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ETW Aufbaukurs Chemie Vorlesung 1: Einführung Jörg Petrasch [email protected] http://www.fhv.at/forschung/energie Literatur • C.E. Mortimer, U. Müller, Chemie - Das Basiswissen der Chemie, 8. Auflage, Thieme, 2003 Die in den Folien versendeten Abbildungen stammen mit wenigen Ausnahmen aus o.g. Werk LV Übersicht LV, Datum Inhalt Kapitel 1, 17.1.14 Einführung, Atomtheorie, Chemische Formeln, Reaktionsgleichungen Kap. 1, 2, 3, 4 2, 24.1.14 Energieumsatz, Elektronenstruktur, Ionen und Kovalente Bindugen, Gase Kap. 5, 6, 7, 8, 10 3, 31.1.14 Chemisches Gleichgewicht, Thermodynamik, Prüfung Kap. 15, 19 Prüfungsmodus • Schriftlich • Eine Stunde am Ende von LV3 • Sehr ähnlich den Übungsbeispielen aus den Folien • Stoff bis Ende LV2 Übersicht • Einleitung • Einführung in die Atomtheorie • Stöchiometrie: Chemische Formeln Einführung Einführung Inhalte • Definition & Motivation • Begründung der modernen Chemie • Elemente,Verbindungen, Gemische • Stofftrennung • Genauigkeit und signifikante Stellen Warum Chemie? • Unsere Energiewirtschaft basiert auf chemischen Energieträgern (Fossil, Biomasse, Batterien). • Die Energiedichte ist bei Chemischer Speicherung hoch. • Verbrennung ist der zentrale Prozess in der Energietechnik • Chemische Prozesse verbrauchen einen signifikanten Teil der Primärenergie (Verbrennung, Kalzinierung, Amoniaksynthese, Reformierung, Vergasung, etc.) Definition “Chemie ist die Wissenschaft von der Charakterisierung, Zusammensetzung und Umwandlung von Stoffen.” Massenerhaltung • Begründung der modernen Chemie durch Antoine Lavoisier (1743-1794) • Erkannte durch genaue Wägung dass die Masse bei jeder chemischen Reaktion erhalten bleibt. Teilgebiete der modernen Chemie • • • • • • • Anorganische Chemie Organische Chemie Analytische Chemie Physikalische Chemie Biochmie Kernchemie Technische Chemie Materie • Materie: Alles was Masse besitzt und Raum beansprucht • Alle Materie ist aus einer bestimmten Anzahl einfache Stoffe aufgebaut Die Elemente Elemente sind Stoffe, die sich mit chemischen Mitteln (beschränkter Energie) nicht in andere Stoffe zerlegen lassen. • 113 Elemente bekannt, • 88 natürlich vorkommend, • Jedes Element hat ein chem. Symbol. Verbindungen • Verbindungen entstehen durch Zusammenfügen von Elementen • In jeder Verbindung treten die Elemente in konstanten Massenverhältnissen auf (Gesetz der konstanten Proportionen). • z.B. Wasser: m H : mO = 1:7.937 Klassifizierung der Stoffe Gemische • Mehrere reine Stoffe in verschiedenen Mengenverhältnissen. • Heterogen: Man erkennt unterschiedliche begrenzte Teile (Phasen) • • Homogen: Nur eine Phase Phase: abgegrenzte Menge eines homogenen reinen Stoffes Heterogene Gemische Stofftrennung: heterogen • Sortieren • Sedimentieren, Dekantieren, Zentrifugieren • Filtrieren • Extrahieren • Abdampfen und Trocknen Stofftrennung: homogen • Extraktion • Kristallisation • Destillation • Chromatographie Genauigkeit und signifikante Stellen • z.B. Wägung: 69.3 g • 3 Signifikante Stellen • 6 und 9 sind genau, • 3 nicht genau, aber näher an 3 als an 2 oder 4, • Könnte auch 69.27 g oder 69. 