Seminar 2008

Seminar zum Praktikum
Chemie für Physiker
Praktikumsleitung: Prof. Dr. J. Plank
Organisation und Seminare:
Dipl.-Chem. Mirko Gruber
Raum 57228
Tel. 13219
E-mail: [email protected]
Saalassistent
Fatima Bilic, Christof Schröfl
1
Terminplan für das Praktikum
Do 25.9
Fr 26.9
Mo 29.9
Di 30.9
Mi 01.10
Do 2.10
Mo 6.10
Di 7.10
Mi 8.10
Seminar
PT 4
Seminar
PT 5
Seminar
PT 6
Seminar
PT 7
Seminar
PT 8+9
Seminar
PT 10
Klausur
PT 8+9
PT 10,
Platzüber
gabe
10.0011.00
11.0012.00
Einführung und
Sicherheitsbelehrung
Seminar
PT 2+3
11.3012.00
12.0017.00
2
Mittagspause
Platzüber
nahme
PT 1
PT 2
PT 3
PT 4
PT 5
PT 6
PT 7
Übersicht
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
3
Einführung (25.9.06)
Sicherheitsbelehrung (25.9.06)
Übernahme der Ausrüstung (25.9.06)
Seminartermine: Mo 25.9-Fr 29.9, Mo 2.10, Mi 4.10-Fr 6.10
Seminare zu den Praktikumstagen
- Eine Gruppe stellt jeweils kurz die wichtigsten
Ergebnisse des Vortages vor
- Jeder rechnet und erklärt eine Probeaufgabe der Klausur
Klausur zum Praktikum (Termin ?)
Abgabe der Ausrüstung (Fr. 6.10.06, ab 12.00 Uhr)
Einführung
Voraussetzungen zur Teilnahme am Praktikum
• Teilnahme an der Sicherheitsbelehrung
• Abschluss einer Laborhaftpflichtversicherung
(z. B. Fachschaft Chemie)
• Manuskript zum Praktikum (6,50 €)
• Schutzbrille
• Laborkittel wird empfohlen
4
Arbeits- und Sicherheitsvorschriften
1. Den Sicherheitsanweisungen der Saalaufsicht ist in jedem Fall
Folge zu leisten.
2. Die Saalaufsicht steht für alle Fragen zur Verfügung. Sie ist zu
informieren bei:
a) Laborunfällen (Verätzungen, Schnitte, Verbrennungen etc.)
b) Glasbruch und Glasschäden (außer Reagenzgläser u. Pipetten)
c) defekten Abzügen
d) Kontaminierungen des Peleusballes
e) Verschütten von Chemikalien auf den Fußboden
3. Schwangere dürfen aus rechtlichen Gründen nicht am Praktikum
teilnehmen.
4. Essen, Trinken und Rauchen sind im Labor nicht erlaubt.
5. Das Betreten der Laborräume ist nur beim Tragen einer
geeigneten Schutzbrille gestattet (ggf. Spezialbrille über optischer
Brille).
6. Während der Laborarbeiten sind feste Schuhe und Laborkittel zu
tragen.
5
Arbeits- und Sicherheitsvorschriften
7. Geraten Chemikalien auf die Haut oder Kleidungsstücke, so ist
gründlich mit Wasser zu waschen. Die Kleidungsstücke dürfen im
Zweifelsfall nicht weiter getragen werden.
8. Versuche, bei denen gefährliche Gase entstehen können, sind
unter den Abzügen durchzuführen.
9. Lange Haare dürfen nicht offen getragen werden. Es wird
empfohlen, während der Laborarbeit Uhren, Ringe und Armbänder
abzulegen.
10. Die Mengenangaben- und Verhältnisse sind einzuhalten. Arbeiten
Sie allenfalls mit kleineren, nicht mit größeren Mengen.
11. Es darf nie direkt aus Vorratsflaschen pipettiert werden
(Kontamination). Zur Entnahme ist ein Teil der Lösung in ein
geeignetes Gefäß umzufüllen, aus der die Lösung pipettiert
werden kann.
12. Konzentrierte Säuren und Basen sind vorsichtig zu verdünnen,
wobei die konzentrierte Lösung zum Wasser gegeben wird.
! Erst das Wasser, dann die Säure, sonst passiert das ungeheure !
6
Arbeits- und Sicherheitsvorschriften
13. Zur Herstellung von Lösungen wird grundsätzlich demineralisiertes
Wasser verwendet. Auch die Spritzflaschen sind ausschließlich mit
demineralisiertem Wasser zu füllen.
14. Nach Gebrauch sind alle Gefäße gründlich zu reinigen. Kann
Schmutz nicht mit der Reagenzglasbürste entfernt werden, so ist
konz. HCl oder konz. HNO3 zu verwenden, dabei keine
Reagenzglasbürste einsetzen! Zum Schluss erst mit Leitungswasser und anschließend mit demineralisiertem Wasser spülen.
15. Undichte oder verstopfte Büretten sind zu reinigen und von der
Saalaufsicht zu fetten.
16. Büretten werden vor dem Gebrauch erst mit demineralisiertem
Wasser und dann mit der Maßlösung gespült. Bei der endgültigen
Füllung wird über die Eichmarke aufgefüllt und dann der Nullpunkt
durch Ablassen von Lösung eingestellt.
7
Arbeits- und Sicherheitsvorschriften
17. Reaktionsgemische mit giftigen Chemikalien werden in
Sondermüllbehältern gesammelt. Analysen mit
sondermüllpflichtigen Chemikalien sind mit „SM“ gekennzeichnet.
18. Glasbruch wird in einem speziellen Behälter gesammelt.
19. Sparsamer Reagenz- und Indikatorverbrauch sollte
selbstverständlich sein.
