2 - BG/BRG Lerchenfeld

Auswahlverfahren Medizin
Prüfungsgebiet Chemie
Kursleiter
Mag. Wolfgang Mittergradnegger
IFS Kurs 2009
1
Ablauf des Kurses
Termine:
18. 05/ 25.05 /27.05/ 03.06/ 08.06/ 15.06
Ort:
BG/BRG LERCHENFELD, Chemiesaal 2.Stock
Zeit:
17.00 – 21.00 Uhr
Unterlagen: Präsentation, Mitschrift, Fragenkatalog, Rechenbeispiele
Bücher:
jedes Lehrbuch der Oberstufe Tipp: Mortimer/ Chemie Chemie für Mediziner (Zeeck)
2
Einteilung
T1
Atombau, Aggregatzustände, Gasgesetzte,
Periodensystem
T2
Chemische Bindung
T3
Chemische Reaktion - Gleichgewicht
3
Einteilung
T4
Elemente & Verbindungen, Säure/Base,
REDOX
T5
Organische Chemie
T6
Naturstoffe, Wiederholung
4
Nützliches zum TEST
• Für jede richtig gelöste Aufgabe (jede richtige Antwort) erhaltet IHR beim Auswahltest 2 Punkte.
• Jede falsch beantwortete Aufgabe (jede falsche Antwort) wird hingegen mit ‐1 Punkt bewertet.
• Unbeantwortete Aufgaben (keine Antwort angekreuzt) ergeben 0 Punkte.
• Ort: abchecken, wo die Sanitäranlagen, Getränke‐
Speisen, sind…
5
1. Termin 18.05.2009
• Atombau
• Aggregatzustände
• Gasgesetze
• Periodensystem
6
6
Ein einfacher Versuch
A
1. Spannungsquelle bei
A
anschließen
B
2. gut beobachten (ca. 30 s)
3. Streichholz zur Öffnung bei
7
B
halten
Kurzer Test
Lies genau und beantworte:
1.
2.
3.
4.
5.
Elektronen sind Ladungsträger in Metallen.
Elektrolyte sind Stromzuführungen.
Ionen sind Ladungsträger in wässrigen Salzlösungen.
Elektroden sind Ionenleiter.
Elektrolysen sind elektrochemische Reaktionen.
a)
b)
c)
d)
e)
8
1 und 4 sind richtig
2 ist richtig
alle sind richtig
alle sind falsch
1, 3 und 5 sind richtig
Kurzer Test
2) Welche(r) Vorgang (Vorgänge), findet (finden) bei der Elektrolyse an der
Katode statt:
1.
2.
3.
4.
5.
Nichtgeladene Moleküle werden in positive Ionen umgewandelt.
Positive Ionen werden entladen.
Positive Ionen können reduziert werden.
Positive Ionen geben Elektronen ab.
Positive Ionen werden in negative Ionen umgewandelt.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
9
2 ist richtig
5 ist richtig
alle sind richtig
3 und 5 sind richtig
1,3 und 5 sind richtig
2 und 3 sind richtig
Kurzer Test
3) Kreuze die auf Wassermoleküle zutreffende(n) Aussage(n) an:
a)
b)
c)
d)
e)
10
Das Wassermolekül ist gestreckt gebaut.
Das Wassermolekül besteht aus Ionen.
Wassermoleküle halten durch elektrostatische Kräfte zusammen.
Wassermoleküle halten durch Wasserstoffbrücken zusammen.
Wassermoleküle sind Dipole, in denen der Sauerstoff der positivere Pol ist.
Kurzer Test
4) Kreuze die richtige(n) Aussage(n) an:
a) Bei jeder chemischen Reaktion wird Energie entweder frei oder
gebunden.
b) Bei jeder chemischen Reaktion ist dauernd Zufuhr von Energie nötig.
c) Bei jeder chemischen Reaktion wird Energie frei.
d) Bei jeder chemischen Reaktion ist der Energieinhalt der Ausgangsstoffe
gleich dem Energieinhalt der Endprodukte.
11
Kurzer Test
5)
2 H2 + O2 →
2 H2O
/
ΔH = – 572 kJ/mol
1. Die Bildung von 2 Mol Wasser aus den Elementen ist endotherm.
2. Bei der Bildung von 2 Mol Wasser aus den Elementen werden 572 kJ
freigesetzt.
3. Bei der Bildung von zwei Molekülen Wasser aus 2 Molekülen Wasserstoff
und einem Molekül Sauerstoff werden 572 kJ frei.
4. Bei der Verbrennung von 22,4 Liter Wasserstoff (0 ºC, 1 bar) werden 572 kJ
frei.
5. Bei der Bildung von 1 Mol Wasser aus den Elementen H und O werden 572
kJ frei.
