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ETW Aufbaukurs Chemie

Vorlesung 1: Einführung

Jörg Petraschjoerg.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, 17.1.14Einführung, Atomtheorie, Chemische Formeln, Reaktionsgleichungen

Kap. 1, 2, 3, 4

2, 24.1.14Energieumsatz, 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: mH : 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

IsotopeAtome 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 Mr ist gleich der Summe der relativen Atommassen aller Atome eines Moleküls

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 Petraschjoerg.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 (O2)

• Bei einer vollständigen Verbrennung 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

Reibungsfrei

F = m · a

W1�2 =

Z 2

1F · ds

Ekin =1

2m|v|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.

• 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).

• Bei Wasser zwischen 14.5 ℃ und 15.5 ℃: c=4.184 J/kg/K

Kalorimetrie• Ein Kalorimeter dient der Messung

von Wärmemengen,

• Probenmenge sorgfältig abwiegen,

• Wird in Bombe mittels Zündfunken zur Reaktion gebracht,

• Anfangstemperatur: T1, Endtemperatur: T2.

Ctot = CH2O + 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

F = A · p

W1�2 =

Z 2

1p ·A · ds

=

Z 2

1pdV

= p�Vp=const.:

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:

�H0 =X

Produkte

�H0

f �X

Reaktanden

�H0

f

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:

• Energie von EM-Strahlung tritt nur in Portionen (Quanten) von einer bestimmten Grösse auf:

• Ein Lichtquant heisst Photon

c = � · ⌫

E = h · ⌫

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.

�x ·�(mv) � h

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-PrinzipElektronen 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.

• Hund-Regel: maximale Multiplizität bei entarteten Orbitalen, d.h. zuerst alle Elektronen mit der selben Spinquantenzahl.

• 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.

Allgemeine Orbitalbesetzung

• Nach niedrigster Energie (Aufbauprinzip)

Halb- und vollbesetzte Unterschalen

• Halb und besonders voll besetzte Unterschalen sind besonder stabil