8
einige Gegenstände der Platzausstattung
Peleus-Ball
Messzylinder
Bechergläser
Erlenmeyerkolben
9
Vollpipette
1. Kurstag
10
1. Kurstag – Massenwirkungsgesetz
Chemisches Gleichgewicht
αA + βB
γC + δD
Die Geschwindigkeit der Hin- und Rückreaktion hängt von der Konzentration der
Reaktionspartner ab:
α
β
v H ≈ c (A) ⋅ c (B)
γ
δ
v R ≈ c ( C) ⋅ c ( D )
v H = k H ⋅ cα (A) ⋅ cβ (B)
v R = k H ⋅ c γ ( C) ⋅ c δ ( D )
Im Gleichgewichtszustand sind Hin- und Rückreaktion gleich schnell:
vH = vR
k H ⋅ cα (A) ⋅ cβ (B) = k R ⋅ c γ (C) ⋅ cδ (D)
Damit gilt:
k H c γ ( C) ⋅ c δ ( D )
Kc =
= α
k R c (A) ⋅ cβ (B)
Kc= Gleichgewichtskonstante
Massenwirkungsgesetz (MWG): Im Gleichgewichtszustand eines chem. Systems
besitzt der Quotient aus dem Produkt der Konzentrationen der Reaktionsprodukte
und dem Produkt der Konzentrationen der Edukte für eine gegebene Temperatur
einen charakteristischen Wert. (Anwendung siehe pH-Wert, Fällungsreaktion)
11
1. Kurstag – Säuren und Basen
Säure-Base-Theorie nach Arrhenius:
Arrhenius-Säuren bilden in Wasser H+-Ionen.
Arrhenius-Basen bilden in Wasser OH--Ionen.
Æ Neutralisation: H+(aq) + OH-(aq) Æ H2O
Säure-Base-Theorie nach Brönsted:
- Brönsted-Säuren sind Verbindungen oder Ionen, die Protonen abspalten
können (Protonendonatoren).
- Brönsted-Basen sind Verbindungen oder Ionen, die Protonen aufnehmen
können (Protonenakzeptoren).
Æ Brönsted-Basen besitzen mindestens ein freies Elektronenpaar (zur
Aufnahme von Protonen)
12
1. Kurstag – Säuren und Basen
Jede Säure geht bei Protonenabgabe in die korrespondierende Base über,
aus der durch Protonenaufnahme die korrespondierende Säure
zurückgebildet werden kann.
Säure
HCl
H2SO4
HSO4NH4+
CH3COOH
Base
ClHSO4
SO42NH3
CH3COO-
+ H+
+ H+
+ H+
+ H+
+ H+
+ H+
H
+H
O
H
Wasser
13
H
-H
O
H
H
Oxonium-Kation
1. Kurstag – Säuren und Basen
-H
Cl
H
Cl
+H
Chlorwasserstoffsäure
(Salzsäure)
H
Chlorid-Anion
H
-H
H
N
H
H
Ammonium-Kation
14
+H
N
H
H
Ammoniak
1. Kurstag – Säuren und Basen
H
H
-H
O
H
C
O
C
H
H
O
H
C
+H
C
O
H
Essigsäure
Acetat-Anion
O
O
O
-H
H
O
S
O
-H
O
H
S
O
H
+H
O
Schwefelsäure
15
O
S
O
+H
O
Hydrogensulfat-Anion
O
Sulfat-Anion
1. Kurstag – Säuren und Basen
Amphotere Moleküle Æ können sowohl als Säuren wie auch als Basen auftreten, z.B.
amphotere Spezies
Säure- Base-Paar
Säure
Base
H2O
H2O
H3O+
OH H2O
NH3
NH3
NH4+
NH2NH3
HSO4-
HSO4H2SO4
SO42HSO4
H
O
+H+
+
16
H
H
O
H
+H+
H
H
O
-H+
-H
H
+H+
N
H
+
-H
H
N
H
H
+
+H
H
+
-H
H
N
H
H
1. Kurstag – Säuren und Basen
Stärke von Säuren und Basen (Dissoziation/ Protolyse)
Starke Säuren/Basen Æ liegen in wässriger Lösung vollständig dissoziiert vor
HA + H2O
A-
+ H3O+
B + H2O
BH+ + OH-
Beispiel:
Säuren Æ Salzsäure (HCl), Salpetersäure (HNO3), Schwefelsäure (H2SO4)
Basen
Æ Natronlauge (NaOH), Kalilauge (KOH), Calciumhydroxid (Ca(OH)2)
Schwache Säuren/Basen Æ liegen in wässriger Lösung nur unvollständig dissoziiert vor
HA + H2O
A- + H3O+
B
BH+ + OH-
+ H2O
Beispiel:
Säuren Æ Kohlensäure (H2CO3), Hydrogenphosphationen (H2PO4- und HPO42-), viele
organische Säuren wie Essigsäure (CH3COOH), Milchsäure (CH3-CH(OH)-COOH)
Basen Æ Ammoniak (NH3), Amine, z.B. (RNH2), viele Metallhydroxyde, z. B. (Fe(OH)2,
Al(OH)3)
17
1. Kurstag – Säuren und Basen
Æ Je stärker eine Säure, desto schwächer ist ihre korrespondierende Base.
Umgekehrt gilt: Je stärker eine Base, desto schwächer ist ihre konjugierte
Säure.
Stärke von Säuren und Basen
18
1. Kurstag – Säuren und Basen
Säure-Base-Theorie nach Lewis:
Lewis-Säuren sind Elektronenpaar-Akzeptoren.
Lewis-Basen sind Elektronenpaar-Donatoren.
