Grundlagen der Chemie - Leibniz

Grundlagen der Chemie
Angelika Brückner, Thomas Werner
Leibniz-Institut für Katalyse e. V. an der Universität Rostock
Bitte !
alle Folien nach der Vorlesung abrufbar unter:
http://www.catalysis.de/index.php?id=580
1
Informationen
Einweisung zum Praktikum und Einteilung der Gruppen
durch Frau Dr. Sabine Haack
Mittwoch 21. 10. um 11.30 (Anwesenheitspflicht !)
Erstes Seminar
Montag 19. 10., durchgeführt von DC Christiane Janke
Tutorien, 2 x 1 h pro Tutor (2,50 € pro Teilnehmer und Stunde)
[email protected]
Mögliche Termine: Di. 15-18 oder Mi 18.45-19.45
[email protected]
Mögliche Termine: Di. 13-14, 14-15 oder Do 14-15, 15-16
Koordination durch das Studienbüro
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Vorlesungsinhalte - Allgemeine und Anorganische Chemie
•
Einführung
– Struktur von Materie (Stoffe, Gemische, Verbindungen, Elemente, Atome),
Periodensystem der Elemente, chemische Formeln, Stöchiometrie
•
Praktikumsrelevante Themen
– Lösungen (Auflösung, Hydratation, Löslichkeit, Konzentration,
Lösungsgleichgewichte)
– Säure-Base-Reaktionen
– Redox-Reaktionen
– Komplexverbindungen
•
Atombau
– Atommodelle, H-Atom, Quantenzahlen, Orbitalbesetzung, Elektronenstruktur und
Periodensystem der Elemente
•
Chemische Bindung
– Kovalente Bindung, Ionenbindung, Metallbindung, van der WaalsWechselwirkungen
•
Chemie ausgewählter Hauptgruppenelemente
–
–
–
–
–
Wasserstoff, Halogene
Sauerstoff, Schwefel
Stickstoff, Phospor
Kohlenstoff, Silizium
Bor, Aluminium
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Bücher fürs Selbststudium
Chemie: Das Basiswissen der Chemie
C. E. Mortimer, U. Müller
Thieme, 9. Auflage, 2007
Prinzipien der Chemie
R. E. Dickerson, H. B. Gray, M. Y. Darensbourg
Gruyter, 2. Auflage 1988
Allgemeine und Anorganische Chemie
(Mit Übungsbuch)
E. Riedel
Gruyter (Taschenbuch - 15. Juli 2008)
Chemie: Eine lebendige und anschauliche
Einführung
R. E. Dickerson, I. Geis, B. Schröder, J. Rudolph,
Wiley-VCH (Taschenbuch - Oktober 1999)
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Warum müssen Sie sich mit Chemie befassen?
Chemie
Lehre vom Aufbau und der
Umwandlung von Materie
Physik
Biologie
Lehre von den Zuständen
und Zustandsänderungen
von Materie
Lehre vom Verhalten der
Organismen
„höchste Form der
angewandten Chemie“
5
Klassifizierung von Materie
6
Trennung von Stoffgemischen
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Die Daltonsche Atomtheorie
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Aufbau von Atomen I
Elementarteilchen
Elektron
Symbol
Masse
Proton
e
0,9109 ⋅ 10-30 kg
5,4859 ⋅ 10-4 u
sehr leicht
Ladung
-e
Neutron
p
1,6725 ⋅ 10-27 kg
1,007277 u
schwer
+e
n
1,6748 ⋅ 10-27 kg
1,008665 u
keine Ladung
Elementarladung e = 1,6022 ⋅ 10-19 C (kleinste auftretende Ladungsmenge)
Eine atomare Masseeinheit (u) ist definiert als 1/12 der Masse eines Atoms des
Kohlenstoffnuklids 126 C
Masse eines Atoms
12
6
C = 12 u
1 u = 1,6606 ⋅ 10-27 kg
9
Zusammensetzung des Atomkerns
= Ordnungszahl
10
Atommasse
Die Masse eines
Atoms ist stets
kleiner als die
Summe der Masse
seiner Bausteine.
m p + mn + Δm
Arel =
1 12
m( 6 C )
12
Kernbindungsenergie von He = 28,3 MeV ≅ 0,03 u
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Isotope und relative Atommassen
Stabilität von Isotopen
Bei stabilen Isotopen ist Anzahl Σp ≅ Σn. Zu großer Neutronenüberschuß führt
zum radioaktiven Zerfall.
