"Chemie" bei Prof. Becker Script Herkunft : Studentenschaft aus der Chemie Vorlesung SS / WS 2005 -2007,2008 und weitere Ergnzt und korrigiert von Prof.Dr.Becker neu berarbeitete Version bis Dezember 2012 Studiengnge Maschinenbau (Energie/Umwelt) Biomedizintechnik Physikalische Technik Inhaltsbersicht Grundlegende Begriffe und kurze Historische Einfhrung Atomtheorie Aufbau der Elektronenhlle Das Bohrsche Atommodell Die 4 Quantenzahlen Periodensystem der Elemente,Ionisierungsenergie Periodizitt der Eigenschaften -Elektronenaffinitt -Elektronegativitt EN -Atomdurchmesser -Der metallische Charakter der Elemente Nomenklatur Bindungsformen - Ionenbindung - kovalente Bindung (Elektronenpaarbindung) - metallische Bindung Ionenbindung:Gittertypen , Kristallstrukturanalyse Kovalente Bindung -MO-Theorie (Molekl-Orbital Theorie) Moleklgeometrie, --Bindungen und -Bindungen -Delokalisierte Bindungen und mesomere Grenzformeln, -bergnge zwischen den Bindungsmodellen Metallbindung, Bndertheorie Zwischenmolekular Krfte / Aggregatzustnde - VanDerWaalsKrfte

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- Dipol-Dipol-Wechselwirkungen - Makroskopische Eigenschaften Ideale Gase -Avogadro,Relative Atommassen -Standardtemperatur, Standarddruck, Molvolumen Reale Gase Wrmeenergie,Kalorimeter,Hessscher Satz Bindungs-, bzw. Disoziationsenergie Born - Haberscher - Kreisprozess 1. und 2.Hauptsatz der Thermodynamik Aktivierungsenergie Das chemische Gleichgewicht Kollissionstheorie , Aktivierter Komplex, bergangszustand Zwischenprodukt Katalysatoren Chemisches Gleichgewicht und Massenwirkungsgesetz Prinzip von Le Chatelier Das Lslichkeitsprodukt Das Ionenprodukt des Wassers Der PH-Wert / POH-Wert Suredefinition nach Arrhenius und Brnsted Der Begriff der Aktivitt Molaritt und Normalitt Der pKS und der pKB-Wert Redox Reaktionen Die Oxidationszahl Schema fr das Aufstellen von Redoxgleichungen Stchiometrie bungsbeipiele Anhang Klausuraufgabensammlung zur Stchiometrie Literatur: Charles E. Mortimer : Chemie (ISBN-13: 9783134843095) Schwister : Taschenbuch der Chemie (ISBN-13: 9783446228412) Rmpps Chemielexikon (Nachschlagewerk/auch als CD) Wawra: Chemie verstehen (ISBN-13: 9783825282059) Wawra: Chemie berechnen (ISBN-13: 9783825282042) Wawra: Chemie erleben (ISBN-13: 9783825282509)

Atkins: Chemie einfach alles (in deutsch und englisch verfgbar)

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Grundlegende Begriffe und kurze Historische Einfhrung Demokrit: Die vier Elemente . Erde , Wasser, Feuer, Luft Atome: Kleinste, unteilbare Teilchen, aus denen alle Materie aufgebaut sein soll

Aristoteles Elementumwandlung durch ndern der Gestalt der Elemente

Platon Die Atome verschiedener Elemente sind verschieden, die Atome gleicher Elemente sind gleich

Alchemie Im Mittelalter: Goldherstellungsversuche und die Suche nach dem Lebens-Elixier, dem Stein der Weisen

Die Moderne Chemie beginnt vor rund 200 Jahren mit Antoine Lavoisier: Ein Element ist ein Stoff der in keine einfacheren Stoffe zerlegt werden kann

