Auswirkungen von H Brücken sind, Siedepunkterhöhung und Anomalie des Wassers. Das der Effekt bei Wasser am größten ist, liegt daran, dass bei Wasser das Verhältnis von einsamen e- paaren und Wasserstoffarmen am besten ist. (2:2) 10.Welche Arten von Bindungstypen gibt es? Kovalente Bindung Ionische Bindungen partielle ionische Bindung Van der Waals Bindung Metallbindung Wasserstoffbrückenbindungen a. b. c. d. e. Beschreiben sie jeden Typ Wie kommen diese Bindungen zustande? Wann treten sie auf? Warum treten sie auf? Geben sie für jeden Typ ein Beispiel an(zB.: Na, NaCl, SiO2, Ar) Kovalente Bindung 2 Atome teilen sich das e-—Paar (gleichmäßige Aufteilung) Wird gebildet, wenn die Elektronegativität beider Atome ähnlich ist. Bsp: CH4 EN: 2,5 : 2,1 C,N,O,F bilden kovalente Bindung mit anderen Atomen mit ähnlicher EN. Methan CH4 Ammoniak NH3 Wasser H2O Flurwasserstoff HF Atome bilden so lange kovalente Bindungen ein, bis die äußerste Schale voll ist. Bei der Bindung von 2 Atomen wird Energie frei, dass heißt, man braucht Energie, um sie wieder zu trennen. Das ist die BINDUNGSENERGIE. Diese Bindung ist vorwiegend bei Nichtmetallen. Ionische Bindungen Der Unterschied in der Elketornegativität ist so groß, dass sich das elektronegativer Atom das e- ganz in seine Schale aufnimmt. zB.: Atom aus 1 Gruppe (ein e- in äußerer Schale) mit Atomen aus 7. Gruppe. Bsp: LiF EN: 1 : 4 (Das gibt es nur in Festkörpern) Salzkristall: NaCl → Na+ + Clδ+ und δ- ziehen sich an partielle ionische Bindung Entstehen beim Übergang von kovalenten Bindung zur ionischen Bindung. Zwar werden die e- geteilt, doch sind die e- näher beim stärker EN – Atom. Zb.: HF Bindung wird auch polar genannt, aber nicht, wenn es keine positive Ladung an einem Ende und keine negative Ladung am anderen Ende des Moleküls gibt. Zb.: CH4 ( zu geringer EN unterschied) Van der Waals Bindung Tritt bei Molekühlen mit gleichmäßiger Ladungsverteilung auf. Zb.: Methan CH4 Hat 4 Valenz – e- Paare, die versuchen den größten möglichen Abstand voneinander zu halten. Valenz Schalen Elektronen Abstoßungstheorie (Chemie1 S. 9) Methan hat also keinen Dipol. Das jetzt Methan / H2 / Edelgase doch Kondensieren können, liegt an den V.d.W. Kräften. Im Mittel ist die Jonenwolke symmetrisch, aber es kommt immer wieder zu fluktuativen Dipolmomenten. • So was nennt man dann V.d.W.kristalle Zb.: C60 • Je größer ein Molekül ist, desto mehr Einfluss hat die V.d.W. Kraft. Metallbindung Metall und Legierungen bilden Metallgitter in dem sich die delokaliesierte e- frei bewegen können (e- Gaswolke). Die freien e- und die Metall - Ionen führen zu den Eigenschaften wie Stromleitfähigkeit, metallischer Glanz, Verformbarkeit, Wärmeleitfähigkeit. Bsp.: Li, Na, Mg, Al ... Beim Übergang von metallischer zu ionischer Bindung, kann es dazu kommen, das Salze auch Eigenschaften der metallischen Bindung zeigen. Wasserstoffbrückenbindungen Wenn Wasserstoff kovalente Bindungen eingeht, werden die e- zum bindenden Atom hingezogen und der nun positiv geladene Wasserstoffarm kann in WW mit einem negativ geladen einsamen e- paar treten. Beispiele: NH3, H2O, FH Die Auswirkungen von H Brücken sind, Siedepunkterhöhung und Anomalie des Wassers. Das der Effekt bei Wasser am größten ist, liegt daran, dass bei Wasser das Verhältnis von einsamen e- paaren und Wasserstoffarmen am besten ist. (2:2) f. Beschreiben sie einen Salzkristall Ein, aus positiven und negativen Ionen zusammengesetzter Salzkristall. Hier ein kubischer Salzkristall (pos. und neg. Ionen Alternieren) Salz sind schlechte Wärmeleiter, weil die Schwingungen von den Anziehungskräften der Nachbar Ionen gedämpft werden. 