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