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Es gibt nur 85 natrlich vorkommende Elemente, die restlichen ca.20 wurden knstlich erzeugt und sind meist radioaktiv. Verbindungen sind Stoffe die aus verschiedenen Elementen in einem bestimmten Mengenverhltnis (Gesetz der konstanten Proportionen) bestehen z.B. Wasser: 11,2% Wasserstoff, 88,8% Sauerstoff Verbindungen haben immer andere Eigenschaften als die Elemente. Gesetz der multiplen Proportionen: zwei oder mehr Elemente knnen verschiedene Verbindungen bilden: CO, CO2 Die Elemente stehen dann in der gleichen Verbindung jeweils in einem bestimmten Mengenverhltnis zueinander, in einer anderen Verbindung in einem anderen Mengenverhltnis. (Gesetz der multiplen Proportionen) Organische Verbindungen (in einem ersten berblick) enthalten alle das Element Kohlenstoff. (= Chemie der Kohlenstoffverbindungen) Anorganische Verbindungen enthalten keinen Kohlenstoff. Chemisch reine Stoffe bestehen nur aus einer Art Verbindungen oder Elementen. Verbindungen und Elemente (jeweils fr sich) sind reine Stoffe. Gemische bestehen aus mindestens zwei verschiedenen reinen Stoffen. Demgegenber gibt es heterogene Gemische und homogene Gemische. Homogene Gemische keine Grenzflchen erkennbar (Beispiel Salzwasser) Heterogene Gemische Grenzflchen erkennbar (Beispiel Puderzucker/ Mehl) Bei chemischen Reaktionen werden Atome miteinander verknpft oder voneinander gelst. Dabei tritt weder ein Verlust noch ein Gewinn an Masse ein =Massenerhaltungsgesetz von Antoine Lavoisier .Die Atomtheorie (J. Dalton, vor ca. 200 Jahren) besagt: Elemente bestehen aus extrem kleinen Teilchen, den Atomen. Alle Atome eines Elementes sind gleich, die Atome verschiedener Elemente sind verschieden. Bei chemischen Reaktionen werden Atome miteinander verbunden, oder getrennt. Dabei werden nie Atome zerstrt oder neu gebildet. Kein Atom eines Elementes wird in das Atom eines anderen Elementes umgewandelt. Eine chemische Verbindung resultiert aus der Verknpfung der Atome von mindestens zwei ( oder mehr) Elementen. Eine gegebene Verbindung enthlt immer die gleichenAtomsorten in einem festen Mengenverhltnis miteinander verknpft. Weitere Erkenntnisse gewann man durch Experimente mit der Elektrizitt, wodurch auch Ladungstrger postuliert, nachgewiesen und untersucht wurden.

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Ablenkung der e- - Strahlen im Vakuum durch elektrische oder magn.Felder

Elektrolyse bedeutetet die Zersetzung einer Verbindung unter dem Einfluss von elektrischem Strom. (Faraday) Kathode immer negativ, Anode immer positiv geladen. Millikan fhrte den ltropfchenversuch durch

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Aus diesen Experimenten konnten Masse und Ladung der Teilchen bestimmt werden, aus denen die Atome aufgebaut sind: Teilchen Masse Ladung e- 9,109 * 10^-28 g -1,602*10^-19 C p 1,672 * 10^-24 g +1,602*10^-19 C n 1,674 * 10^-24 g 0 C (keine Ladung) Das einfachste und leichteste Atom ist das Wasserstoffatom (1 Proton + 1 Elektron) Ein ungeladenes Atom muss genauso viele Elektronen wie Protonen enthalten. Das Gewicht eines Atoms (auer Wasserstoff) ist stets grer als die Summe der einzelnen Bestandteile. (Die Gewichtsdifferenz lt sich einer Energie zuordnen und entspricht der Bindungsenergie) Im Kern befindet sich die komplette positive Ladung. Ion: positiv oder negativ geladenes Teilchen, entsteht aus einem Atom (oder Molekl) durch Aufnahme oder Abgabe von einem (oder mehreren) Elektron(en)

12 6C meint C als Elementsymbol fr Kohlenstoff (engl.Carbon ) mit

12(hochgestellt vor dem Elementsymbol) = Nukleonenzahl = Summe von Protonen und Neutronen, also alle relevanten Kernteilchen und somit die Massenzahl 6 (tiefgestellt vor dem Elementsymbol, unter der Massenzahl) = Protonenzahl und damit gleichzeitig auch die Kernladungszahl. Damit das Atom nach aussen hin neutral ist, muss dies auch der Elektronenzahl entsprechen. Die Nukleonenzahl minus der Protonenzahl ergibt die Neutronenzahl 12 6 = 6 In diesem Fall ist dies auch gleichzeitig die Definitionsgrundlage fr die relative Atommasse,

die angibt, wieviel mal so schwer ein Teilchen ist, wie ein zwlftel des Kohlestoffisotopes 12 6C

(sprich: zwlf C sechs) Protonenzahl = Kernladungszahl = Ordnungszahl z.B.