Beispiele:
F
F
B
F
Säure
H
+
N
H
H
Base
AlCl3 + Cl- Æ AlCl4S + SO32- Æ S2O32-
19
F
F
H
B
N
F
H
H
1. Kurstag – Säuren und Basen
Autoprotolyse des Wassers (teilweise Selbstzersetzung)
H2O + H2O
H3O + OH
Im chemischen Gleichgewicht (Hinreaktion genauso schnell wie Rückreaktion) gilt:
c(H 3O + ) ⋅ c(OH − )
=K
2
c (H 2 O)
Gleichung 1
In reinem Wasser und in verd. Lösungen ist die Konz. der H2O-Moleküle praktisch
konstant:
1000 g/l
c(H 2 O) =
= 55,55 mol/l
18 g/mol
+
+
Da c(H2O)= konstant und c(H3O )=c(H ) gilt nach Gleichung 1:
c(H+)·c(OH-) = K ·c2(H2O) = Kw
Gleichung 2
In reinem Wasser gilt:
+
-14
2 2
Kw = c(H ) · c(OH ) = 1,0 · 10 mol /l => Ionenprodukt des Wassers
20
1. Kurstag – Säuren und Basen
Um nicht immer mit Potenzzahlen umgehen zu müssen, werden die
logarithmischen Größen eingeführt:
c(H + )
pH = −log
mol/l
c(OH − )
pOH = −log
mol/l
Reines Wasser: pH = 7, saure Lösungen: pH < 7, basische Lösungen: pH > 7
Für das Ioneprodukt des Wasser KW gilt damit:
pH + pOH = pK W = 14
21
1. Kurstag – Säuren und Basen
Beispiele: Berechne c(H+), c(OH-), pH und pOH einer Salzsäure, die 0,005 mol/l
HCl enthält.
HCl ist starker Elektrolyt und somit gilt:
c(H+) = c(HCl) = 0,005 mol/l => pH = - log (5*10-3) = 2,3
K w = c(H + ) ⋅ c(OH − )
Kw
10 −14 mol 2 /l 2
−12
c(OH ) =
=
=
2
⋅
10
mol/l
+
−3
2 2
c(H ) 5 ⋅10 mol /l
−
Æ pOH = - log (2*10-12) = 11,7
Aufgaben: Berechne c(H+), c(OH-), pH und pOH von:
a)
b)
c)
22
Einer Natronlauge (NaOH) mit 0,04 mol/l
Einer Salpetersäure (HNO3) mit 0,000002 mol/l
Einer Schwefelsäure (H2SO4) mit 0,005 mol/l
1. Kurstag – Säuren und Basen
pH-Wert verschiedener Lösungen im Alltag
Substanz
pH
Substanz
pH
1 m HCl
0
Milch
6,4-6,7
Magensaft
0,9-2,3 Wasser (chemisch rein, 25°C)
7,0
Zitronensaft
2,0
7,4
Haushaltsessig
2,5-3,0 Seifenlauge
8,2-8,7
Wein
3,5
Lösung von Backpulver
8,5
Regen BRD (Mittel)
4,1
Kalkwasser, gesättigt
12,5
Saure Milch
4,4
Zementleim alkaliarm
12,5-13,0
Bohnenkaffe
5,0
Zementleim alkalireich
13,5-14,0
Unbelastetes Regenwasser
5,6
1 M NaOH
14
Blut
Säure-Base-Indikatoren: Organische Farbstoffe, die selbst schwach sauer oder
basisch sind und deren Säure eine andere Farbe aufweist als die
korrespondierende Base.
Beispiel Lackmus:
23
HInd + H2O
rot
Ind- + H3O+
blau
1. Kurstag – Säuren und Basen
Titration von 100 ml HCl c = 0,1 mol/l mit NaOH c = 0,1 mol/l
14
12
101 ml
pH-Wert
10
8
100 ml
6
99,99 ml
4
99 ml
2
0
0
20
40
60
80
100
Zugabe NaOH [ml]
24
120
140
160
180
200
1. Kurstag – Säuren und Basen
Umschlagbereich verschiedener pH-Indikatoren
25
1. Kurstag – schwache Elektrolyte
Schwache Säuren und Basen sind nicht vollständig dissoziiert. Ihr
Dissoziationsgrad wird mit a angegeben. Die Angabe erfolgt häufig in %.
c( X − )
α=
c0 (HX)
In Analogie zum Massenwirkungsgesetz kann für die Dissoziation von Säure in
Wasser eine Säuredissoziationskonstante angegeben werden.
Beispiel Essigsäure:
H2O + H3C
COOH
c(H 3O + ) ⋅ c(CH 3COO − )
= K;
c(H 2 O) ⋅ c(CH 3 COOH)
H3O + H3C
c(H 2 O) = konstant
c(H 3O + ) ⋅ c(CH 3COO − )
= K ⋅ c( H 2 O ) = K S
c(CH 3 COOH)
26
COO
Säuredissoziationskonstante
1. Kurstag – schwache Elektrolyte
Aufgabe: Eine wässrige Lösung 0,100 mol/l Essigsäure dissoziiert zu 1,34 %. Wie
groß ist die Dissoziationskonstante KS von Essigsäure?
CH3COOH
CH3COO- + H+
c0(CH3COOH)= 0,100 mol/l; a= 0,0134
c(CH3COO-)= c(H+)= 0,100 mol/l · 0,0134= 0,00134 mol/l
c(CH3COOH)= c0(CH3COOH) - c(CH3COO-)= 0,1 mol/l - 0,00134 mol/l= 0,0987 mol/l
c(H + ) ⋅ c(CH 3COO − )
c 2 (H + )
0,00134 2 mol2 /l 2
KS =
=
=
= 1,8 ⋅10 −5 mol/l
c(CH 3COOH)
c(CH 3COOH)
0,0987 mol/l
pK S = −log 1,8 ⋅10 −5 = 4,74
27
1. Kurstag – schwache Elektrolyte
Für wässrige Systeme gilt:
pKS + pKB = pKW = 14
pH-Wert einer schwachen Säure (Näherung):
pH ≈ 1/2 (pKS -log c0/(mol/l)
pOH-Wert einer schwachen Base (Näherung):
pOH ≈ 1/2 (pKB -log c0/(mol/l)
28
2. Kurstag
29
2. Kurstag – Grundbegriffe
Mol
Das Mol ist die Stoffmenge eines Systems (Atome, Moleküle, Ionen etc.), das aus
ebensoviel Einzelteilchen besteht, wie Atome in 0,012 Kilogramm des
12
Kohlenstoffisotops 6 C enthalten sind.