34 sein. • 69.30 wäre falsch! Bsp signifikante Stellen • Addition • Multiplikation Zuverlässigkeit von Messungen Mittelwert und Standardabweichung 1 != ! != 1 !−1 ! !! ! !!! ! (!! − !)! ! !!! • Angabe der Messgenauigkeit: 123.45(2) g • (2) gibt die Standardabweichung der letzten Stelle an (0.02 g) Übungsbeispiele Atomtheorie Atomtheorie Inhalte • • • • • • • • Dalton-Atomtheorie Das Elektron Das Proton Das Neutron Aufbau des Atoms Atomsymbole Isotope Atommasse Dalton Atomtheorie Quantitative Folgerungen Bsp.: CO vs CO2 Das Elektron • Experiment, Kathodenstrahlung: Elektronen im Vakuum • Ablenkung umso grösser, je grösser Ladung q und je kleiner Masse m • q/m = 1.7588 108 C/g Kathode: Anode: + Das Proton • Experiment Kanalstrahlung • q/m = 9.5791 104 C/g Das Neutron • Masse der Atome grösser als die Summe der Massen der Elektronen und Protonen • Postulat durch Rutherford • Masse geringfügig grösser als die von Protonen Subatomare Teilchen Radioaktivität Aufbau des Atoms • • • • • • • • Rutherford’s Goldfolienexperiment, Die meisten Teichen fliegen gerade durch die Folie, Wenige werden abgelenkt oder zurückgeworfen, Statistik: Durchmesser des Atomkerns etwa 10-15 m. Masse im Kern konzentriert Starke Kernkraft hält positiven Kern zusammen Atom ca 100’000 mal grösser Stabile Atome haben 1-1.5 mal so viele Neutronen wie Protonen Atomsymbole • Atom durch 2 Zahlen identifiziert • Ordnungszahl, Z: Anzahl Protonen • Massenzahl, A: Anzahl Nukleonen (Neutronen und Protonen) • Geladnen Teilchen: Ionen durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen Isotope Atome mit gleicher Ordnungszahl aber verschiedener Masse (unterschiedliche Anzahl von Neutronen) Atommassen • Wegen geringer Masse können einzelne Atome nicht gewogen werden. • Relative Massen bestimmbar • z.B. Masse von Sauerstoff und Wasserstoff im Wasser: 8:1, da 1 Sauerstoff und 2 Wasserstoffatome: Massenverhähltnis 16:1 • Einheit der relativen Atommasse, u: 1/12 des Isotops Übungsbeispiele Stöchiometrie: Chemische Formeln Stöchiometrie Inhalt • Moleküle und Ionen • Empirische Formeln • Das Mol • Prozentuale Zusammensetzungen von Verbindungen • Ermittlung chemischer Formeln Moleküle • Nur Edelgase kommen in der Natur als Einzelatome vor • Alle anderen Elemente in grösseren Einheiten • Moleküle: Teilchen bei denen 2 oder meherer Atome fest miteinander verknüpft sind Chemische Formeln I • Gibt die Zusammensetzung eines reinen Stoffs an. • Enthält das Symbol jedes vorhandenen Elements • Tiefgestellte Zahlen geben relative Anzahl der Atome an Chemische Formeln II • Strukturformeln geben an welche Atome miteinander verknüpft sind • Die relative Molkülmasse M ist gleich der Summe der relativen Atommassen aller Atome eines Moleküls r Ionen • Atome oder Moleküle, die eine Ladung tragen • Kation: positiv geladen, wird von der Kathode (Minuspol) angezogen. • Anion: negativ geladen, wird von der Anode (Pluspol) angezogen. • Einatomige