6. Um 32 g H2O aus den Elementen herzustellen, benötigt man 572 kJ.
12
a)
b)
c)
d)
e)
f)
1 und 3 sind richtig
2 und 3 sind richtig
1, 2 und 3 sind richtig
4 ist richtig
4 und 6 sind richtig
5 und 6 sind richtig
Kurzer Test
6) Ein Gemisch von Wasserstoff und Sauerstoff explodiert bei
Zimmertemperatur erst nach Kontakt mit einem Funken. Kreuzen Sie jene
Aussage(n) an, die sich aus diesem Verhalten ableiten lässt (lassen).
a)
b)
c)
d)
13
Die Reaktion ist endotherm.
Die Reaktion ist exotherm.
Die Reaktion hat eine positive Reaktionsenthalpie.
Die Reaktion benötigt Aktivierungsenergie.
Kurzer Test
7) Wie viel Gramm Wasserstoff werden maximal bei der Elektrolyse aus 180 g
Wasser entstehen?
a)
2g
b) 160 g
c) 18 g
d) 32 g
e) 20 g
14
Lösungen
1
e
2
f
3
c, d
4
a
5
b
6
b, d
7
e
Prüfungsort:
Jede richtig gelöste Aufgabe (jede richtige
Antwort) wird beim Auswahltest mit
2 Punkten bewertet.
Jede falsch beantwortete Aufgabe (jede
falsche Antwort) wird hingegen mit
-1 Punkt bewertet.
Unbeantwortete Aufgaben (keine Antwort
angekreuzt) ergeben 0 Punkte.
Unnötigen Stress vermeiden!
rechtzeitig!
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abchecken - Sanitäranlagen/Getränke- Speisen
Eine einfache chemische Reaktion
S
A
G
L
L
A
N
K
2 H2 + O2
16
-
N
O
I
T
K
A
E
R
2 H2O (l)
| ∆H= ‐ 572 kJ/ mol
Was passiert genau bei einer Chemischen Reaktion?
• Es treten massive stoffliche Veränderungen auf ‐ (z.B: Bildung von Gasen, Niederschlägen, Farb‐ & Geruchsveränderungen…)
• Energie wird frei oder muss ständig zugeführt werden
• Atome, Moleküle, Ionen reagieren miteinander • Chemische Formelschreibweise: H2, H20, …
Um dies alles erklären zu können, müssen wir uns zunächst einmal genauer dem Aufbau der Atome widmen!
17
Entwicklung der Atommodelle
Dalton
18
Thomson „Rosinenkuchenmodell“
Schalenmodell
N. Bohr
Kern‐Hülle‐Modell
Rutherford
Wellenmechanisches Atommodell
Schrödinger
Aufbau der Materie Rutherford´scher Streuversuch
19
Aufbau der Materie Rutherford‘scher Streuversuch
Goldfolie wurde mit positiv geladenen α‐Teilchen beschossen
fliegen gerade durch
„Reflexion“
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Ablenkung
Atommodell von Rutherford
• Die meisten Elektronen fliegen ungehindert durch die Folie Æ
viel „freier Raum“! • Kleiner Teil der Strahlung wird reflektiert Æ
Kern mit „großer“ Masse • Gewisser Anteil an Strahlung wird abgelenkt (gestreut)
ÆPositive Teilchen im Kern (Protonen)
• Kern (Nukleus):
• Hülle:
Positive Teilchen (Protonen p+), neutrale Teilchen (Neutronen n° ) ‐ erst später entdeckt!
Negative Teilchen (Elektronen e‐ ) Neutrales Atom besitzt so viele e‐ in der Hülle wie p+ im Kern!
Die Elektronen schirmen die positive Kernladung ab. 21
Atommodell von Rutherford
22
Physikalische Charakteristika der Bausteine der Atome
Elementarteilchen Masse
(kg)
Atommassen‐
Einheiten (u)
Ladung 1)
Proton
1,673. 10‐27
1,0072
+1
Neutron 2)
1,675. 10‐27
1,0086
0
Elektron
9,1. 10‐31
0,0005
‐1 1)
Kleinste in der Natur auftretende elektrische Ladung = Elementarladung
1,602 . 10-19 Coulomb (As)
23
2) Wurde erst in den 1920‐ern entdeckt
Atommasseneinheit
1 unit ist 1/12 der Masse des
Kohlenstoff- Isotops 6C12
1u = 1/12 m
12
C
6
[1]
1u = 1,66 . 10‐24 g
1g = 6,022 .10‐23 u
24
Größen in der Chemie
y Atomdurchmesser: 0,1 nm = 10‐10 m (alte Bez.: 1 Angström)
y Atomkerndurchmesser: 10‐14 m
y Exponentialschreibweisen sind in den Naturwissenschaften und daher auch in der Chemie sehr wichtig. Zur Wiederholung ein paar Rechenbeispiele:
o 4,2* 102=
o 4,2 * 10‐3 *2,3 *104= o 0,000034=
o 4,5 *10‐3 / 3*10‐5=
y 109 Giga
106 Mega M
y 10‐3 Milli m 10‐6 Mikro μ
25
103 Kilo k
10‐9 Nano n
4
2
He
Proton (p+)
Elektron (e-)
Neutron (n°)
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Atommassenzahl A
A = Summe p+ und n°
Ordnungszahl Z
Z = Anzahl der p+
Neutronenzahl N
N= A - Z
Zahl der Protonen = Zahl der e-
Beschreibung der Atome
Hat die relative Atommasse von 23 u:
• es hat 23 Kernbausteine
• 11 Protonen + 12 Neutronen
Steht an der 11. Stelle im PSE:
• hat 11 Protonen im Kern
• hat 11 Elektronen in der Hülle
27
Kernladungs‐ und Massenzahl
• Z ‐ Kernladungszahl: Zahl der Protonen (= Zahl der Elektronen in einem neutralen Atom)
Ein Element wird durch die Kernladungszahl definiert!