11. Was ist Allotropie? Elemente können bei gleichem Aggregatzustand ihn ihrer Struktur und somit auch in ihrem chemischen Verhalten völlig unterschiedlich sein. Bsp: Kohlenstoff Grafit Schichten aus Kohlenstoffringen, mit delokaliesierten e , die von V. d. W Kräften zusammengehalten werden. Daher hat der Grafit seinen metallische Glanz, ist sehr weich und kann Strom leiten. Diamant Der Kohlenstoff geht mit vier Nachbarkohlenstoffe eine feste Verbindung ein. Es gibt keine freien e . Daher ist der Diamant ein Isolator, durchsichtig und sehr hart. Nanotubes und Fulleren Bsp: Zinn Grauer Zinn, ist ein Metall. Weißer Zinn, nichtmetallisches Pulfer. Bsp: Phosphor, Arsen und Antimon Kann Tetraeder und Grafitstruktur haben. 12. Erklären sie die MO-Theorie a. Welche Bindungen können auftreten? Bindende und antibindede? b. Warum kommt eine Bindung zustande? (Quantenmechanische Erklärung, Bohr-Modell bis zur Einführung der Quantenzahlen) Bohr-Modell => Postulate 1, e- bewegen sich kreisförmig um den Kern (FZ = FAnzihung) 2, e- dieser Umlaufbahn haben eine Wellenlänge λ = h / m*ν Diese Umlaufbahnen sind stabil, ganzzahlige Wellenzahl. 3, Bahnen mit ??????? Wellen sind stabil (Atom fällt nicht zusammen) Atomradius: rn = n*a0 Unterschied zwischen MO und Bohrsche Theorie: Im Bohrmodel bewegen sich die e- auf Bahnen, bei der MO Theorie gibt es Bereiche mit einer Aufenthaltswahrscheinlichkeit für e- (Orbitale) Die drei Quantenzahlen. Wie hängen sie zusammen, was sagen sie aus? n... Hauptquantenzahl (bestimmt die größe eines Orbitals) n: 1, 2, 3, 4, 5... l... Nebenquantenzahl (bestimmt die Gestalt, Geometrie) l: n –1 m... magnetische Quantenzahl (bestimmt die Orientierung) m: -l, ... , 0, ... , +l s... Spin bestimmt die Eigenrotation der e=> Pauli - Prinzip (+1/2, -1/2) Aufschlüsselung der Quantenzahen und ihre Zusammenhänge Alles Michi, S.:15ff Orbital Gestallt c. Welche Bindungsformen gibt es? d. Beschreiben sie anhand dieser Theorie die Bindung von HCl-Molekülen e. Wie sehen bindende und antibindende Orbitale aus? Linearkombination der Wellenfunktion: Linearkombinationen von größeren Atomen: Zb 2 Periode also auch p Orbitale. Vorraussetzungen: • Nähe Man braucht sich nur um die äußerste Schalen, weil sie sich nicht näher kommen dürfen. • Ähnliche Energie • Symmetrie Ladung entlang der Verbindungsachse geht nicht π - Orbital: geht schon => ergibt f. Erklären sie die Begriffe „Delokalisierung und Hybridisierung“ (warum hat CO2 Doppelbindungen und SO44- ist Tetraeder) Delokalisierung: Gleiche Orbitale werden aneinander gereiht, die e- können sich ins Nachbar Orbital wächseln. Beispiele: Benzolring oder das e- Gas bei Metallen. Hybridisierung: Ist eine Vermischung von Orbitalen: Weil das Kohlenstoffatom kleiner ist also das Siliziumatom. Beim Kohlenstoff speziell: Die gegenseitige Abstoßung der e- hält die 4 e- auf gegenüberliegende Punkte einer Kugel, also linear. (Mich S10) seite 17 weiter machen Allgemein (Michi wissen): Molekühlorbital – Theorie? Ermöglicht eine bessere Erklärung (als bei