Ionen, z.B. • Mehratomige Ionen, z.B. Ionische Verbindungen • Bilden im festen Zustand Kristalle • Ladungen müssen sich aufheben • z.B. Na , Cl + - Andere Atomaggregate • Netzwerke (z.B. Diamant: “ein Riesenmolekül”) Empirische Formeln • • • • • Gibt nur das einfachste Zahlenverhältnis der Atome an. z.B. bei Wasserstoffperoxid HO Lässt sich durch chemische Analyse ermitteln Um die Molekularformel zu ermitteln sind zusätzliche Daten notwendig Bei manchen Stoffen sind empirische Formel und Molekularformel identisch, z.B.: H2O, CO2, NH3 Das Mol • • • • • Ein Mol ist eine Menge von Teilchen (Atomen, Molekülen) die, die in der relativen Atom- ode Molekülmasse in Gramm enthalten ist z.B. Menge von Wassertoffatomen in 1 g Wasserstoff oder Menge von Fluoratomen in 19 g Fluor. Ein Mol enthält immer die selbe Anzahl, NA an Teilchen. NA wird als Avogadro-Zahl bezeichnet. NA=6.02214 1023 mol-1 Beispiel Prozentuale Zusammensetzung • Berechnung des prozentualen Massenanteils aus der chemischen Formel Ermittlung chemischer Formeln • Mit Hilfe der analytischen Chemie lassen sich die prozentualen Massenanteile der Elemente in einer Verbindung bestimmen. • Daraus kann die (empirische) Formel bestimmt werden Bsp Übungsbeispiele ETW Aufbaukurs Chemie Vorlesung 2 Jörg Petrasch [email protected] http://www.fhv.at/forschung/energie Übersicht • Reaktionsgleichungen • Energieumsatz • Elektronenstruktur Reaktionsgleichungen Inhalt Reaktionsgleichungen • Chemische Reaktionsgleichungen • Begrenzende Reaktanden • Ausbeute bei chemischen Reaktionen • Konzentration von Lösungen Chemische Reaktionsgleichungen • • • Beschreibt den Ablauf einer chemischen Rekation. Links Reaktanden, rechts Produkte Anzahl Mol aller Elemente muss links und rechts gleich sein (ausgeglichen) Formulierung einer Reaktionsgleichung • Reaktanden und Produkte links und rechts anschreiben. • Ggf. Aggregatzustand (g), (l), (s), (aq) bezeichnen. • Gleichung ausgleichen (Molenzahl der Elemente links und rechts muss gleich sein) Bsp Verbrennungsprozesse • Verbindung mit Sauerstoff (O ) • Bei einer vollständigen Verbrennung 2 entstehen typischerweise folgende Produkte: Bsp Begrenzende Reaktanden • Oft entsprechen die zur Verfügung stehenden relativen Mengen nicht den Mengenverhältnissen, die lt. Reaktionsgleichung notwendig ist. • Dann ist ein Reaktand der begrenzende. • Verfügbare Stoffmenge durch zugehörigen Koeffizienten in der Reaktionsgleichung teilen. Der kleinste Wert zeigt den begrenzenden Reaktanden. Bsp Ausbeute • Viele Reaktionen laufen nicht vollständig ab. • Man erhält nur einen Teil der theoretisch möglichen Produkte. • Die theoretische Ausbeute ist durch die Reaktionsgleichung gegeben. • Die prozentuale Ausbeute ist das Verhältnis zwischen tatsächlicher und relativer Ausbeute in Prozent. Konzentration von Lösungen • Viele chemische Reaktionen laufen in Lösung ab (z.B. Elektrochemie Batterien) • Von besonderer Bedeutung ist dabei die Stoffmengen Konzentration, c, in mol/L Übungsbeispiele Energieumsatz chemischer Reaktionen