• A – Atommassenzahl: •
28
Zahl der Protonen und Neutronen, A= Z + N
Übungen: Bestimme Kernladungszahl und Nukleonenzahl von C, H, S, Fe und N
Warum hat Chlor die A 35,5 ???
y Heißt dies: 17 Protonen und 18,5 Neutronen?
Das ist nicht möglich!!!!! Halbe Elementarteilchen gibt es nicht!!!!!
y ISOTOPE: Ein Element kann verschieden Anzahl an Neutronen (Element wird durch Z charakterisiert) und somit auch verschiedene Massenzahl haben.
y Bsp. Kohlenstoff: Es gibt die Isotope 12C und 14C. Beide entsprechen Kohlenstoff, nur hat das 12C Isotop 6 Neutronen und das 14C hat 8 Neutronen.
y Definition: Atome desselben Elements können verschiedene Anzahlen von Neutronen besitzen; die verschiedenen möglichen Varianten eines Elements heißen Isotope (gleiche Ordnungszahl, aber verschiedene Atommasse!)
29
Familie der Wasserstoffatome
H‐Isotope
30
Familie der Wasserstoffatome
H‐Isotope
31
D2O ‐ nicht Wasser, sondern
„schweres Wasser“
ISOTOPE
32
•
1
1H
•
2
1H
•
3 1H Tritium
Es hat mit einer relativen Häufigkeit von 99,99 % den weitaus größten Anteil am irdisch vorkommenden Wasserstoff. Es ist nicht radioaktiv, also stabil.
Deuterium Das Isotop 2H hat neben dem Proton ein Neutron im Kern .Für Deuterium gibt es das D als ein eigenes Elementsymbol. Es macht 0,015 % aller Wasserstoffatome aus. Deuterium ist ebenfalls stabil.
Tritium hat aber nur einen verschwindenden Anteil am gesamten in der Natur vorkommenden Wasserstoff. Tritium besitzt zwei Neutronen und wird mit 3H oder 3T gekennzeichnet. Tritium ist radioaktiv und zerfällt durch Betazerfall (β‐) mit einer Halbwertszeit von 12,32 Jahren. Durch Kernreaktionen in der oberen Atmosphäre wird es jedoch ständig neu gebildet und ist in allen Oberflächenwässern und Lebewesen enthalten.
Halbwertszeit
33
Familie der Kohlenstoffatome
C‐Isotope
34
Halbwertszeit von 14 C = 5730 Jahre
Familie der Kohlenstoffatome
Radiocarbon ‐ Methode
35
14C ‐
Methode
y In der Luft beträgt der Anteil am Gesamtkohlen‐stoffgehalt für 12C 98,89%, für 14C 1.10−10%
y 14C ist nicht stabil und hat eine Halbwertszeit von 5730 Jahren
y Zu Lebzeiten nehmen alle Lebewesen CO2
und somit auch 14C Kohlenstoff auf y Stirbt der Organismus, hört die Aufnahme von CO2 (und 14C !) auf y Das Verhältnis von 12C zu 14C verändert sich, da dass 14C zerfällt
y Über das Verhältnis und der bekannten Halbwertszeit kann man auf das Alter 36
Rückschlüsse ziehen. Die Gerätschaft des Ötzi war ungefähr 5300 Jahre alt
Isotope und deren Auswirkung auf die Massenzahl im PSE
Elemente haben verschiedene Anzahl von Isotopen, die in gewissen Häufigkeiten vorkommen.
Beispiel Chlor: 35Cl 37Cl
75,8 %
24,2 %
(m35Cl * 0,758 + m37Cl * 0,242) / 2 = 35,5 u
Diese prozentuellen Häufigkeiten der Isotope werden im PSE berücksichtigt und fließen daher in die Massenzahl der einzelnen Elemente mit ein.