Mittlere relative Atommasse von natürlichen Elementen
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Elektronenschalen und chemisches Verhalten
Atomdurchmesser
Kerndurchmesser
100 – 240 pm (1pm = 10-12 m)
ca. 10-3 pm
Das chemische Verhalten von Atomen (Molekülen)
wird durch die Elektronenhülle bestimmt
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Das Periodensystem
IA
IIA
Hauptgruppen
IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Nichtmetalle
1. Periode
Metalle
Halbmetalle
IIIB IVB VB VIB VIIB
VIIIB
IB IIB
Ni Cu
Pd Ag
7. Periode
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Trends in den Atomradien
15
Tendenz zur Aufnahme und Abgabe von Elektronen
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Trend der 1. Ionisierungsenergien in der Periode
Innerhalb einer Periode nehmen die 1. Ionisierungsenergien von links
nach rechts zu.
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Trend der 1. Ionisierungsenergien in der Gruppe
Innerhalb einer Gruppe
nehmen die
1. Ionisierungsenergien
von oben nach unten ab
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Trend in den Elektronenaffinitäten
-
-
-
19
Trend in der Elektronegativität
Relative Werte nach Linus Pauling (berechnet
aus Bindungsenergien, für F: 4,0 festgelegt)
Metalle
Nichtmetalle
20
Trends in den Ionenradien der Hauptgruppenelemente
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Was zum Lachen
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Stöchiometrie
Lehre der Mengenverhältnisse von Elementen in Verbindungen und der
quantitativen Beziehungen zwischen Verbindungen und Elementen in
chemischen Reaktionen
griechisch:
stoicheion = Element
metron = messen
Chemische Formeln geben das Verhältnis der Elemente in einer Verbindung an
Molekülverbindungen
Ionische Verbindungen
CO2 CO
Na2SO4
KCl
H2O
H2O2
CaSO4
AlCl3
NH3
N2H4
NaOH
NO2 NO N2O
CH4 C2H6
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Stöchiometrische Gesetze
Gesetz der Erhaltung der Masse (Lavoisier 1785)
In einer chemischen Reaktion ist die Summe aller Massen aller
Ausgangsstoffe gleich der Summe der Massen aller Produkte, d. h., die
Gesamtmasse bleibt konstant
Gesetz der konstanten Proportionen (Proust 1799)
In einer Verbindung sind stets die gleichen Elemente im gleichen
Massenverhältnis enthalten
Beispiel: 1g Kohlenstoff verbindet sich immer mit 1,333 g Sauerstoff zu CO2
Gesetz der multiplen Proportionen (Dalton 1803)
Wenn zwei Elemente A und B mehr als eine Verbindung bilden, dann
stehen die Massen desselben Elements zueinander im Verhältnis kleiner
ganzer Zahlen
Beispiel: 1 g Kohlenstoff + 1 x 1,333 g Sauerstoff „ CO
1 g Kohlenstoff + 2 x 1,333 g Sauerstoff „ CO2
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Stöchiometrische Gesetze
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Stoffmenge von Gasen
Amedo Avogadro (1776 – 1856)
Bei gleichem Druck und gleicher Temperatur
enthalten gleiche Volumina jedes beliebigen
Gases die gleiche Anzahl von Molekülen
(Mol)
V = k x n oder V1/n1 = V2/n2
Robert Boyle (1627 – 1691)
p x V = const.
oder
p1V1 = p2V2
Joseph Gay-Lussac (1778-1850)
V=kxT
oder
V1/T1 = V2/T2
p = k´x T
oder
p1/T1 = p2/T2
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Rechenbeispiel 1
•
Eine Gasprobe nimmt bei einem Druck von 0,75 bar ein Volumen
von 360 ml ein. Wie groß ist das Volumen, wenn der Druck auf 1 bar
erhöht wird?
•
Ein Behälter mit einem Volumen von 10 Liter wird bei 0 °C mit Gas
bis zu einem Druck von 2,0 bar gefüllt. Bei welcher Temperatur
steigt der Druck auf 2,5 bar?
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Das Maß für die Stoffmenge: Mol
1 Mol einer Substanz enthält so viele Teilchen (Atome, Moleküle, Ionen,
Formeleinheiten) wie 12g des Kohlenstoffisotops 12C
1 Mol ≅ 6,022 x 1023 Teilchen
NL = NA = 6,02217 x 1023 mol-1
Loschmid´sche oder Avogadro´sche Zahl
6,022 x 1023 Teilchen sind z. B. enthalten in:
55,845 g Eisen
10,811 g Bor
66,55 g Kupfer
Die Menge in g eines Elements, die der relativen
Atommasse entspricht, enthält stets 1 Mol Teil Atome
18,00 g Wasser
46,07 g C2H5OH
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Stoffmenge von Gasen
p = 101,3 kPa = 1,013 bar
T = 273,15 K
= 8,314 x 10-2 barxl / molxK
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Rechenbeispiel 2
•
In Airbags befindet sich Natriumazid NaN3, dass bei einem Aufprall
durch elektrische Zündung schlagartig zersetzt wird:
2 NaN3 „ 2 Na + 3 N2
•
Welches Volumen hat der gefüllte Airbag nach der Zersetzung von
120 g NaN3, wenn der entstandene Stickstoff bei 25 °C einen Druck
von 1,25 bar hat?