2311Na meint das Elementsymbol Na fr Natrium (engl.sodium) mit

23 (Hochgestellt vor dem Elementsymbol) = Nukleonenzahl = Summe von Protonen und Neutronen, also alle relevanten Kernteilchen und somit die Massenzahl 11 (Tiefgestellt vor dem Elementsymbol, unter der Massenzahl) = Protonenzahl und damit gleichzeitig auch die Kernladungszahl.

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Damit das Atom nach aussen hin neutral ist, muss dies auch der Elektronenzahl entsprechen. Die Nukleonenzahl minus der Protonenzahl ergibt die Neutronenzahl 23 11 = 12 Isotope sind Teilchen mit gleicher Protonen- aber unterschiedlicher Neutronenzahl. Gleiche Protonenzahl heisst, sie gehren zum gleichen Element, stehen am gleichen Ort iso-topos im Periodensystem iso-topos Die Atome werden nach der Anzahl der Protonen im Kern sortiert = geordnet (Ordnungszahl) Beispiel: Chlor besteht aus zwei Isotopen (es gibt 2 Chlorversionen mit unterschiedlicher Anzahl von Neutronen) Gleiche Elektronenzahl heisst gleiche chemische Eigenschaften (Chemie spielt sich in der Elektronenhlle ab) in der Natur erfahren sie daher keine Trennung, sin im Labor trennbar mit einem Masse-Spektrometer

Aufbau der Elektronenhlle Es existieren grundstzlich 2 Modelle : Das Wellenmodell und das Teilchenmodell, die beide gleichzeitig/wechselweise benutzt werden. (Welle/Teilchen-Dualismus) Elektromagnetische Strahlung (Wellen) ist gequantelt, es knnen immer nur best. Energiepakete aufgenommen oder abgegeben werden. Die Energieportion die von einem Teilchen abgestrahlt wird, wird Quant (von Quantum = bestimmte Menge) genannt. Bereiche elektromagnetischer Strahlung:

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Elektromagnetische Strahlung ist charakterisiert durch

Die Zusammenhnge zwischen Wellenmodell und Teilchenmodell sind gegeben durch E = h (Max Planck) E = m c (Albert Einstein) c = mit E=Energie h=Planck'schesWirkungsquantum = Frequenz m=Masse c=Lichtgeschwindigkeit =Wellenlnge

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Durch Gleichsetzen der Gleichungen von M.Planck und A.Einstein erhlt man

m c= h

so dass links m fr Masse und rechts fr die Frequenz steht. Man spricht auch von dem Welle-Teilchen-Dualismus (=Welle-Korpuskel-Modell) des Lichtes oder elektromagnetischer Strahlung ganz allgemein. Ein bewegtes Elektron kann sich also wie eine Welle oder wie ein Teilchen verhalten. Das Bohrsche Atommodell ("Teilchen"modell) Die Schalen werden von innen nach auen mit n=1 bis n=3 bezeichnet,bzw. k ,l ,m. Wie lsst es sich erklren, da z.B. bei der Verbrennung von Natrium nur gelbes Licht entsteht?

Niels Bohr (18851962)

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Kontinuierliches Spektrum

Spektrum von Na

Spektrum von Hg

Elektronen knnen ihre Schale wechseln, was mit Energieverlust bzw. -gewinn im Zusammenhang steht. Um auf eine uere Schale zu gelangen muss dem Elektron Energie zugefhrt werden(z.B. thermische Energie bei der Verbrennung). Fllt es dann wieder auf seine vorherige Schale zurck emittiert es Licht einer bestimmten Wellenlnge. Einige dieser "Rckflle" liegen auf der Energieskala gerade dort, wo die zugehrige Frequenz bzw. Wellenlnge in den sichtbaren Bereich des Lichtes fllt (Balmer-Serie) Andere bergnge liegen im IR- oder UV-Bereich Demgem ist der grte Teil eines Atoms leerer Raum: Ein recht kleiner Atomkern in der Mitte, der nahezu die gesamt Masse in sich vereinigt, und eine Elektronenhlle, die den grten Volumen-Anteil des Atoms ausmacht, aber praktisch nichts wiegt. Experimente von Rutherford (1911) belegen dies