37
Massendefekt
• Es gibt einen Unterschied in der tatsächlichen Masse und der theoretischen Masse eines Atoms. • Wenn man die Massen der Protonen und Neutronen eines Atoms zusammenzählt kommt man auf die theoretische Masse.
• Die tatsächliche Masse ist aber immer minimal kleiner.
? Wohin verschwindet die Masse? E=m.c2
liefert die Energie, die nötig ist, um ein Atom zusammen zu halten
38
Ist es nun aber wirklich so, …
Elektron
39
…, dass e‐ auf Bahnen kreisen?
Problem 1
Physikalisch gesehen, kann sich ein Elektron nicht ewig um den Kern eines Atoms in einer Kreisbahn bewegen, da es früher oder später (~10‐8 s) in den Kern stürzen würde. 40
Bohr‘sches Atommodell
Niels Bohr hat sich mit dem Thema auseinandergesetzt, warum verschiedene „Elemente“ unterschiedlich leuchten, wenn man sie erhitzt Bsp: Flammenfärbung
41
Flammenfärbung
Alle Elemente senden im atomaren oder auch im ionisierten gasförmigen Zustand bei hohen Temperaturen Licht einer bestimmten Farbe aus ‐ das gelingt auch durch elektrische Anregung. Wenn man dieses Licht mit Hilfe eines so genannten Spektralapparates beobachtet, so lassen sich die für das jeweilige Element ganz
charakteristischen Spektrallinien erkennen. 42
Spektroskopie
Untersuchungsmethode mit Hilfe von Licht
43
43
44
Sichtbares Spektrum
45
Spektren
46
E= h*f
c=f*λ
Spektroskopie
Untersuchungsmethode mit Hilfe von Licht
• Emissionsspektroskopie: Stoffe werden dazu angeregt, Licht auszusenden. Jeder Stoff sendet dabei Licht mit charakteristischen Wellenlängen(= Energie )aus
• Absortionsspektroskopie: Stoffe nehmen bestimmte Anteile des Lichts (Farben) aus einem Gesamtangebot (weißes Licht) heraus
47
Leuchtender Wasserstoff
48
49
Atom‐ Spektren
50
Bohr´sche Postulate
• 1.Postulat: Elektronen dürfen nur auf bestimmten, fest definierten Bahnen (Quantenbahnen) um den Kern kreisen. (Heute weiß man, dass das nicht richtig ist‐ keine BAHNEN)
• 2.Postulat: Elektronen dürfen auf diesen Bahnen nicht Energie abstrahlen, da sie die Bahn sonst durch den Energieverlust nicht halten könnten. (richtig)
• 3.Postulat: Elektronen springen unter Abstrahlung von Energie von einer äußeren zu einer inneren Bahn. Die Energie hat den Betrag: E =h.f
51
Erklärung der Flammenfärbung
Schritt 1: Elektronen nehmen Energie auf
Schritt 2: Anhebung auf ein höheres Besetzungsniveau
Schritt 3: Rückkehr zum Grundzustand unter Aussendung von Licht
52
Wasserstoffspektrum
53
Wasserstoffspektrum
54
Elektronenverteilung in der Atomhülle
nach dem „Schalenmodell“ von N. Bohr
• n = Nummer der Schale = Elektronenaufenthaltsbereich
• n = 1,2,3……
•
•
•
•
55
n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 max. 2 e‐
max. 8 e‐
max. (8 e‐ + 10 e‐ ) = 18 e‐
max. (8 e‐ + 10 e‐ + 14 e‐) = 32 e‐
Es können max. 2n2 Elektronen in einer Schale untergebracht werden
Die Natur des Lichts
Was passiert, wenn Licht auf ein Hindernis trifft?
Photoelektrischer Effekt Hier verhält sich das Licht als Ansammlung von Teilchen (Photonen)
56
Die Natur des Lichts
Was passiert, wenn Licht auf ein Hindernis trifft?
Photoelektrischer Effekt INTERFERENZ
Hier verhält sich das Licht als Welle
57
Welle – Teilchen Dualismus
• Man kann dem Licht sowohl Wellennatur als auch Teilchennatur zuordnen
• Ebenso kann man auch den Elektronen Wellen‐
und Teilchennatur zuordnen ÆDe Broglie 58
De Broglie
1923
Wellenlänge einer
Materiewelle:
Jedem Teilchen mit Masse m kann eine Wellenlänge λ
zugeordnet werden
Elektronen können als dreidimensional‐stehende
Wellen betrachtet werden!!!