Avogadrosche Konstante (NA) = 6,022 * 1023 mol-1
Molekülmasse M = Summe der Atommassen einer Verbindung
M = ∑A
30
m
M=
n
m = Masse [kg]
n = Stoffmenge [mol]
M = molare Masse [g/mol]
2. Kurstag – Grundbegriffe
31
2. Kurstag – Grundbegriffe
Stoffmenge:
m
n=
M
m = Masse [g]
n = Stoffmenge [mol]
M = molare Masse [g/mol]
Beispiel:
Wie viel g Wasser müssen zu 100 g CaO gegeben werden, damit gleiche
Stoffmengen vorhanden sind?
CaO + H 2 O ⎯
⎯→ Ca (OH) 2
n (CaO) =
m(CaO)
100g
=
= 1,786 mol
M (CaO) 56 g
mol
m(H 2 O) = n (CaO) ⋅ M (H 2 O) = 1,786 mol ⋅18
32
g
= 32,148 g
mol
2. Kurstag – Grundbegriffe
Konzentration:
n
c=
V
c = Stoffmengenkonzentration [mol/l]
n = Stoffmenge [mol]
V = Volumen [l]
Beispiel: Auf welches Volumen müssen 20g NaOH mit Wasser aufgefüllt werden,
um eine Lösung mit 0,1 mol/l zu erhalten?
20g
m(NaOH)
M(NaOH) 40 g/mol
V(Lsg.) =
=
= 5l
c(NaOH)
0,1 mol/l
33
2. Kurstag – Pufferlösungen
Wozu Pufferlösungen?
z. B. Reaktionen bei definiertem pH-Wert
Æ ohne Puffer bleibt pH-Wert nicht stabil (Aufnahme von CO2 aus Luft,
Herauslösen von Alkalien aus Gläsern etc.)
Æ Pufferlösungen halten pH-Wert weitgehend konstant, auch wenn
begrenzt Säuren oder Basen zugesetzt werden
Zusammensetzung von Pufferlösungen: konjugiertes Säure-Base-Paar bei
relativ hoher Konzentration
saurer Puffer:
schwache Säure und deren Salz,
z. B. Essigsäure/ Natriumacetat
basischer Puffer: schwache Base und deren Salz, z. B.
Ammoniak/ Ammoniumchlorid
Puffersysteme sind sehr wichtig in der Natur, z.B. im Blut:
H2CO3 / HCO3- - Puffer, pH (Blut) = 7,5 ± 0,1.
34
2. Kurstag – Pufferlösungen
pH-Wert einer Pufferlösung
Beispiel: x mol/l Essigsäure + x mol/l Acetat
CH 3CO 2 H
H + + CH 3CO −2
c(H + ) ⋅ c(CH 3COO − )
x mol/l
+
= c(H ) ⋅
c(CH 3COOH)
x mol/l
= K S = 1,8 ⋅10 −5 mol/l
pH = pK S = −log(1,8 ⋅10 −5 ) = 4,74
Für eine schwache Säure die ihre konjugierte Base im Stoffmengenverhältnis 1:1
enthält, gilt immer: pH = pKS
pH-Wert einer Pufferlösung: (Henderson-Hasselbach-Gleichung):
c(HA)
pH = pK S − log
c(A − )
35
2. Kurstag – Pufferlösungen
Zusammensetzung von Pufferlösung:
Für wirksame Pufferlösungen sollte das Stoffmengenverhältnis c(HA)/c(A-)
zwischen 1/10 und 10/1 liegen.
Aufgabe:
Aus Cyansäure (HOCN) und Kaliumcyanat (KOCN) soll eine Pufferlösung mit
einem pH-Wert von 3,5 hergestellt werden. Welches Stoffmengenverhältnis wird
benötigt? (pKS(HOCN)= 3,92).
Lösung:
pH = pK S − log
c(HOCN)
c(NCO − )
c(HOCN)
= pK S − pH = 3,92 − 3,50 = 0,42
c(NCO − )
c(HOCN)
= 100, 42 = 2,63
−
c(NCO )
log
36
2. Kurstag – Titration
pH-Wert-Bestimmung zweier starker Elektrolyten
Titration: Neutralisationsreaktion bis zum Farbumschlag am Äquivalenzpunkt
H + + Cl − + Na + + OH − ⎯
⎯→ Cl − + Na + + H 2 O
Titrationskurve bei Titration von 50 ml
HCl (0,1 mol/l) mit NaOH (0,1 mol/l)
37
2. Kurstag – Titration
pH-Wert-Bestimmung eines schwachen mit einem starken Elektrolyten
Titration: Neutralisationsreaktion bis Indikatorumschlag am Äquivalenzpunkt
Titrationskurve bei Titration von 50 ml
Essigsäure (0,1 mol/l) mit NaOH (0,1 mol/l)
38
3. Kurstag – Fällungs- und Lösungsreaktionen
39
3. Kurstag – Fällungs- und Lösungsreaktionen
Ca2+ + SO42-
CaSO4 (Kristall)
Massenwirkungsgesetz:
2−
k H c(Ca 2+ ) ∗ c(SO 4 )
Kc =
=
k R c(CaSO 4 , Kristall)
Konzentration in einem Kristall ist konstant Î
KL(CaSO4)= c(Ca2+) * c(SO42-)
Löslichkeitsprodukt
Zur besseren Handhabbarkeit:
Auflösen eines Salzes in
Wasser
Æ Gleichgewicht
zwischen lösen und
kristalliesieren=
Sättigungskonzentration
40
pKL= – log KL
Die Umkehrung der Lösungsreaktion ist die
Fällung. Es gilt:
KF= 1/KL; pKF= -pKL
3. Kurstag – Fällungs- und Lösungsreaktionen
41
3. Kurstag – Fällungs- und Lösungsreaktionen
Aufgabe 1: Eine Wasserprobe enthält 200 mg Ca2+/l. Wie viel H2SO4 kann höchstens
in 1 l Wasser gegeben werden, ohne dass CaSO4 (KL= 2*10-5 mol2/l2) ausfällt?