Inhalt Energieumsatz • Energiemaße • Temperatur und Wärme • Kalorimetrie • Reaktionsenergie & Reaktionsenthalpie • Satz von Hess • Bildungsenthalpie • Bindungsenergie Energiemaße W1 2 F=m·a Z 2 = F · ds 1 Reibungsfrei Ekin 1 = m|v|2 2 Einheit Joule: 1J = 1 Nm Energie kann weder vernichtet noch erzeugt sondern nur in verschiedene Formen umgewandelt werden (1. Hauptsatz der Thermodynamik). Arbeit, Wärme & Temperatur • Arbeit kann in Wärme umgewandelt werden (z.B. Bremsen), • Wärme ist eine Form von Energie eines Körpers, • Ihre Menge in J entspricht der Arbeit, die notwendig wäre um die entsprechende Wärmemenge zu erzeugen, • Temperatur ist ein Maß dafür in welche Richtung Wärme fließt (von hoch nach niedrig). Temperatur und Wärme • Die Einheiten der Temperatur sind Kelvin (K) und Grad Celsius (℃). • • T in Kelvin = T in Celsius + 273.15. • Bei Wasser zwischen 14.5 ℃ und 15.5 ℃: c=4.184 J/kg/K Die Spezifische Wärme, c, einer Substanz ist jene Wärmemenge, die notwendig ist, um 1 kg der Substanz um 1 ℃ zu erwärmen (kann mit der Temperatur variieren). Kalorimetrie • Ein Kalorimeter dient der Messung von Wärmemengen, • • Probenmenge sorgfältig abwiegen, • Anfangstemperatur: T1, Endtemperatur: T2. Wird in Bombe mittels Zündfunken zur Reaktion gebracht, Ctot = CH2 O + Ccal Q = Ctot · (T2 T1 ) Bsp Reaktionsenthalpie • Die meisten Reaktionen finden nicht in abgeschlossenen Behältern statt. • Wenn sich das Volumen ändert (z.B. Gase entstehen) wird mechanische Arbeit geleistet. • Dadurch ist die entstehende Wärme nicht gleich der Reaktionsenergie W1 2 = Z F =A·p 2 1 = p=const.: p · A · ds Z 2 pdV 1 =p V Bsp. Enthalpie Reaktionsenthalpie • Unterschied des Wärmeinhalts in einer Reaktion. • Wird bei Standardbedingungen angegeben (25 ℃, 101.3 kPa) • Endotherm: Reaktion nimmt Wärme auf, ∆H>0 • Exotherm: Rekation gibt Wärme ab, ∆H<0 Bsp. Weitere Reaktionen Satz von Hess Gesetz der konstanten Wärmesummen Die Reaktsionenthalpie ist konstant, unabhängig über welche und wieviele Zwischenstufen sie verläuft. Bsp. Hess Bildungsenthalpien • Standard Bilungsenthalpien: ∆H zur Bildung von 1 mol reiner Substanz aus derm stabilsten Form der reinen Elementen unter Standard Bedingungen (25 ℃, 101.3 kPa). Symbol: ∆Hf0 • Berechnung der Reaktionsenergie aus den Bilungsenthalpien: 0 H = X Produkte Hf0 X Reaktanden Hf0 Standard Bildungsenthalpien Bsp. Reaktionsenthalpie Übungsbeispiele Elektronenstruktur Inhalt Elektronenstruktur • Elektromagnetische Strahlung • Atomspektren • Ordnungszahl und das Periodensystem • Wellenmechanik/Quantenmechanik • Einteilung der Elemente Elektromagnetische Strahlung • • z.B. Radiowellen, Infrarot, Licht, Röntgenstrahlung und -Strahlung Charakterisierung: Wellen und Quanten • Zusammenhang zwischen Wellenlänge und Frequenz: c = ·⌫ • Energie von EM-Strahlung tritt nur in Portionen (Quanten) von einer bestimmten Grösse auf: E = h · ⌫ • Ein Lichtquant heisst Photon h = 6.62608 · 10 34 Js Bsp Atomspektren • Licht von erhitzten Gasen durch Prisma Balmer fand folgende Frequenzen Bohr