6022⋅1023 1 mol k B=1,38⋅10−23 JK h=6,26⋅10−34 Js e - FSMB
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Chemie-Zusammenfassung - GPL'd Basis Konstanten Avogadrozahl 6,022⋅10 23 Boltzmannkonstante 1 mol k B=1,38⋅10−23 J K Plancksches Wirkungsquantum h=6,26⋅10−34 Js Elektronenladung e=−1,602⋅10−19 C R R=8,314 J mol K Bedingungen Standardbedingungen 1013 mbar , 298.15K Normalbedingungen 1013 mbar , 273.15K Formeln Grundlagen Teilchenzahl Molzahl Konzentration Z =n N A n= m M c= n V n: Molzahl, N: Avogadrozahl m: Masse, M: Molmasse Gasgesetz pV =nRT Enthalpie H = U p V Entropie S=−k B ln Q Freie Enthalpie G= H −T S Freie Enthalpie G=G 0RT ln K Satz von Hess H 0R = Produkte ∑ U : Energie Q: gewichtete Summe mgl. Zustaende Edukte H 0B i− ∑ H 0B i Spez. Waermekapazitaet Q=c mt1−t2 Boltzmannfaktor dN k =e N 0 H B : Bezogen auf 1 Mol c: Spez. Konstante −E T B Atombau Diskrete Elektronenradien 2 r =n h 0 2 h = n 2 me v m e e 2 Bahnenergien 4 −1 me e E= 2 n 8 20 e 2 h2 Elektronendichte Effektivladung Z eff =Z −S 2 S: Shielding 2 Quantenzustaende 2n Elektronen je Orbital z =2l1 Elektronegativitaet = Tragbare Elektronen einer Unterschale m E p n E s =0,5 EAIE mn E p , s : Ein-Elektron-Energien m,n: Elektronenzahl in p / s Bindungen Bindungsordnung BO = (Bindungselektronen + Antibindungse.) / 2 Phasengesetz F P=K 2 Ionencharakter ∣mess∣ ∣e r∣ F: Freiheitsgrade, P: Phasen, K: Komponenten Massenwirkungsgesetz Gleichgewichtskonstante Druckkonstante Dissoziationsgrad K c= [C ]c [ D]d Produkte = Edukte [ A] a [ B]b cd − ab K p= K c RT = [ A] [ B] = c AB c AB [X]: Konzentration x: Haeufigkeit Konstant! Konstant! Fuer AB -> A + B Gleichgewichtskonstante 2 K c= 1− Fuer AB -> A + B Loeslichkeit K L =[ A]⋅[B ] Fuer AB -> A + B Saeuren und Basen Saeurekonstante K s= − [ A aq ][ H 3 O aq ] [ HA] Basenkonstante − [ HB aq ][OH aq ] K B= [ B] Log. Saeurekonstante pK S =−log K S Log. Basenkonstante pK B=−log K B Gesamtkonstante K S , B =K S1 , B1 ⋅K S2 , B2 Log. Gesamtkonstante pK S , B= pK S1 , B1 pK S2 , B2 Autoprotolyse pK W =14= pK S pK B pH-Wert pH =−log [H 3 O aq ] pOH-Wert − pOH =−log[OH aq ] Summenwert pH pOH =14 Puffer − pH = pK S log [ Ac aq ] [ HAc] Im waessrigen Medium HAc: Puffer RedOx-Reaktionen Maximale Oxidationszahl Gruppennummer bzw. Gruppennummer - 10 s- bzw. p-Block Minimale Oxidationszahl Gruppennummer - 18 p-Block Elektromotorische Kraft E=E Ox E Rd EMK EMK fuer gegebene Konzentration E= E 0− EMK fuer gegebene Konzentration E − 0 RT ln K zF [Produkte ] 0,059 log z [Edukte ] Standardbedingungen z: Verschobene Elektronen z K e⋅z A e z=? Festkoerper Gitterkraft (?) F= 4 0 r 2 Gitterenergie E Gitter =Fr N A Radientenkoeffizient rK ? = 0,414 rA Knappe Punkte zu... 1. Grundlagen Die Enthalpie ist die in einer Reaktion entstehende oder verbrauchte thermische Energie. Ist sie groesser Null, so muss auch nach Ueberwinden der Aktivierung Energie zugefuehrt werden, sonst laeuft die Reaktion von selbst weiter. Die Entropie ist das Mass der Unordnung, sie strebt gegen ihr Maximum. Dies bestimmt die Reaktionsrichtung, sodass moeglichst energiearme, kleine Teilchen entstehen. Die Freie Enthalpie verbindet Entropie und Enthalpie und bestimmt die