PDF–Download

Werbung
ETW Aufbaukurs
Chemie
Vorlesung 1: Einführung
Jörg Petrasch
joerg.petrasch@fhv.at
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
joerg.petrasch@fhv.at
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
Herunterladen
Random flashcards
lernen

2 Karten oauth2_google_6c83f364-3e0e-4aa6-949b-029a07d782fb

Literaturepochen

2 Karten oauth2_google_55780ed8-d9a3-433e-81ef-5cfc413e35b4

Erstellen Lernkarten