Lösung 1: 0,004 mol H2SO4
Aufgabe 2: Wie viel mg HgS (KL= 2*10-54 mol2/l2) können in einem Schwimmbecken
von 20m*50m*2m gelöst werden?
Lösung 2: 6,6 * 10-16 mg HgS können gelöst werden.
Aufgabe 3: Ab welchem pH-Wert fällt aus einer Lösung mit 400 mg Mg2+/l das
Hydroxid aus (KL= 1*10-12 mol3/l3)?
Lösung 3: Ab pH 8,89 fällt Mg(OH)2 aus.
42
3. Kurstag – Fällungs- und Lösungsreaktionen
Keimbildung
43
3. Kurstag – Fällungs- und Lösungsreaktionen
Möglichkeiten zur Abtrennung von Niederschlägen
44
3. Kurstag – Fällungs- und Lösungsreaktionen
Temperaturabhängigkeit der Löslichkeit
45
3. Kurstag – Fällungs- und Lösungsreaktionen
Beispiele für Fällungsreaktionen
Reaktion von Ca(OH)2 mit CO2:
Ca(OH)2 + CO2 Æ CaCO3 + H2O
Reaktion von CrCl3 mit NaOH:
CrCl3 + 3 NaOH Æ Cr(OH)3 + 3 NaCl
Reaktion von FeCl3 mit NaOH:
FeCl3 + 3 NaOH Æ Fe(OH)3 + 3 NaCl
46
3. Kurstag – Fällungs- und Lösungsreaktionen
Übungsaufgaben:
1. Wie viel Wasser wird benötigt, um 1,0 g Cr(OH)3 vollständig zu lösen?
KL(Cr(OH)3 = 6,7·10-31 mol4/l4)
2. Ist es möglich 1,0 g Fe(OH)3 in einem Schwimmbecken mit 10.000 m³ Wasser
zu lösen? KL(Fe(OH)3 = 3,8·10-38 mol4/l4)
3. Berechne die Löslichkeit von CaSO4 in reinem Wasser und in einer
Schwefelsäure mit 0,1 mol/l (die SO42-Konzentration aus dem gelösten Gips
kann gegenüber der Schwefelsäure vernachlässigt werden) KL(CaSO4)=
-5
2 2
2,4·10 mol /l
4. Wie hoch ist die Löslichkeit von CaCO3 in einer gesättigten Lösung von
Ca(OH)2, KL(Ca(OH)2)= 3,9·10-6mol3/l3, KL(CaCO3)= 4,8·10-9 mol2/l2 (die
Calciumkonzentration aus dem gelöstenCaCO3 kann vernachlässigt werden).
47
4. Kurstag – Komplexe
Komplexe: Bei Komplexbildung gruppieren sich eine bestimmte Anzahl von
Molekülen oder Ionen in definierter geometrischer Anordnung um ein zentrales
Metallatom oder –ion. Es entsteht eine komplexe Baugruppe, die auch bei
Dissoziation der Verbindung als solche erhalten bleibt.
FeCl2 + Wasser Æ
+ CN-
= Ligandenaustausch
Spektrochemische Reihe der Ligandenfeldaufspaltung (experimentell ermittelt):
starke Wechselwirkung
schwache Wechselwirkung
CO > CN- > en > NH3 > EDTA > H2O > OH- > F- > Cl- > -SCN- > Br48
4. Kurstag – Komplexe
Valenzbindungs-Theorie: Bindung durch Überlappung eines gefüllten Ligandenorbitals
mit einem leeren Orbital des Zentralatoms. Geometrie aus Hybridisierung Zentralatom:
sp3
tetraedrisch
dsp2
quadratisch planar
d2sp3
oktaedrisch
49
Æ Erklärt Geometrie und Magnetismus, nicht jedoch Spektren der Komplexe
4. Kurstag – Komplexe
Magnetismus:
Diamagnetismus Æ Atome, Ionen und Moleküle mit abgeschlossenen Schalen
Î Stoff wird im Magnetfeld abgestoßen
Paramagnetismus Æ Substanzen mit ungepaarten Elektronen
Î Stoff wird im Magnetfeld angezogen
50
4. Kurstag – Komplexe
51
4. Kurstag – Komplexe
Energie im oktaedrischen Ligandenfeld (Kristallfeld- bzw. Ligandenfeld-Theorie)
Komplex mit Zentralatom Mn+
räumliche Anordnung s-Orbital
räumliche Anordnung d-Orbitale
52
4. Kurstag – Komplexe
53
4. Kurstag – Komplexe
Ligandenfeldaufspaltung
stark
schwach
CO > CN- > en > NH3 > EDTA > H2O > OH- > F- > Cl- > -SCN- > Br-
Geringe Ligandenfeldaufspaltung
starke Ligandenfeldaufspaltung
Farbe von
Komplexen
54
4. Kurstag – Komplexe
Übergangsmetallionen mit 4-7
Elektronen im oktaedrischen Feld: Je
nach Aufspaltung gibt es jeweils zwei
unterschiedliche
Elektronenanordnungen.