59
Probleme 2
• Laut der Unschärferelation von Heisenberg, kann man den Ort und den Impuls (also Geschwindigkeit) eines so kleinen Teilchens nie gleichzeitig exakt angeben. Daher kann man nicht sagen, dass sich das Elektron auf einer „Kreisbahn mit hoher Geschwindigkeit befindet“.
60
Heisenberg‘sche Unschärferelation
1927
• In der Quantenmechanik sind zwei Messgrößen eines Teilchens (z.B. Elektrons) sind nicht immer gleichzeitig beliebig genau bestimmbar. Die Unschärferelation ist nicht die Folge von Unzulänglichkeiten eines ent‐
sprechenden Messvorgangs, sondern prinzipieller Natur!
• Das bekannteste Beispiel für ein Paar solcher Messgrößen sind Ort und Impuls eines Elektrons 61
Heisenberg‘sche Unschärferelation
1927
Ort und Impuls eines Elektrons sind gleichzeitig nicht 100%ig genau bestimmbar!!!
62
Wellenmechanisches Atommodell
Schrödinger • Schrödinger stellte aufgrund des Welle – Teilchen Dualismus eine Wellenfunktion (Schrödinger‐
Gleichung) für das Elektron auf, um die Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons zu bestimmen. • Dieses mathematische Modell wird als wellenmechanisches Atommodell oder auch Orbitalmodell bezeichnet.
63
Wellenmechanisches Atommodell
Schrödinger Ein Orbital ist nichts anderes als eine mathematisch berechnete Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons („Elektronenwolke“)
64
Wellenmechanisches Atommodell
Schrödinger Bsp. Wasserstoff: das Elektron kommt im Bereich eines kugelförmigen Raums mit großer Wahrscheinlichkeit vor
65
Quantenzahlen
• Zur sinnvollen Lösung der Schrödinger‐
Gleichung ist eine Folge von 4 Zahlen zu berücksichtigen. Diese Zahlen bezeichnet man als Quantenzahlen:
•
•
•
•
66
Hauptquantenzahl n
Nebenquantenzahl l
Magnetquantenzahl m
Spinquantenzahl s
Quantenzahlen
Hauptquantenzahl n = (1,2,3…..∞)
bestimmt das Hauptenergieniveau (Schale; Entfernung vom Atomkern)
67
Nebenquantnzahl l = (0, ……., (n‐1))
bestimmt den Orbitaltyp
l=0 Æ s‐Orbital
l=1 Æ p‐Orbital
l=2 Æ d‐Orbital
l=3 Æ f‐Orbital
Quantenzahlen
Magnetquantenzahl m = ( ‐l, ….. 0, …..+l)
– gibt die Anzahl der Orbitale eines bestimmten Typs an (Orientierung im Raum!)
– Zuordnung! l=0 Æ m=0
Æ 1 Orbital des s‐Typs
l= 1 Æ m=( ‐1, 0,+1)
Æ
l=2 Æ m=(‐2,‐1,0,+1,+2) Æ
l=3 Æ m=(‐3,‐2,‐1,0,+1,+2,+3) Æ
3 Orbitale des p‐Typs
5 Orbitale des d‐Typs
7 Orbitale des f‐Typs
Spinquantenzahl s = + ½ , ‐ ½
– beschreibt den Drehsinn (Drall) des Elektrons – Es gibt 2 Einstellmöglichkeiten ( ↑ , ↓) für ein Elektron
68
Orbitale
• beschreiben den Energiezustand der Elektronen
• stellen mathematisch ermittelte Aufenthaltswahrschein‐
lichkeiten von Elektronen dar
• aus den Lösungsmöglichkeiten der Schrödinger ‐
Gleichung ergeben sich verschiedene Typen von Orbitalen
69
Orbitale
Die Hauptquantenzahl n
- Entfernung zum Kern
70
Die Nebenquantenzahl l
– Orbitaltypen
Orbitale
Die Magnetquantenzahl m – Räumliche Orientierung
– Beim s Orbital gibt es nur eine Raumausrichtung (da eine Kugel)
z
x
y
71
Orbitale
Die Magnetquantenzahl m – Räumliche Orientierung
– Bei den p Orbitalen unterscheidet man 3 Möglichkeiten: px, py, pz x
72
y
z
Orbitale
Die Magnetquantenzahl m - Räumliche Orientierung
• Bei den d Orbitalen unterscheidet man schon 5 Möglichkeiten
73
Orbitale
Die Spinquantenzahl s
74
Quantenzahlen
• Die Quantenzahlen beschreiben
–
–
–
–
Welche Energien die Elektronen haben
In welchen Orbitalen die Elektronen liegen
Welche Orientierung die Orbitale haben
Den Drehsinn eines Elektrons • Die vier Quantenzahlen legen den Energiezustand eines Elektrons im Atom eindeutig fest
• In ein Orbital passen max. 2 Elektronen!