VSEPR) der Struktur und Eigenschaften von Molekühlen. Sie besagt, dass die an der Bindung beteiligte Atomorbitale miteinander Wechselwirken und daraus neue Orbitale schafft. Lokalisirte MO – Theorie? Man schaut sich nicht das ganze Molekühl an, sondern die Bindung zwischen je zwei Atomen. Nachteil: es entstehen zu einfache bilder der Molekühle (zb.: H2O) Wie viele e- kann jedes MO aufnehmen und welchen Spin haben e-? Wie ist es bei AO? Jedes MO kann 2 e- aufnehmen, mit entgegengesetztem Spin. Das selbe gilt bei AO. Wie ergeben sich die Molekühlorbitale? (math.) Durch die Linjarkombination der Wellenfkt. Wellenfkt. Kann positiv oder negativ sein daher Add. oder Subtraktion der Wellenfkt. So ergeben sich bindendes / antibindendes Orbital. Wie einsteht ein anti- bzw bindendes MO? Kombinationsregeln von Atomorbitalen zu MO? 1, Nähe 2, Energie: Muss ähnlich sein. 3, Symmetrie: Die Orbitale müssen bezüglich der Bindungsachse die gleiche Symmetrie haben. Symmetrie und Kombination von Orbitalen? Chemie3 S03 Was ist eine Knotenfläche? Ist eine Ebene, in der die Wahrscheinlichkeit, das sich man ein e- trifft Null ist. Ψ² = 0 Knotenregel? Bindung zwischen ungleichen Atomen? H-F Chemie 3 S05 Michi S19 Wie schauen die Molekühlorbitale beim HF aus? sp³ - Hybridorbital Entsteht, wenn das s und drei p Orbitale des Zentralatoms vermischt werden. Chemie3 S07 Bindungsmodell für das H2O Molekühl mit sp³ - Hybritisierung? Chemie3 S08 Bindung im Ethan H3C-CH3 (C-C Einfachbindung) Chemie3 S08 und Michi S20 Doppelbindung und sp²-Hybridisierung? sp² - Hybridorbitale Chemie3 S08 und Michi S21 Ethen Wo funktioniert die lokalisierte MO- Theorie + Hybridisierung nicht? Bei delokaliesierten (Aromatischen) Molekühlen. Delokalisation und Farben Aromatische Molekühle haben die Eigenschaft, dass die π Orbitale nahe übereinander liegen. (Energieniveaus liegen nahe beieinander) Michi 21 Silicate g. Was sind Silicate (Arten, Aufbau, Warum ist Asbest schädlich) Siliziumoxid SiO2 im Vergleich mit CO2 Kohlenstoffatom ist noch klein genug, dass es mit dem Sauerstoff eine Doppelbindung eingehen kann. Das Siliziumatom ist dafür zu groß, und geht nur eine Einfachbindung mit dem Sauerstoff ein, was zu einem Tetraedermolekühl führt. Arten: Einfachkette: Zweifachkette: Schichten: Pyroxene (Schmuckstein) Asbest War ein sehr beliebtes Baumaterial, weil es ein sehr festes Material ist und zudem Hitze und Säurebeständig ist. Allerdings neigt die Zweifachkette dazu, sich der Lange nach aufzuspalten und dabei nicht zu zerbrechen. Wenn man diese dünnen Fasern einatmet könne sie die Zellwand durchstechen und sich im Rippenfell festsetzen weil es nicht abgebaut werden kann und Krebs verursachen. Man unterscheidet drei durch Asbest verursachte Krankheiten: Asbestose (Asbeststaublunge) Mesotheliom (Rippenfellkrebs) Bronchialkarzinom (Lungenkrebs) Ton und Glimmer Schichten: Ton, Glimmer Dreidimensionale Anordnung: Silizium bildet Eisstrukturen. Die Siliziumatome können auch durch andere Atome ersetzt werden. (Feldspart) Quarzglas: Herstellung: Quarz auf 1610°C erhitzen und rasch abkühlen. Die Silikatketten haben keine Zeit eine perfekte Kristallstruktur zu bilden. => ungeordnetes Silikartglas Glas ist die Flüssigkeit. SI / G Silizium und Germanium sind Halbleiter, auch wenn sie eine Diamantenstruktur haben, weil die Atome großer sind und