55
4. Kurstag – Komplexe
MO-Theorie (Molekülorbital-Theorie): Energieniveauschema für das gesamte
Molekül als Kombination der Atomorbitale der Einzelmoleküle
56
4. Kurstag – Komplexe
Molekülorbitale aus der Kombination
von p-Atomorbitalen
57
MO-Schema für F2
4. Kurstag – Komplexe
58
4. Kurstag – Komplexe
Kombination der Ligandenorbitale
mit Sigma-Orbitalen des
Zentralatoms
59
Zentralatom
Liganden
4. Kurstag – Komplexe
60
MO-Schema oktaedrischer Komplex (nur Sigma-Bindungen berücksichtigt)
4. Kurstag – Komplexe
Überlagerung des dxz-Orbitals mit vier pLigandenorbitalen
Dative π-Bindung L Æ M
61
4. Kurstag – Komplexe
Benennung von anionischen Komplexen, z. B. Na[Ag(CN)2]
Beispiele für die Bezeichnung von Liganden (bei mehreren Liganden Reihenfolge
alphabetisch)
Ffluoro
H2O aqua
Cl- chloro
NH3 amin
CO
carbonyl
OH- hydroxo
CN- cyano
Beispiele
K2[CoCl4]
Na[Al(OH)4]
K4[Fe(CN)6]
Li[Cr(H2O)4Cl2]
62
Kalium-tetrachlorokobaltat(II)
Natrium-tetrahydroxoaluminat
Kalium-hexacyanoferrat(II)
Lithium-tetraaquadichlorochromat(III)
4. Kurstag – Komplexe
Komplexe entstehen durch stufenweise Anlagerung von Liganden L an das
Zentralatom Me:
63
4. Kurstag – Komplexe
64
4. Kurstag – Komplexe
Ethylendiamintetraessigsäure (EDTA)= sechszähliger Ligand
65
5. Kurstag – Komplexometrie
66
6. Kurstag – Redoxreaktionen
Oxidationszahl: Fiktive Ladung eines Atoms, wenn die Elektronenpaare der
kovalenten Bindungen dem jeweils elektronegativeren
Reaktionspartner zugeordnet werden.
67
6. Kurstag – Redoxreaktionen
Kurzregeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen (OZ):
- elementar vorliegende Stoffe haben die OZ 0
- Fluor hat immer die Oxidationszahl -I
- Sauerstoff hat fast immer die Oxidationszahl -II
Ausnahmen: -O-O-Bindungen und -O-F-Bindungen
- Wasserstoff hat mit Nichtmetallen die Oxidationszahl +I,
mit Metallhydriden die Oxidationszahl –I
- Alkalien: +I, Erdalkalien: +II
- in neutralen Verbindungen muss die Summe der
Oxidationszahlen Null ergeben
Beispiele:
68
Welche Oxidationszahl hat P in H3PO4?
3*(OZ H) + (OZ P) + 4*(OZ O) = 0
3*(+I) + (OZ P) + 4*(-II) = 0
OZ P = +V
6. Kurstag – Redoxreaktionen
Beispiele Oxidationszahl
O
+IV
C
O
-II
O
S
O
H
C +IV
+VI
O
+I
O -II
-II
O
H
-II
O
H
+I
H
-I
-III
H
C
C
H
H
+I
-II
+I
O
H
Übung 1: Welche OZ hat Mn in KMnO4?
Übung 2: Welche OZ hat Cl in NaClO4, NaClO3 und NaCl?
Übung 3: Welche OZ hat Cr in Cr2O72- ?
Übung 4: Welche OZ haben die Atome im CH3-COOH?
Übung 6: Welche OZ haben die Atome im Thiosulfat S2O32-?
Übung 7: Welche OZ haben die Atome in der Peroxomonoschwefelsäure
H2SO5?
69
6. Kurstag – Redoxreaktionen
Oxidation: Erhöhung der Oxidationszahl eines Atoms
(Entzug von Elektronen)
Reduktion:Erniedrigung der Oxidationszahl eines Atoms
(Zufuhr von Elektronen)
Aufstellen von Redoxreaktionen
Oxidation
2 Mg + O2
2 M gO
Reduktion
Oxidation
Mg
1/2 O2 + 2e
70
Reduktion
-
Reduktion
Oxidation
Mg2+ + 2eO2-
6. Kurstag – Redoxreaktionen
Aufstellen von Redoxreaktionen
• Edukte und Produkte angeben und OZ ermitteln
• Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion aufstellen; Zahlenverhältnis
in dem Oxidationsmittel und Reduktionsmittel miteinander reagieren wird
aus OZ-Zunahmen und OZ-Abnahme balanciert
• Ausgleich von Ionen und anderer Atome; in wässriger Lösung werden
Ionenladungen durch H+ und OH- ausgeglichen
71
6. Kurstag – Redoxreaktionen
Formulierung Redoxreaktion: Auflösen von Kupfer in Salpetersäure
1. Edukte und Produkte aufschreiben
Cu + NO3- + H3O+
Cu2+ + NO + H2O
2. Formulierung der Teilgleichungen,
Ermittlung der Oxidationszahlen
0
Ox.: Cu
+V
Red.: NO3- + 3 e-
+II
Cu2+ + 2e+II
NO + 2 O2-
3. O2- ist in wässriger Lsg. nicht stabil und
bildet mit H3O+ der Säure Wasser
4. Kombination beider Redoxprozesse,
Multiplikation mit kleinstem
gemeinsamen Vielfachen der
Elektronenaufnahme/ -abgabe
72
Red.: NO3-+3e-+4H3O+
Cu
NO3-+3e-+4H3O+
3Cu + 2NO3-+ 8H3O+
NO + 6 H2O
Cu2+ + 2e(*3)
NO + 6 H2O (*2)
3Cu2++2NO+12H2O
6. Kurstag – Redoxreaktionen
Redoxreaktion: Reaktion von Permanganat (MnO4-) mit Mn2+ im basischen
1. Edukte und Produkte aufschreiben
2. Formulierung der Teilgleichungen,
Ermittlung der Oxidationszahlen
3. O2- ist in wässriger Lsg. nicht stabil,
Ausgleich mit H2O und OH-
4. Kombination beider Redoxprozesse, Multiplikation mit
kleinstem gemeinsamen
Vielfachen der Elektronenaufnahme/ -abgabe
73
MnO4-+Mn2++OH-
+II
Ox.: Mn2+ +4OH+VII
Red.: MnO4-+ 3e-
Red.: MnO4-+3e-+2H2O
Mn2+ +4OHMnO4-+3e-+2H2O
3Mn2++2MnO4-+12OH-+4H2O
MnO2 + H2O
+IV
MnO2 + 2e- + 2H2O
+IV
MnO2 + 2O2-
MnO2+4OH-
MnO2 + 2e-+ 2H2O (*3)
MnO2+4OH(*2)
5MnO2+6H2O+8OH-
6. Kurstag – Redoxreaktionen
Aufgaben:
1.