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Rechenbeispiel 3
Wieviel Mol Schwefelsäure sind in einem Liter enthalten ?
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Rechenbeispiel 4
Umrechnung von molaren Anteilen in Massenanteile
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Anwendung: CHN-Analyse organischer Verbindungen
Bei der Verbrennung von 2,5 g der Verbindung entstehen 6,78 g CO2, 1,94 g
H2O und 0,432 g N2. Wie lautet die empirische Formel?
1) Berechnung der Massen an C und H, die in CO2 und H2O enthalten sind
Mr(CO2) = 44,0 Mr(H2O) = 18,0
2) Berechnung des molaren Anteils der Elemente aus deren Massen
n = m/M
n(C) = 1,85 g / 12 g mol-1 = 0,154 mol C
n(H) = 0,218 g / 1,01 g mol-1 = 0,216 mol H
n(N2) = 0,432 g / 28,012 g mol-1 = 0,015 mol N2 = 0,030 mol N
0,030 : 0,216 : 0,154 = 1 : 7,2 : 5,1
C5H7N
C10H14N2
Nicotin
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Stöchiometrie von chemischen Reaktionen I
Aufstellen und Ausgleichen der Reaktionsgleichung
Zahl der Mole jedes Elements muß auf beiden Seiten der Gleichung
übereinstimmen (Gesetz von der Erhaltung der Masse)
1) Bei der Verbrennung von Ethan entstehen CO2 und Wasser
2) Beim Auflösen von Braunstein (MnO2) in Salzsäure (HCl) entstehen
MnCl2, Chlor und Wasser
Reaktionsgleichungen formulieren !
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Stöchiometrie von chemischen Reaktionen II
Umrechnung auf umgesetzte Massen
1) Errechnung der Stoffmengen in Mol
M(MnO2) = 86,9 g/mol
2) Rückrechnung von Stoffmenge in Masse
M(HCl) =36,5 g/mol
M(Cl2) = 70,9 g/mol
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Stöchiometrie von chemischen Reaktionen III
Begrenzende Reaktanden (im Unterschuss vorhanden)
1) Errechnung der Stoffmengen in Mol
2) Ermittlung des begrenzenden Reaktanden
Division der verfügbaren Stoffmengen durch die Koeffizienten der Reaktionsgleichung
kleinster Wert „ begrenzender Reaktand (hier: F2)
3) Berechnung der Menge an NF3, die mit 0,382 mol F2 maximal erzeugt
werden kann
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Stöchiometrie von chemischen Reaktionen IV
Berechnung der Ausbeute
Theoretische Ausbeute:
gemäß Reaktionsgleichung maximal
erzielbare Ausbeute
Tatsächliche Aubeute:
durch Verluste meist kleiner als theoretische
Ausbeute (unvollständige Umsetzung,
Folgereaktionen …)
tatsächliche Ausbeute
x 100 %
Prozentuale Ausbeute =
theoretische Ausbeute
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Das chemische Gleichgewicht
Beispiel: Ammoniaksynthese
N2 + 3 H2 ' 2 NH3
NH3 – Bildung bei 10 – 100 bar und 400 -550 °C
NH3 – Zersetzung niedrigem Druck und höheren T
Gleichgewichtsreaktion (reversibel)
A2(g) + X2(g) ' 2AX (g)
Gleichgewicht
Hin- und Rückreaktion
laufen gleich schnell ab
MWG
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Das Prinzip des kleinsten Zwanges
Prinzip von Le Chatelier (1884)
Übt man auf ein im Gleichgewicht befindliches chemisches System einen Zwang
aus, so verändert es sich so, dass es dem Zwang ausweicht. Es stellt sich ein
neues Gleichgewicht ein.
Konzentrationsänderungen
Wird die Konzentration eines Stoffes erhöht (erniedrigt), so verlagert sich das
Gleichgewicht so, dass der Stoff verbraucht (gebildet) wird und sich seine
Konzentration erniedrigt (erhöht).
Beispiel: CaCO3 ' CaO + CO2
vollständiger Umsatz durch Entfernung von CO2
Druckänderung
N2 + 3 H2 ' 2 NH3
Druckerhöhung bewirkt Verschiebung nach rechts, da
Reaktion unter Verringerung der Molzahl abläuft
Temperaturänderung
N2 + 3 H2 ' 2 NH3
ΔH = -92,4 kJ/mol
Hinreaktion ist exotherm. Zufuhr von Wärme
begünstigt die Rückreaktion
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Das Massenwirkungsgesetz
Allgemeine Formulierung des MWG
= KC
Für Gasreaktionen
Konzentration c(X) ∼ Partialdruck p(X)
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