Freiwilligkeit einer Reaktion. Ist sie kleiner Null, laeuft diese ohne Zutun ab, sonst muss nachgeholfen werden. Ist sie Null, so befindet sich das System im Gleichgewicht, und es laufen Hin- und Rueckreaktion ab. Der Satz von Hess besagt, dass der Energieaufwand, um zwischen den Seiten der Reaktion zu wechseln, im Betrag gleich ist. Unbekannte Groessen koennen so bestimmt werden; dies ist der Born-Haber-Kreisprozess. Der Boltzmannfaktor beschreibt, mit welcher Wahrscheinlichkeit ein Teilchen zwischen E und E+dE vorliegt. (Rest der Kinetik: Fehlt.) 2. Atombau m q Nomenklatur: z Aa - A: Element, m: Nukleonen, z: Protonen, a: Atomanzahl, q: Gesamtladung Isotope: Veraenderte Neutronenzahl eines Elements. Schwerere Isotope fallen aus Dampf, leichtere reagieren besser. Radioaktivitaet: Entsteht duch Protonen- oder Neutronenueberschuss oder Gammastrahleneinwirkung. alpha 4 beta e gamma H ± 2 , leicht abschirmbar , 1mm Pb als Schirm Photonen, > 10cm Pb als Schirm Bohrsches Atommodell: Elektronen kreisen auf diskreten Radien um den Kern. Spruenge strahlen Energie ab. Schroedinger et. al.: Elektronen als verwischte Welle im Potential, Aufenthaltswahrscheinlichkeit durch Wellenfunktion. Shielding: Innere Ladungen schirmen Valenzelektronen ab. S fuer gl. Schale: 0,35; eine darunter: 0,85; weitere: 1 Regeln zum Atomaufbau: - Pauli: Elektronen im gleichen Raum unterscheiden sich in mindestens einer Quantenzahl. - Hund: Energetisch gleichwertige Orbitale werden mit parallelen Spins besetzt, bevor sie gefuellt werden. - Auffuellschema, Shielding, Konfigurationsanomalien beachten! PSE: (ohne Ausnahmen) - In einer Periode nimmt die Kernladung je Valenzelektron zu. - In einer Periode nimmt die Ionisierungsenergie zu. - In einer Gruppe nimmt die Ionisierungsenergie ab. - Der Radius nimmt von links unten nach rechts oben ab. Elektronegativitaet: Anzugskraft auf Bindungselektronenpaar. Zunahme je Periode, Abnahme je Gruppe. 3. Bindungen Intramolekular: - Atome streben an, Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dazu fuellen sie ihre Valenzschale. - Lewis-Formel: Betrachtung von Strukturen auf Basis von Elektronenbindungen. - Mesomerie: Darstellbarkeit durch verschiedene Lewis-Formeln. - Bindungen erfolgen durch Ueberlappung im Raum, bei entgegengesetzten Richtungen bilden sich Antibindungen. - Hybridisierung: Mehrfachbindungen, Ueberlagerung mehrerer Orbitale. Orbitalzahl bleibt bestehen! - Bindungsordnung bezeichnet die Stabilitaet eines Molekuels. Je groesser, je stabiler. - VSEPR: Geom. Atomanordnung. Einbeziehung der Abstossung der Elektronen untereinander. - Molekuelorbitale: Ueberlagerung zu bindenden ( , ) und antibindenenden ( ∗ , ∗ ) Orbitalen. - MO-Schema: Nach der Hund-Regel wird von unten nach oben aufgefuellt, von nach ∗ . Intermolekular: - Van-der-Waals: Induzierung momentaner Dipole, nimmt mit Oberflaeche zu. - H-Bruecken: Polare Molekuele ziehen sich untereinander an, hier geschieht dies an Wasserstoff. 4. Massenwirkungsgesetz Reversible Reaktionen koennen ein Gleichgewicht ergeben. Die Freie Enthalpie ist dann Null. Wird aeusserer Zwang angebracht, verschiebt sich das Gleichgewicht, um sich zu erhalten. Faellung: Niederschlag durch nicht oder schwer loesliche Edukte. Siehe Loeslichkeit. 