2.
3.
4.
5.
74
Formulieren Sie die Auflösung von Zink durch Salzsäure
(Produkte ZnCl2 und H2)
Formulieren Sie die Reaktion von Natrium mit Wasser (Produkte NaOH und H2)
Formulieren Sie die Oxidation von Eisen mit Sauerstoff zu Fe2O3
Formulieren Sie die Reduktion von Eisenerz (Fe2O3) mit Kohlenmonoxid (CO) im
Hochofenprozess
Formulieren Sie die Bildung von Eisen aus Fe2O3 und Aluminiumpulver
6. Kurstag – Redoxreaktionen
Ein galvanisches Element erhält man aus zwei Halbelementen, von
denen jedes ein getrenntes Redoxsystem darstellt.
Der Stromfluss kann mit einem Voltmeter gemessen werden.
Wichtig: Man benötigt eine Elektrolytbrücke („Stromschlüssel“) zum
Ausgleich der in beiden Halbelementen sich gegenläufig ändernden
Anionenkonzentration.
Da für eine Redoxreaktion stets zwei Redoxsysteme erforderlich sind,
lassen sich keine Einzelpotentiale E Ox/Red bestimmen, sondern nur
Potentialdifferenzen EOx1/Red1 - EOx2/Red2 = ΔE.
Als Bezugssystem dient das Redoxsystem 2H+ + 2e- ' H2, dem man
bei 298 K, 1,013 bar und c = 1 mol/L das Potential 0,00 V zuordnet
(Normalwasserstoffelektrode).
75
6. Kurstag – Redoxreaktionen
Galvanisches Element
e-
*„Stromschlüssel“
(elektrolytisch leitende
Verbindung zum
Ausgleich der Anionen)
Metall Zn
Halbelement
Redoxpaar I
Cu/Cu2+
Metall Cu
K2SO4-Lösung*
CuSO4-Lsg.
Cu2+ x2-
ZnSO4-Lsg.
Zn2+ x2-
+ Pol
Halbelement
Redoxpaar II
Zn/Zn2+
- Pol
Beobachtung: Redoxreaktion, Stromfluss
Zn → Zn2+ + 2eCu2+ + 2e- → Cu
Gesamtreaktion (Zellenreaktion): Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+
76
6. Kurstag – Redoxreaktionen
Elektrochemische Spannungsreihe
77
6. Kurstag – Redoxreaktionen
Elektrochemische
Spannungsreihe
78
7. Kurstag – Manganometrie
79
8. Kurstag – Anionenanalyse
80
9. Kurstag – Kationenanalyse/ Kationentrennungsgang
81
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Ionenaustauscher:
Ein Kationenaustauscher hat eine anionische Gerüststruktur und bewegliche
Kationen, die gegen andere Kationen ausgetauscht werden können. Bei
einem Anionenaustauscher ist es umgekehrt.
Ionenaustauscher
+M+
+H+
Kationenaustauscher:
- SO3H + M+ + H2O
- SO3M + H3O+
Anionenaustauscher:
- N(CH3)3OH + X82
- N(CH3)3X + OH-
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Beispiele für synthetische Ionenaustauscher
83
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Kationen-Austauscher:
Festionen
Polymerkette
Austauschermatrix
Polymergerüst
mit
poröser,
schwammartiger
Struktur
SO3H
SO3H
SO3H
SO3H
SO3H
H 2O
H2 O
GegenH 2O ionen
+
H2O H3O
H2O
SO3 H2O
H3O+
H2O
SO3 H2O
H3O+
H O
SO3 H2O H O+ 2
3
H2O
SO3 H2O H O+
3
H2 O
O
H2
H2O
H 2O
SO3
Sulfonsäuregruppe
H2O
Quellung
Das weitgehend vernetzte organische Kunststoffgerüst quillt in Anwesenheit von
H2O ⇒ Bildung von solvatisierten H3O+-Ionen. Gegenionen (mobil) und Festionen (stationär) bleiben innerhalb der durch Quellung erweiterten Matrix
gekoppelt.
84
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Bringt man die gequollene Matrix in eine Lösung mit anderen Gegenionen, so
stellt sich durch Diffusion zwischen den Matrix-Hohlräumen und der äußeren
Lösung ein Austauschgleichgewicht der Gegenionen ein.