75
Quantenzahlen
• In der Hauptquantenzahl n=1 gibt es nur einen Typ von Orbital: s
• In der Stufe der Hauptquantenzahl n=2 kann man schon zwei Typen unterscheiden: s und p Orbitale
– Bsp: Sauerstoff
• In n=1 liegen die 2 Elektronen im s Orbital
• In n=2 sind 2 Elektronen im s Orbital, 4 Elektronen im p Orbital
• In der Hauptquantenzahl n=3 gibt es s, p und d Orbitale
76
–
Bsp: Phosphor
Quantenzahlen
77
Energieschema der Orbitale
78
Regeln zur
Verteilung der Elektronen
auf die verschiedenen Orbitale
1.Enegieminimum: zuerst energetisch günstigste Niveaus besetzen
1.Hund'sche Regel: energetisch gleichwertige Orbitale
zuerst einfach, dann doppelt besetzen
2.Pauli-Verbot:
79
2 Elektronen dürfen nicht in allen 4 Quantenzahlen übereinstimmen. Müssen sich
zumindest im Spin voneinander unterscheiden
So kann man ein PSE aufstellen
Verschiedene Aggregatzustände
80
Aggregatzustände
Zunehmende E, Abnehmende Ordnung
Feststoff (s)
Flüssigkeit (l)
Starke
Anziehungskräfte
Schwächere AK
Extrem schwache
AK
Kristallgitter
Oberflächen und
Tropfen
T füllen jeden
verfügbaren Raum
aus
T frei beweglich
Teilchen in
Teilchen begrenzt
Gitterplätzen fixiert beweglich
FERNORDNUNG
81
Gas (g)
NAHORDNUNG
UNORDNUNG
Aggregatzustände
Zunehmende E, Abnehmende Ordnung
Feststoff (s)
Flüssigkeit (l)
Starke
Anziehungskräfte
Schwächere AK
Extrem schwache
AK
Kristallgitter
Oberflächen und
Tropfen
T füllen jeden
verfügbaren Raum
aus
T frei beweglich
Teilchen in
Teilchen begrenzt
Gitterplätzen fixiert beweglich
FERNORDNUNG
82
Gas (g)
NAHORDNUNG
UNORDNUNG
Aggregatzustände
Zunehmende E, Abnehmende Ordnung
Feststoff (s)
83
Flüssigkeit (l)
Gas (g)
Starke
Anziehungskräfte
Schwächere AK
Extrem schwache
AK
Kristallgitter
Oberflächen und
Tropfen
Teilchen in
Teilchen begrenzt
Gitterplätzen fixiert beweglich
füllen jeden
verfügbaren Raum
aus
Teilchen frei
beweglich
FERNORDNUNG
UNORDNUNG
NAHORDNUNG
Sonderfall „Amorphe Stoffe“
• ein Stoff, bei dem die Atome keine geordneten Strukturen, sondern ein unregelmäßiges Muster ausbilden und daher nur über eine Nahordnung, nicht aber über eine Fernordnung verfügen.
84
Phasenübergänge
85
86
86
Sieden ist….
• Übergang eines Reinsstoffes vom flüssigen in den gasförmigen Aggregatzustand am Siedepunkt (nicht verwechseln mit demVerdunsten!) • … ein Wertepaar in dessen Phasendiagramm und wird durch zwei Zustandsgrößen definiert.
– Druck und Temperatur (vgl. Kelomat)
87
Phasendiagramme
Der Tripelpunkt (auch Dreiphasenpunkt) ist der Punkt, beschrieben durch Druck und Temperatur, an dem drei Phasen eines Systems im Gleichgewicht sind. Der kritische Punkt ist die Zustandsgröße eines Stoffes, die sich durch Angleichen der Dichten von flüssiger‐ und Gasphase, kennzeichnet. Ein Unterschied zwischen beiden Aggregatszuständen hört an diesem Punkt auf zu existieren.
88
88
Gemische
GEMISCH
fest
In fest
Legierung (Messing)
Gemenge (Granit) In flüssig
Lösung Suspension (Schlamm) Emulsion (Milch) Schaum Aerosol (Oberbegriff) Rauch (Staub) Nebel
Gasgemisch In gasförmig
89
flüssig
gasförmig
Hartschaum Gasgesetze
90
Einfache Gesetzmäßigkeiten
• Das Boyle'sche Gesetz • Das Gesetz von Charles und Gay‐Lussac • Das Gesetz von Avogrado
• Das Ideale Gasgesetz 91
Das Boyle'sche Gesetz • Das Boyle´ sche Gesetzt beschreibt isotherme Zustandsänderungen (bei gleicher Temperatur, gleichen Stoffmenge n)
• Es besagt:
V und p sind indirekt proportional:
p ~ 1/V
p .V = const.