Atommodell Bohr Atommodell • • • • • • Ordungszahl & Periodensystem Chemisch ähnliches Verhalten verschiedener Elemente (z.B. Ca, Sr, Ba oder Li, Na, K) Meyer und Mendelejew (1869): Ordnet man Elemente nach zunehmender Atommasse treten Ähnlichkeiten periodisch auf. Es ergaben sich Löcher, aus denen neue Elemente und deren Eigenschaften vorhergesagt werden konnten (Sc, Ga, Ge). Edelgase zunächst nicht vorhergesehen (He, Ne, Ar) Schönheitsfehler, Atommasse Ar-Ka, Co-Ni, Te-I Ordnungszahl konnte durch Moseley anhand von Röntegnspektren bestimmt werden - Identifikation mit Z. Periodensystem nach Mendelejew Periodensystem modern Wellenmechanik • Licht: Welle und Teilchen. • Analog: Teilchen (Elektronen) Teilchen und Welle • de Broglie Wellenlänge: h = mv Bsp. de Broglie Wellenlänge Heisenberg Unschärferelation • Es ist unmöglich den Ort und den Impuls eines Teilchens gleichzeitig genau zu bestimmen. h x · (mv) 4⇡ Elektron im Kasten • Elektron, dass in einem 1D Kasten hin und herfliegt kann wie eine stehende Welle behandelt werden. • Amplitude der Wellenfunktion: • Ladungsdichte: proportional zu 2 Elektron in 3D Kasten • • • • Für eine stehende Welle muss die halbe Wellenlänge ein ganzahliger Bruchteil der Kantenlänge des Kastens sein In einem 3D Kaste gilt das in 3 Richtungen. Man benötigt daher 3 ganze Zahlen, n, l, m um diese Welle zu beschreiben (Quantenzahlen). Analoges gilt für eine Welle in einer Hohlkugel. Schrödinger Gleichgung • Eine partielle Differentialgleichung für die Wellenfunktion • Lösungen für Elektronen um positive Atomkerne: stehende Wellen, die jeweils einem Definierten Energiezustand entsprechen: Orbitale Quantenzahlen • Orbitale in einem Atom werden durch die Hauptquantenzahl, n, und die Nebenquantenzahl, l, und die Magnetquantenzahl, m, charakterisiert. • n bezeichnet die “Schale”, l die Unterschale • Jede Unterschale hat 2l+1 Orbitale Orbitale der erste 4 Schalen 1s Orbital 2p und 2s Orbital weitere Orbitale Zusammenfassung Orbitale • • • • s-Orbitale sind kugelförmig die 3 p-Orbitale sind energetisch gleich (entartet) die 5 d-Orbitale sind ebenfalls entartet Um ein Elektron eindeutig zu beschreiben ist zusätzlich die Spinmagnetquantenzahl notwendig. Kann nur 2 Werte annehmen Pauli-Prinzip Elektronen in einem Atom dürfen nicht in allen 4 Quantezahlen übereinstimmen. Orbitalbesetzung & Hund-Regel • Für die ersten 18 Elemente: werden folgende Orbitale zuerst besetzt: ansteigendes n. • • Innerhalb einer Schale steigendes l. • Anzahl ungepaarte Elektronen bestimmen Magnetismus. • Paramagnetische Substanzen: ungepaarte Elektronen liegen vor. Wird in Magnetfeld hineingezogen. • Diamagnetische Substanzen: ungepaarte Elektronen liegen nicht vor. Wird von Magnetfeld abgestossen. Hund-Regel: maximale Multiplizität bei entarteten Orbitalen, d.h. zuerst alle Elektronen mit der selben Spinquantenzahl. Allgemeine Orbitalbesetzung • Nach niedrigster Energie (Aufbauprinzip) Halb- und vollbesetzte Unterschalen • Halb und besonders voll besetzte Unterschalen sind besonder stabil