H 2O
SO3
H2 O
H2O
H 2O
H3O+
SO3
H2O H O+
3
H2O
SO3 H2O
H3O+
SO3 H2O H O+
3
H2O
SO3 H2O H O+
3
O
H2
H2O
H 2O
Na+
SO3
Na+
Na+
SO3
Austausch
durch
Diffusion
SO3
Na+
Lösung mit Na+-Ionen
H2 O
H 2O
H2O Na+
H2O H3O+
H2O
H2O Na+
H 2O
H2O
H2O
H3O+
Na+
H3O+
Na+
H2O H3O+
SO3 H2O
SO3
Diffusion
85
H 2O
Na+
H3O+
Na+
H 2O
Gleichgewichtszustand
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Ionenaustauscher zur Wasserenthärtung
Å Gerüststruktur von Faujasit (ein Zeolith); an
jedem Eckpunkt befindet sich ein Si- oder AlAtom, in der Mitte jeder Kante ein O-Atom.
Bewegliche Kationen und Wassermoleküle
befinden sich in den Hohlräumen.
Wasserenthärtung: Regeneriertes Zeolith enthält Na+ in den Hohlräumen.
Im Wasser gelöstes Ca2+ (verursacht die Wasserhärte) kann gegen Na+
ausgetauscht werden. Ist der Vorrat an Na+ erschöpft, kann der
Ionenaustauscher durch NaCl-Lösung regeneriert werden.
86
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Atomspektroskopie
Atomspektren: Energieaufnahme bzw. -abgabe verbunden mit der
Änderung mindestens einer der vier Quantenzahlen.
Erster angeregter Zustand
Zufuhr von ΔE
(z. B. thermisch
oder Strahlung)
Relaxation
ΔE = h ⋅ ν
ΔE = h ⋅ ν
Grundzustand
87
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Elektromagnetisches Spektrum
Beschreibung einer Welle:
λ·ν=c
c = 2,998 · 108 ms-1
λ Wellenlänge
ν Frequenz
(ν~ Wellenzahl (1/λ)
[m]
[s-1]
[m-1])
Strahlungsenergie: - Direkt proportional zur Frequenz ν:
- Umgekehrt proportional zur Wellenlänge λ
E=h·ν=h·c/λ
88
Plancksche Konstante
h = 6,626 · 1034 Js
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Röntgenfluoreszenzanalyse: Elektronenübergänge der inneren Schalen
• Anregung: durch Elektronen oder Röntgenstrahlung
• Energieabgabe: Wiederbesetzung der inneren Schale durch Elektronen
der äußeren Schale
89
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Elektromagnetisches Spektrum
750 nm
rot
orange
gelb
grün
blau
violett
380 nm
AAS/
OES
90
RFA
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Atomares Energieschema für das
Natriumatom
Termschema Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
Absorptionspektrum Natrium
~ 590 nm
Energie
Wellenlänge
91
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Vorgänge in der Flamme
• verdampfen und atomisieren
• Ionisation bereits gebildeter Atome
• Bildung von neuen Verbindungen
unerwünscht
Anforderungen an die Flamme:
• hohe Temperatur, keine Ionisation der Atome
• optische Transparenz
• keine Eigenemission im betrachteten Bereich
• Langsame Brenngeschwindigkeit (Laminarbrenner)
Verschiedene Flammentypen, z. B.
• Leuchtgas/Luft
(T= 1800 °C)
• Acetylen/Luft
(T = 2300 °C)
• Acetylen/Lachgas (T = 2750 °C)
92
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Elektronenübergänge im Wasserstoff-Atom und Linien im Spektrum
93
Lyman-Serie: anger. Zustand Æ Grundzustand n=1
Balmer-Serie: anger. Zustand Æ anger. Zustand n=2
Paschen-Serie: anger. Zustand Æ anger. Zustand n=3
=> UV-Bereich
=> VIS
=> IR-Bereich
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Anregung der Emissionsspektroskopie:
• Flammen
• Plasmen
• Funken, Lichtbogen, Laser (wenig Bedeutung)
Anregung durch Flammen
Vorgänge in der Flamme
1. Trocknung (Verd. Lösungsmittel)
2. Verdampfen der Verbindung
3. Dissoziation
4. Anregung
5. Ionisation
z. B.:
NaCl(Lsg) Æ NaCl(s) Æ NaCl(g) Æ Na(g) + Cl(g)
Ein Teil der gasförmigen Atome wird angeregt:
Na(g) Æ Na(g)*
Bei Rückkehr von e- in Grundzustand erfolgt Emission von Licht: Na(g)* Æ Na(g) + h*ν
Nebenreaktion Ionisation (verringern Anzahl freier Atome): Na(g) Æ Na(g)+
94
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Qualitative Spektralanalyse: Handspektroskop (Taschen-PrismenSpektrometer)
95
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Qualitative Spektralanalyse der
Elementen mit einem
Handspektroskop
96
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Prinzip des Spektralphotometers zur qualitativen oder quantitativen
Spektralanalyse (Flammenphotometrie)
Bei Emissionsspektroskopie:
Lichtquelle= Flamme + Probe
97
Entfällt bei Emissionsspektroskopie!
10. Kurstag – Physikalische Chemie
Simultanspektrometer für
Multielementanalysen
98
Klausur
Themenumfang der Klausur
- Praktikumsskript
- Seminar zum Praktikum
- Grundlagen der Chemie
99
Sicherheitsbelehrung
Vorarbeiten zum Praktikum
10
•
•
•
•
•
•
•
Kostenstelle, Karte und Budget für Praktikum
Kontrolle der Augenduschen und Notfallduschen
Vollständigkeit des Verbandskastens prüfen. Versorgungsbuch?
Feuerlöscher, Löschdecken, Löschsand vorhanden?
Glasgeräte und Lösungen aufstellen.
Filterpapier, pH-Papier bereitstellen
Preis für Skript und Brillen
•
1. Tag:
- Plätze einnehmen und Ausrüstung kontrollieren
- Chemikalien aufstellen