92
Das Boyle'sche Gesetz
93
Das Gesetz von Charles und Gay‐Lussac • 1787 fand der französische Physiker Jacques Alexandre Charles, und 1802 der französische Chemiker und Physiker Joseph Louis Gay‐Lussac eine einfache lineare Beziehung zwischen Gasvolumina und der Temperatur ( Druck p und Stoffmenge n konstant Æisobare Zustandsänderung!
• Erwärmt man ein Gas um 1 °C, so vergrößert sich das Volumen um den 273 ten Teil des Volumens derselben Gasmenge bei 0 °C.
94
Auswirkung des Gesetzes von Charles und Gay‐Lussac • Definition einer neuen absoluten (thermodynamischen) Temperaturskala.
95
Das Gesetz von Avogrado
• Das Gesetz von Avogadro sagt aus, dass zwei gleich große Gasvolumina, die unter demselben Druck stehen und die dieselbe Temperatur haben, auch dieselbe Teilchenzahl einschließen. • Dies gilt sogar dann, wenn die Volumina verschiedene Gase enthalten. Selbstverständlich gilt es auch für den Fall, dass die Zusammensetzung in den beiden Volumina gleich ist; deswegen folgt auch aus dem Gesetz von Avogadro die Beziehung: V ~ n
96
Ideales Gasgesetz
Dazu sollte man Ideale Gase betrachten:
y Punktmasse (Masse des Moleküls ist auf einem Punkt konzentriert) y Es bestehen keine Wechselwirkungen zwischen den einzelnen Gasmolekülen
y Bei Normbedingungen:
p*V= n * R *T
97
Das Molvolumen ‐
Ableitung aus dem Gasgesetz Idealer Gase
• V = n* R * T / p
• V = 1 mol * 8,314 J K‐1 mol‐1* 273.15 K / 101325 Pa V = 22,414 l 98
Chemische Reaktionen
Chemische Reaktionen haben ihre Ursache in der Veränderung der Atomhüllen der beteiligten Atome.
Genau genommen geht es dabei um Veränderungen bei den Valenzelektronen!
Chemische Reaktionen sind daher sowohl mit stofflichen Veränderungen als auch mit energetischen Veränderungen verbunden! Grundinformationen über das Verhalten von Atomen lassen sich aus dem PSE ablesen! 99
100
Das Periodensystem
• Wiederholung: Ordnungszahl, Massenzahl, Aufbau eines Atoms
• Gruppen, Perioden, Schalen, Metalle, Nichtmetalle, Eigenschaften von Elementen
• Atomradien, Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität, Elektronegativität
101
Trends im PS Atomradien: Charakterisieren die Größe der Atome
Metallcharakter: Typische Eigenschaften der Metalle
Ionisierungsenergie: Energiebetrag, um Elektron aus der Hülle zu entfernen Elektronenaffinität: Energiebetrag, um zusätzlich Elektronen in der Hülle einzubauen
Elektronegativität: 102
Maß für Fähigkeit eines Atoms, in einer Verbindung Elektronen an sich zu ziehen
Einteilung des PSE
Hauptgruppen: I, II, III, IV, V, VI, VII, VIII (alte Einteilung)
Gruppen: 1, 2, 13, 14, 15 bis 18 (NEUE Einteilung)
P
E
R
NICHTMETALLE
I
O
D
E
103
METALLE
Perioden & Gruppen
• PERIODEN ‐ Das sind die waagrechten Zeilen: Hier befinden sich alle Elemente mit gleicher Hauptquantenzahl (Schalen): n = 1,2, 3 …
• GRUPPEN ‐ Das sind die senkrechten Spalten: Hier befinden sich alle Elemente mit gleicher AUßENELEKTRONENZAHL oder Valenzelektronenzahl
104
Das Periodensystem der Elemente
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Beschreibung der Atome
Na hat die relative Atommasse von 23u
d.h: es hat 23 Kernbausteine, nämlich 11 Protonen + 12 Neutronen
Steht in 1.Gruppe, hat 1 Außenelektron; steht in 3. Periode,hat 3 Schalen
Steht an der 11. Stelle im PSE:
• hat 11 Protonen im kern
• hat 11 Elektronen in der Hülle
Ist ein Metall!