5. Saeuren / Basen Saeuren sind Protonendonatoren, Basen Protonenakzeptoren. Ampholyte sind zu beidem faehig. Je kleiner die spezifische logarithmische Saeure- oder Basekonstante ist, je staerker ist der jeweilige Stoff. In Wasser liegen durch Autoprotolyse staendig negative und positive Ionen vor, was Reaktionen deutlich vereinfacht. Puffer wirken zugegebenen Basen oder Saeuren entgegen und halten den pH-Wert moeglichst konstant. Lux/Flood-Saeuren und -Basen treten ausserhalb des waessrigen Milieus auf. Die Base ist hier Sauerstoffdonor, die Saeure Akzeptor. Lewis-Saeuren und -Basen sind eine allgemeinere Formulierung der grundlegenden Saeure/Base-Theorie. Saeuren sind hier Elektronenpaarakzeptoren, Basen Elektronenpaardonoren. Die "Haerte" einer Saeure oder Base nimmt mit steigendem Radius ab. 6. RedOx Redoxreaktionen beschreiben die gekoppelte Abgabe und Annahme von Sauerstoff. Anhand von Oxidationszahlen lassen sich die Reaktionspartner ermitteln. Bei Oxidation / Elektronenaufnahme sinkt die OZ, bei Reduktion / Elektronenabgabe steigt sie. Die Stabilitaet einer OZ steigt in einer Nebengruppe, in einer Hauptgruppe sinkt sie. Je stabiler die OZ, je oxidierfaehiger ist das Atom. RedOx-Gleichungen entstehen durch Superposition von Reduktions- und Oxidationsgleichungen, in denen nur die Zahl der aufgenommenen und abgegebenen Elektronen betrachtet wird. Sind diese angeglichen, werden die Ladungen der Grundformel aus dem Medium heraus ausgeglichen, in Sauren Loesungen mit H+, in basischen Loesungen mit H2O. Danach wird die Stoffgleichung formuliert, indem die Gegenionen in die Betrachtung aufgenommen werden und stoechiometrisch ausgeglichen wird. Komproportionierung: Liegt ein Element mit hoher und niedriger OZ als Produkt vor, mittelt sich dies im Edukt. Disproportionierung: Umgekehrter Ablauf. Oxidiert und reduziert ein Element gleichzeitig, differiert die OZ im Edukt. Ohne Medium wird die Gleichung analog mit Lux/Flood-Saeuren/-Basen aufgestellt. Galvanische Zelle: Unedle Kathode gibt Elektronen an eine edle Anode ab, die im Ausgleich ueber eine Salzbruecke negative Gegenionen in die physisch getrennte Kammer der Reduktionsreaktion abgibt. Dabei entsteht ein Stromfluss. Daniell-Element: Galv. Zelle mit Zink und Kupfer. Die elektromotorische Kraft ist fuer ein Element spezifisch und beschreibt fuer E > 0, dass die Reaktion spontan ablauft. Die Nernst-Gleichung erweitert dies um die Konzentration der Reaktionspartner. Primaerelemente sind Batterien, zB Leclanche-Elemente, Sekundaerelemente sind Akkumulatoren mit reversibler Reaktion und Brennstoffzellen sind Elemente, die staendige Zufuhr der Reaktionspartner benoetigen. Elektrolyse erfolgt durch Umkehrung des Prozesses in einer Galvanischen Zelle, indem von aussen Strom groesser der EMK angelegt wird. Korrosion bedeutet eine Eigenschaftsaenderung von Stoffen durch Reaktion mit ihrer Umgebung. 