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Schrdinger Modell ("Wellen"modell) Im Wellenmodell ist ein Elektron eine stehende Welle. Das Quadrat der mathematischen Funktion ergibt dabei eine Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons (Orbitalmodell). Die 4 Quantenzahlen: 1. Hauptquantenzahl n entspricht Schale der Kreisbahn (Bohr) 2. Nebenquantenzahl l entspricht Bahnform s, p, d, f 3. Richtungs-, magnetische Quantenzahl m (gibt z.B. an ob es sich um ein px, py, oder pz Orbital handelt) 4. Spinquantenzahl s (Eigenrotation des Elektrons) Pauli Prinzip Zwei Elektronen in einem Atom knnen nicht die gleiche Quantenzahlen haben. Hundsche Regel Die Orbitale werden zuerst mit je einem Elektron mit parallelem Spin besetzt . Erst wenn alle Orbitale gleicher Energie mit jeweils einem Elektron gefllt sind, werden sie auch mit einem zweiten Elektron besetzt.

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Die Regel gilt nur fr den Grundzustand des Atoms. Die Hundsche Regel fordert also grt-mgliche Spin-Multiplizitt, was meint : erst werden alle Elektronen mit dem gleichen Spin (in verschiedene Orbitale) eingebaut, und erst wenn diese gefllt sind tritt Spinpaarung ein (Elektroneneinbau mit entgegen gerichtetem Spin) Insgesamt erfolgt der Elektroneneinbau folgendem (Schachbrett-) Schema :

Aus der Hundschen Regel und dem Pauli-Prinzip ergeben sich die jeweils mglichen, die sogenannten erlaubten Quantenzahlenstze fr die einzelnen Schalen im Bohrschen Modell (also k, l, m, n)

Periodensystem der Elemente Spalten heissen Gruppen und Zeilen heissen Perioden

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Die ersten beiden Gruppen (Spalten) sind es die s-Elektronen die aufgefllt werden. In den mittleren (10) Gruppen werden die d- Elektronen aufgefllt. In den letzten 6 Gruppen werden die p- Elektronen aufgefllt , Elemente bei denen die f-Elektonen eingebaut werden gehren zum F-Block und werden als Funote geschrieben. Immer wenn 8 Aussenelektronen erreicht sind, beginnt man mit einer neuen Zeile = Periode.

Dadurch kommen Elemente, die auf der usseren Schale die gleiche Elektronenanzahl besitzen untereinander zu stehen und bilden eine Gruppe. Da aber die chemischen Eigenschaften (und nicht nur die -) mageblich von der Anzahl der Aussenelektronen eines Elementes abhngt, wundert es nicht, dass sich einige Eigenschaften periodisch ndern, wenn man von Element zu Element geht. So z.B. die Ionisierungsenergie Die Energie die ntig ist, um aus einem ungeladenen Teilchen ein Elektron abzuspalten ist die erste Ionisierungsenergie. Um ein zweites Elektron abzuspalten ist die zweite Ionisierungsenergie ntig, um ein drittes.... Treibende Kraft hierfr ist hufig, dass das entstehende Teilchen Edelgaskonfiguration besitzt. (Alkali- und Erdalkali-Elemente haben daher vergleichsweise niedere Ionisierungsenergien)

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Die (ersten) Ionisierungsenergien nehmen im Periodensystem generell von links nach rechts und von unten nach oben hin zu :

Besonders hohe Ionisierungsenergien haben die Edelgase. Edelgaskonfiguration heisst (vom He abgesehen) 8 Auenelektronen und stellt eine besonders stabile Elekronenkonfiguration dar.(Besonders hohe Ionisierungsenergie) z.B. Li Li+ + e- Lithium gibt ein Elektron ab, wobei das gebildete Li+-Ion Edelgaskonfiguration erreicht.