Atomradien
107
Atomradien
ab
zu
108
•
Nehmen innerhalb einer Gruppe zu (weil mehr Schalen)
•
Nehmen innerhalb einer Periode ab, weil mehr Protonen im Kern auf die letzte Schale wirken können
Metall‐/Nichtmetallcharakter
109
Metall‐/Nichtmetallcharakter
Metalle
• Stehen in der 1.,2. 13. und halben unteren 14. Gruppe
• Haben wenig Außenelektronen
• Geben diese gerne anderen Elementen ab und werden dadurch zu positiven Ionen (Kationen)
• z.B.: Na hat 1 Außenelektron, gibt 1
dieses ab und wird zu Na +
• Ca hat 2 Außenelektronen und wird zu Ca 2+
• Al wird zu Al 3+
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& Nichtmetalle
• Stehen in der 17., 16., 15. und halben oberen 14. Gruppe
• Sie haben viele Außenelektronen
• Nehmen gerne Elektronen von anderen Elementen auf und werden dabei zu negativen Ionen (Anionen)
• z.B. F hat 7 Außenelektronen, will 8 Außenelektronen haben und nimmt 1 e - auf und wird zum F 1-
•
O zu O 2-
Ionisierungsenergie
111
Elektronenaffinität
)
Elektronenaffinität einiger Elemente (in eV)
112
Elektronegativität
113
Elktronegativität
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Gruppenüberblick
Hi! Meine Name ist Lithium!
Ich möchte euch etwas von
mir und meinen
Geschwistern Natrium,
Kalium, Rubidium, Cäsium
und Francium erzählen!
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Gruppenüberblick
Und hier wohnen wir
im Periodensystem!
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Da wir Metalle sind,
glänzen wir, wenn
unsere Oberfläche
sauber ist!
117
Alle aus meiner Familie sind gute
elektrische Leiter!
118
Wir besitzen alle eine
sehr geringe Dichte und
sind deshalb sehr leicht!
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Alle meiner Familie
außer mir müssen
unter Petrolether
oder einem anderen
Lösungsmittel
aufbewahrt werden.
120
Meine
Meine großen
großen
Geschwister
Geschwister besitzen
besitzen
mit
mit die
die tiefsten
tiefsten
Schmelzpunkte
Schmelzpunkte von
von
allen
allen Elementen
Elementen des
des
Periodensystems!
Periodensystems!
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Wir Alkalimetalle sind
alle recht weich und
leicht verformbar!
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Wir sind nicht geizig
mit unseren Elektronen!
Unsere häufigste
Oxidationszahl ist +1!
ee-
eee-
Beispiel: Natriumatom
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Die wichtigsten Reaktionen der Alkalimetalle:
Alkalimetalle + Wasser:
22Na
NaOH++HH2 2
M ++ 2 H22O Æ 2 MOH
124
Die wichtigsten Reaktionen der Alkalimetalle:
Alkalimetalle + Halogene:
22 M
Na++Hal
Cl2 Æ 2 NaCl
MHal
eee-
e-
e-
125
Die Erdalkalimetalle
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Wie stellen uns vor:
Hallo!
Unsere Nachbarn, die Familie
Alkali habt ihr schon kennen
gelernt.
Wenn ich jetzt meine Familie
kurz vorstellen darf- die
Erdalkali`s!
Mein Name ist Magnesium.
127
Eigenschaften der Erdalkali
Reaktionsfreudig sind wir
wohl, aber doch etwas
gemütlicher! (vor allem
meine Person)
Meistens kommen wir in der
Ox. Stufe +2 vor!
Finden kannst du uns in der
Natur in gebundener Form.
128
Eigenschaften der Erdalkali
Wie du im Versuch
feststellen kannst, sind
wir sehr leicht und
haben eine geringe
Dichte!
129
Eigenschaften der Erdalkali
Ca und
Wasser
Phenolphtalein
Mit Wasser
reagieren wir alle
heftig und
basisch. Ich aber
nicht so sehr.
Calcium dagegen
reagiert äußerst
aggressiv.
Ca + 2 H2O Æ Ca(OH)2 + H2
130
Flammenfärbung der Erdalkalis
Außerdem kann
man uns (mich
ausgeschlossen)
mittels einer
Flamme gut
nachweißen. Darum
eignen wir uns gut
für bunte
Feuerwerkskörper.
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Redox‐ Prozesse
e-
132
Wie gesagt, geben wir
gerne unsere
Elektronen her - dabei
werden wir oxidiert
und unsere Partner
reduziert.
Zu meiner Gruppe gehören:
Strontium + Barium
Magnesium
Beryllium
Radium
Calcium
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Halogene
• Auch sehr reaktionsfreudig
• Reaktionsfreudigkeit nimmt von oben nach unten hin ab. • Nehmen gern e‐ auf (hohe EN)!
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Restliche Gruppen
• 3. Hauptgruppe: geben e‐ ab. B, Al…
• 4. Hauptgruppe: Kohlenstoffgruppe
• 5. Hauptgruppe: nehmen eher e‐ auf
• Chalkogene: O, S ‐ nehmen 2 e‐ auf, reaktionsfreudiger.
• Edelgase: ideale Zustand, 8 e‐
• Nebengruppenelemente: alle Metalle, alle ähnliche Eigenschaften, da der Unterschied in der Elektronen‐
konfiguration in der zweitäußersten Schale liegt.
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PAUSE
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