ihre e- nicht so fest halten. • Einlagern von Fremdatomen: Diese Anordnung kann man als Gleichrichter von Strom verwenden, weil der Strom nur von Links nach Rechts fliesen kann. Anders würde er die e- - Löcher vom Aluminium und die Überschüssigen e- vom Phosphor trennen und der Stromfluss versiegen. (S.:225) Add on: 1) Erklärung des Aufbaues des Periodensystems (mit Ergebnissen aus der Quantenmechanik) 2) Übergangsmetalle (Was sind sie, welche Bindungen können sie ausbilden, betrachtet mit Kristallfeld- und MO-Theorie, Eigenschaften dieser Verbindungen,...) 1) Was ist ein Katalysator? Was verändert er, was nicht? 2.) ein Reaktionsprofil zeichnen; Wann ist eine Reaktion spontan? Was bestimmt die Geschwindigkeit? 3.) Wie kann man die freie Reaktionsenthalpie dG messen? ( keq = - R T ln dG , EMK = - dG / n F ) 4.) Was ist der Unterschied zwischen starker und schwacher Säure? Wie kann man das quantitativ erfassen? (pKs) 5.) pH-Wert einer 10^-5 molaren HCl-Lösung bestimmen 6.) Wie funktioniert eine Pufferlösung? + Puffergleichung 1) Was ist ein Katalysator? Was verändert er, was nicht? 2.) ein Reaktionsprofil zeichnen; Wann ist eine Reaktion spontan? Was bestimmt die Geschwindigkeit? 3.) Wie kann man die freie Reaktionsenthalpie dG messen? ( keq = - R T ln dG , EMK = - dG / n F ) 4.) Was ist der Unterschied zwischen starker und schwacher Säure? Wie kann man das quantitativ erfassen? (pKs) 5.) pH-Wert einer 10^-5 molaren HCl-Lösung bestimmen 6.) Wie funktioniert eine Pufferlösung? + Puffergleichung 1) Was für Bindungstypen gibt es (kovalent, vd Waals, ...) Jeden Typ genau erklären, wie er zustande kommt, wann er auftritt, warum er auftritt, plus Beispiele Genaueres zu Salzkristallen 2) Kovalente Bindung Alles über Orbitale, MO-Theorie, wann wer mit wem, warum QM-Erklärung, vom Bohr-Modell beginnend, Einführung der Quantenzahlen,... Bindungsformen (sigma, pi), Energieniveaus, HCl: welche niveaus verbinden sich da, warum grade die,... Aussehen von MO-Orbitalen: hat mich bindende und antibindende zeichnen lassen und schließlich: H2O, wie kommt das zustande: also Hybridorbitalzeugs 1. kollegative eigenschaften, speziell osmotischer druck (achtung formulierung: die treibende Kraft ist das chem. Potential, was von der Konzentration des Lösungsmittels abhängt und nicht: der Konzentrationsunterschied (is pingelig!) 2. Wasser, Wasserstoffbrückenbindungen (notwendige und hinreichende Bedingungen) 1. Warum wird Honig nicht schlecht? Am verfaulen sind Bakterien schuld, die aus einer Zellenmembran und Inhalt bestehen. Der Honig besteht aus sehr viel Zucker und wenig Wasser, beim Bakterium ist das genau umgekehrt. Das unterschiedliche chemische Potential erzeugt einen osmotischen Druck der das Bakterium austrocknet. Dann noch Phänomene aufzählen: Dampfdruckerniedrigung, Siedepunkterhöhung und Gefrierpunkterniedrigung. + wie kann man mit den 4 Sachen die molekulare Masse einer unbekannten Substands bestimmt. Aufpassen was auf Molalität und Molarität bezogen ist: Molalität = Anzahl mol der gelösten Partikel je Kilogramm reinen Lösungsmittel. Molarität = Anzahl mol der gelösten Partikel pro Liter Lösung. 