7. Nichtmetalle Wasserstoff: EN 2.2, Ionisierungsenergie 1312 kJ / mol Edelgase: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn: Inert, maximale Auffuellung der Valenzschale. Halogene: F, Cl,Br, I, At: Konfiguration ns2np5 -> hohe Elektronenaffinitaet, starke Oxidationsmittel. Halogenwasserstoffe: Klassische Saeuren mit H-Brueckenbindung Chalkogene: O, S, Se, Te, Po: Konfiguration ns2np4 Wasser: H-Bruecken -> hoher Sdp., hohe Waermekapazitaet, Dichteanomalie, loest polare Verbindungen S, Se, Po: Bilden Ketten / Ringe aus. Pnictogene: N, P ,As, Sb, Bi: Konfiguration ns2np3 Pnikogene: C, Si, Ge, Sn, Pb, Uuq Kohlenstoff: Kann vier Bindungen bilden, bis zu dreifachen Bindungen eingehen, hat mittlere EN (-> stabil). 8. Metalle Alkalimetalle: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr: Konfiguration ns1 Gewinnung: Schmelzflusselektrolyse (Na, Li), Reduktion mit Na (K) oder Mg, Ca (Rb, Cs) Erdalkalimetalle: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra: Konfiguration ns2 Erdmetalle: Al, Ga, In, Tl, Uut: Konfiguration ns2np2 Uebergangsmetalle: Konfiguration ns2ndn 9. Komplexe Nomenklatur: [Ligandenzahl][Liganden][Metall][OZ][Anion] / [Kation][Ligandenzahl][Liganden][Metall][OZ] Affinitaeten: hart/hart bzw. weich /weich nach Lewis Thermodynamische Stabilitaet: Von Ba nach Ca zunehmend, Sprung, von Mg bis Cu zunehmend, Zn liegt darunter 10. Festkoerper Energiebandmodell: E beschreibt die notwendige Energie, um Elektronen ins Leitungsband zu bringen. Im Leiter ist diese Null, im Halbleiter klein, im Isolator gross. Im Halbleiter laesst sie sie durch Dotierung steuern. Wichtigste Raumstrukturen von Festkoerpern sind kubusch-flaechenzentriert dichtest und kubisch-raumzentriert (duktil), ausserdem hexagonal dichtest (sproede). Im Anionengitter aus sich abwechselnden Elementen beschreibt der Radientenkoeffizient, wie die Atome zueinander liegen. Ist er > 0,414 = a, beruehren die Kationen nur die Anionen, ist er =a, bereuhren sich alle Teilchen, ist er <a, beruehren sich die Anionen. Reaktionen Haber-Bosch 2 N 2 3 H 2 ⇔ 2 NH 3 Salpetersaeure 2 NH 35 O 2 4 NO6 H 2 O Ammoniak 1 NO O2 NO 2 , 2 NO 2 N 2 O 4 2 2 NO 2H 2 OO 2 4 HNO 3 Salpetersaeure Bleiakku Pb PbO 22 H 2 SO4 ⇔2 PbSO 42 H 2 O Antrachinon BaO 2 H 2 SO 4 ⇔ H 2 O2 BaSO 4 Wellman-Lord 2 Na HSO 3 2 Na2SO 2H 2 O H2O2 1 CH 4SO2 2 H 2 S S 8 CO 22 H 2 O 8 H2S Claus 3 2 H 2 S SO2 S 8 2 H 2 O 8 S Kalkwaesche CaCO 3H 2 SO3 Ca HSO 3 2 H 2 OCO 2 Ca HSO3 O 2 CaSO 4 H 2 SO4 CaCO 3H 2 SO 4 CaSO 4 H 2 OCO 2 Reinigung S-Oxide 1 1 S 8O 2 SO 2 , SO 2 O2 SO3 8 2 S-Oxide Freiwillig Schwefelsaeure SO3H 2 O H 2 SO 4 Schwefelsaeure Hydrazin NaOH CL2O2 NaOCl NaClH 2 O NaOCl NH 3 NH 2 Cl NaOH NH 2 Cl NH 3OH N 2 H 42 NaCl 2 H 2 O Hydrazin Phosphor 2 Ca 3 PO 4 210 C6 SiO 2 P 410 CO6CaSiO 3 Phosphor Phosphorsaeure P 4 O10H 2 O 4 H 3 PO 4 trocken Phosphorsaeure Ca3 PO 4 2 3 H 2 SO4 2 H 3 PO 43 CaSO 4 nass Fischer-Tropsch 2n1 H 2 n CO C n H 2n 2H 2 O Silicium SiO 22 C Si2 CO technisch Si3 HCl HSiCl 3H 2 4 HSiCl32 H2 3 SiSiCl 48 HCl hochrein Glas SiCl 42 O 2 SiO 22 Cl 2 hochrein Soda CaCO 32 NaCl Na2 CO 3CaCl 2 Soda Thermit 3 Fe3 O4 8 Al 4 Al 2 O39 Fe Schweissen TiCl 42 Mg 2 MgCl 2Ti Titan Titan Eisen 3 Fe2 O3CO 2 Fe3 O 4 CO 2 Fe 3 O 4CO 3 FeOCO 2 FeO CO FeCO 2 Eisen Silber, Gold 4 x8CN 2 H 2 O 4[ x CN 2 ] 4 OH Zink ZnOC ZnCO Zink 3 ZnS O2 ZnOSO 2 , ZnCO 3 ZnO CO 2 2 − ZnOH 2 SO4 ZnSO 4H 2 O − − x = Ag, Au trocken -> Elektrolyse des ZnSO4