2. Was ist allotropie 3. MO Theorie (sigma und pi Bindungen, delokaliesierung, hybritisierung.) Fragen aus dem Physikforum: Sa Mai 26, 2007 Zur Beantwortung dieser ersten Frage, war dann noch Geschwindigkeitsgesetz und die Erläuterung eines Reaktionsprofils von nöten. Und diverse Zusammenhänge Stöchiometische Gleichung – Geschwindigkeitsgesetzt: keiner Gleichgewichtskonstante - Geschwindigkeitsgesetzt: keiner Di Mai 29, 2007 Fragengebiet 1 (25min Prüfungszeit) 1a. Was ist die relative Molekülmasse bzw. können Sie mir eine Methode nennen diese zu bestimmen? 1b. Wofür steht "relativ" bei der relativen mittleren Atommasse und bei der relativen Molekülmasse? wofür steht "mittlere" bei der Atommasse? „Relativ“, weil sich die relative mittlere Atommasse auf ein bestimmtes Element bezieht, und sich die Atommassen auf dieses Element beziehen. "relativ", weil einer Bezugsmasse willkürlich ein Wert zugewiesen würde, zb 12 für 12C und dann wird geschaut, um wie viel größer/kleiner die Masse ist, bezüglich der 1/12 der Masse vom 12C Isotops ist. 12 bezogen auf H=1 O = 16 C = 12 Wasserstoff 1,000 1,008 1,008 Chlor 35,175 35,457 35,453 Sauerstoff 15,872 16,000 15,999 Stickstoff 13,896 14,008 14,007 Kohlenstoff 11,916 12,011 12,011 Quelle: http://de.wikipedia.org/wiki/Atommasse "mittlere" Atommasse, weil ein Element nie rein vorkommt, sondern immer eine gewisse Menge an stabilen Isotopen dabei sein wird. Die mittlere Atommasse ist das gewichtete Mittel aus den verschiedenen Isotopenmassen. 1c. Was ist die treibende Kraft im Falle des osmotischen Druckes? Durch die Membrankönnen genauso viele Wassermolekühle rein wie raus kommen. Gibt man lösliche Molekühle in das von der Membran abgetrennten Wasser, werden die Wassermolekühle in ihrer Ausbreitung gestört und es kommen nicht mehr so viele H2O Molekühle raus, wie rein kommen. Damit steigt die Wassersäule so lange bis der Druck ausreicht, dass wieder gleich viele H2O Molekühle rein wie raus kommen. 1d. Wie ist die Membran beschaffen? Sie darf nur die Wassermolekühle durchlassen. 1e. Was ist der Unterschied zwischen einem dynamischen und einem statischen Gleichgewicht? Dynamischen Gleichgewicht: Zum Beispiel Wasser zerfällt immer wieder in H+ + OH-, und verbinden sich wieder zu H2O. Das ist der Grund warum NH3 in Wasser zu NH4 wird, oder Aluminium mit Wasser eine schützende Aluminiumoxidschicht bilden kann. Statischen Gleichgewicht: Z.B.: HCl zerfällt in wässriger Lösung vollständig in H+ + Cl- und man müsste Energie aufwenden, um daraus wieder HCl zu machen. 1f. Gibt es ähnliche Phänomene wie beim osmotischen Druck und wie heißen diese? Dampfdruckerniedrigung, Siedepunkterhöhung, Gefrierpunkterniedrigung. 1g. Was ist die treibende Kraft bei all diesen Eigenschaften? Gelöste Molekühle stören die Bewegung der Molekühle aus dehnen die Lösung besteht. Fragengebiet 2 (10min Prüfungszeit) 2a. Was sind Enthalpie und freie Enthalpie und wie ist zweitere mittels zwei Methoden bestimmbar? Enthalpie H Ist die vom Atmosphärendruck korrigierte inner Energie. ∆H = E + PV PV : Produkt aus Druck und Volumen ∆H = HProdukte – EReaktanden EReaktanden : Ausgangsstoffe ∆H kann +/- sein. Begriffe: Reaktionsenthalpie ∆H > 0 Endotherme Reaktion → Wärme wird aufgenommen Reaktionswärme ∆H < 0 Exotherme Reaktion → Wärme wird abgegeben Chemie5 S04 Methode zur Bestimmung der Enthalpie Ich würde mal sagen, verbrennen und die Energieausbeute messen [kJ / g] und das dann in [kg / mol] umrechnen. freie Enthalpie ∆G (freie Energie laut Buch) englisch: Gibbs Free Energy Bestimmt eindeutig, ob eine Reaktion Spontan amläuft. (∆G < 0) ∆G = ∆H – T * ∆S ∆H = [J / mol] Enthalpie ∆S = [J / K * mol] Entropie Bei Berücksichtigung des Atmosphärendrucks F = E – TS F := Freie Energie oder engl.: Helmholtz Free Energie Methode zur Bestimmung der Enthalpie ∆G = -n*F*E0 Chemie7 S06 2b. Können Sie die Gelichgewichtskonstante bestimmen? 2c. Erklären Sie das Vorzeichen in der von Ihnen genannten zweiten Formel "Delta G_0 = nFE_0" - F * E0 (- weil Arbeit geleistet wird) Die Ladung von einem Mol Elektronen ist die Faradaykonstante F = 96487 Coulomb = 1 Faraday. Elektrische Arbeit = Ladung * Spannung 2d. Was ist der Unterschied zwischen "Delta G" und "Delta G null"? Die null gibt an, das jenes ∆G unter Standartbedungen gemessen wurde, das heißt Druck/ Temperatur und die Phase in der sich die Elemente befinden war genormt. Fragengebiet 3 (10min Prüfungszeit) 3a. Skizzieren und erklären Sie eine Zelle Ihrer Wahl. Grundlegende Eigenschaften, Funktionsweise, Aufbau, Trennschicht welche Lösung wird verwendet? Zb.: + - Zn → Zn² + 2e 2+ Cu + 2e → Cu Zn + Cu2+ → Cu ∆G0 = -212 kJ / Mol 3b. Auf welche Reaktionsgleichung bezieht sich das "Delta G null" aus Gebiet 2? Auf die normale Wasserstoffelektrode NHE? + - 0 H2(g) → 2H + 2e dessen E ≡ 0V 0 (ist die Bildungswärme) dessen ∆G ≡ 0 KJ / Mol Unter Standartbedingungen ist P(H2) = 1013mbar [H+] = 1 mol / l 3c. Erklären Sie den Zusammenhang zwischen "Delta G null" und den Standardbedingungen. ∆G0 = ∆H0 – T *∆S0 Standartbildungswärme = Freie Standartbildungswärme = Molare Standardentalpie = ∆H0298 ∆G0298 ∆S0298 Bei der ersten Frage wollte er auf die Ursache des chemischen Potentials hinaus, nämlich die KONZENTRATIONSÄNDERUNG! Die freie Enthalpie ist übrigens nicht über Enthalpieänderung, Entropieänderung und Temperatur bestimmbar (Zitat: "Da müssns scho des Entropiemeter zerst erfinden") Mi Mai 30, 2007 Was wissen Sie über Zellen! Grundlegende Eigenschaften, Funktionsweise, Aufbau, Trennschicht welche Lösung wird verwendet,..... Silikate, welche gibt es? verschiedene Eigenschaften Tetraederstruktur von SiO2, warum? Hybridisierung bei Si und bei O in Quarz (Bindungswinkel, ...) Osmatischer Druck (ähnlich wie bei Markus) kollegatorische Eigenschaften Wie kommt der Druck zustande? Membran, .... Fr Jun 01, 2007 1. Frage/Rechenaufgabe: Wieviel CO2/km entstehen bei einem Auto, das 8l Benzin (reines Oktan)/100km verbrennt 2. Frage: CO2-Molekül: Hybridisierung von Kohlenstoff UND Sauerstoff, Geometrie, ... 3. Frage: Geschwindigkeitsgesetz, Reaktionsordnung (er will hören, dass KEIN Zusammemhang zwischen Stöchiometrie und Reaktionsordnung/Geschwindigkeitsgesetz besteht) Fr Jun 01, 2007 1. Finden Sie die korrekte Stöchiometrie dieser Redox-Gleichung (ca. 5 min) - Oxidationszahlen, Oxidation/Reduktion was ist was, etc. - Was wird bei Reaktionen erhalten, was nicht? 2. Übergangsmetalle (ca. 25 min) - Was sind ÜM? - Charakteristika, Eigenschaften, Farben, etc. (sehr detailliert) - Liganden (u.a. aufzählen) und Geometrie - Kristallfeldtheorie (sehr detailiert - warum/wieso?) - eigentlich Hauptteil Mi Jun 20, 2007 1. Wieso hält sich Honig/Sirup so lange? - Osmotischer Druck im Detail erklärt 2. Weshalb ist Kohlendioxid linear? - Mit Hilfe der Molekülorbitaltheorie erklären. Mi Jun 20, 2007 • Wasser Geometrie und Hybridisierung H-Brücken-Bindung • Bindungstypen und Bindungen • Periodensystem und Quantenzahlen Do Jun 21, 2007 er hat mir mal eine riesen gleichung aufgeschrieben mit folgepfeil und anschließend ca. 6 stöchiometrisch korrekte Reaktionsgleichungen untereinander! Die Frage war nun: " Wie dissoziiert des ganze!?" er wollte auf chem. Potential und dass die kollegativen eigenschaften nur von konzentration UND NICHT von der art abhängen und es dissoziiert in die gleichung mit den meisten einzelterme!!!! Do Jul 26, 2007 ammoniak er wollt halt alles drüber wissen - also als erstes hat er mich säuren und basen anhand von ammoniak gefragt (was die so machen, gleichgewichtskonstanten beim wasser, wo macht man einen kleinen fehler etc.); ob in lösung mehr nh3 oder mehr nh4+ vorliegt usw. dann wollt er die geometrie wissen, warum das eine pyramide ist, wie dann das ammoniumion aussieht und wie die bindung zum 4 wasserstoff aufgebaut ist etc. dann hat er mich gefargt ob ich weiß was isoelektronisch ist und womit NH4+ isoelektronisch ist und wo dann tortzdem der entscheidende unterschied zw. methan und dem ammoniumion liegt. Ammoniak + + NH3 + Wasser( H2O H + OH ) = NH4 + OH (verhält sich also Basisch) Bildet einen Tetraeder. Isoelektrisch Gleiche e- Anordnung bei unterschiedlicher Protonenanzahl Bsp: |N≡N| und |C≡O| oder Methan und Ammoniak Do Aug 23, 2007 Säuren/Basen: • Was ist der Unterschied zwischen einer starken und schwachen Säure? • Dissoziationsgleichgewicht ? Was ist ein Puffer ? • Warum ändert er den ph Wert nicht merklich (log Abhängigkeit in der Konzetration) • Puffergleichung herleiten (Das war eigentlich der Hauptteil , mir schwirrt der Kopf jetzt noch vor lauter Logarythmen) PH Wert ? • Was ist er ? Der pH-Wert ist genau genommen eine Maßzahl, die angibt, wie hoch die Konzentration an + + H3O -Ionen [H3O ] in einer wässrigen Lösung ist. Sie wird durch den negativ dekadischen + Logarithmus der H3O -Ionen-Konzentration ausgedrückt: pH = - log [H3O+] Quelle: http://www.seilnacht.com/Lexikon/pH-Wert.htm • • Was gibts noch für ähnliche Werte und wie hängen sie zusammen ? Gibt’s pH und pOH Werte über 14 und unter 0 und wie kommt man rechnerisch drauf ? Ja die gibt es! Salzsäure 35%: pH = -1 und Natronlauge 30%: pH = 15 Rechnerisches Beispiel für reines Wasser: -7 + In reinem Wasser befinden sich immer 10 mol/l an H3O -Ionen (und auch an OH -Ionen). Dies ergibt sich aus dem Ionenprodukt des Wassers. Wasser selbst wirkt also immer in geringem Umfang als Säure (oder als Base). Diese Eigenschaft wird als Autoprotolyse des + Wassers bezeichnet. Nun wird die Konzentration der H3O -Ionen im Wasser in die Gleichung zur Berechnung des pH-Werts eingesetzt: -7 pH = - log [10 ] = -(-7) = 7 Also vielleicht ganz dumm das ganze rückwerts? +1 + pH = -1 = -(+1) = -log[10 ] also eine Lösung mit 10 mol/l an H3O -Ionen? Der pOH-Wert gibt die Konzentration an OH--Ionen im Wasser an. pH + pOH = 14 => pOH = pH – 14 Quelle: http://www.seilnacht.com/Lexikon/pH-Wert.htm Mi Nov 14, 2007 wie das so ist mit dem Periodensystem, wie es so aufgebaut wird, die bezeichnungen für jede schale, .... Im Zuge dessen die ganze Quantenmechanik, die Quantenzahlen genau, warum das das porbital aus 3 besteht, .... die atomorbitale, Molekülaorbitale, sigma und pi bindungen mit beispielen, die Hybridorbitale,... naja das war eigentlich schon alles