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Na Na+ + e- Natrium gibt ein Elektron ab, wobei das gebildete Na+-Ion Edelgaskonfiguration erreicht. Mg Mg2+ + 2e- Magnesium gibt zwei Elektron ab, wobei das gebildete Mg2+ -Ion Edelgaskonfiguration erreicht. F + e- F- Fluor nimmt ein Elektron auf, wobei das gebildete F- -Ion Edelgaskonfiguration erreicht Cl + e- Cl- Chlor nimmt ein Elektron auf, wobei das gebildete Cl- -Ion Edelgaskonfiguration erreicht O + 2e- O2- Sauerstoff nimmt zwei Elektronen auf, wobei das gebildete O2- -Ion Edelgaskonfiguration erreicht S + 2e- S2- Schwefel nimmt zwei...... Die gebildeten Ionen haben also Edelgaskonfiguration, meint: sie sind isoelektronisch mit dem entsprechenden Edelgas. Isoelektronisch, gleiche Elektronenkonfiguration. Das Chlorid Ion ist z.B. isoelektronisch mit dem Argon Atom. Die chemische Reaktionsweise vieler Elemente wird auf diese Weise erklrbar. Treibende Kraft ist das Erreichen der Edelgskonfiguration. Auf diese Weise sind auch die unterschiedlich hohen Ionisierungsenergien erklrbar, entsprechend der unterschiedlich hohen Bereitschaft Elektronen abzugeben oder aufzunehmen: Gruppe 1: Alkalimetalle (niedrige Ionisierungsenergie) Gruppe 2: Erdalkalimetalle (ebenfalls relativ niedrige Ionisierungsenergie) Gruppe 6: Sauerstoffgruppe = Chalkogene (relativ hohe Ionisierungsenergie) Gruppe 7: Halogene (hohe Ionisierungsenergie) Gruppe 8: Edelgase (extrem hohe Ionisierungsenergie) Periodizitt der Eigenschaften Aufgrund der (mit steigender Ordnungszahl) periodisch wiederkehrenden Valenzelektronenzahl ndern sich auch manche Eigenschaften periodisch Ionisierungsenergie, Energie die ntig ist um ein Elektron abzuspalten. Die Ionisierungsenergie nimmt mit steigender Kernladungszahl zu und mit grer werdendem Atomradius ab. Und nimmt bei den Orbitalen einer Schale in der Reihenfolge s p d f ab. Elektronenaffinitt (Eaff): Der Energiebetrag, der mit der Aufnahme eines Elektrons durch ein neutrales Atom verbunden ist. Elektronegativitt EN , ist eine Mazahl fr die Anziehungskraft die ein neutrales Atom auf Elektronen ausbt. Eine, willkrliche (!) Mazahl fr die Anziehungskraft eines Atoms auf ein

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Elektron. Innerhalb einer Periode nimmt die Elektronegativitt von links nach rechts zu und von oben nach unten ab. (grte EN bei Fluor (4.0))

: Der Atomdurchmesser nimmer innerhalb einer Periode von links nach rechts ab und von oben nach unten zu.

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Bildet sich ein positives Ion ein Elektron wird abgegeben Atomradius nimmt ab Bildet sich ein negatives Ion ein Elektron wird aufgenommen Atomradius nimmt zu Atom- und Ionendurchmesser der Hauptgruppenelemente

Kationen (+) , Anionen(-) , Atome ohne Ladung Der metallische Charakter der Elemente Innerhalb einer Periode sinkt der metallische Charakter von links nach rechts. Innerhalb einer Gruppe steigt der metallische Charakter von oben nach unten. Die Trennungslinie zwischen Metallen und Nichtmetallen im Periodensystem besteht prinzipiell in einer Diagonalen (von links oben nach rechts unten ) durch den p-Block

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In etwas detaillierterer Betrachtungsweise sieht man dann auf- oder in der Nhe der Trennungslinie die Halbmetalle oder Halbleiter

Hauptquantenzahl beschreibt die Besetzung der Schalen Nebenquantenzahl beschreibt die Orbitalform Die magnetische Quantenzahl beschreibt die Ausrichtung der Orbitale im Raum Die Spin Quantenzahl beschreibt die Eigenrotation des Elektrons. Bis auf das Helium haben alle Edelgase 8 Aussenelektronen. Kationen sind positiv geladen, sie wandern in einer Elektrolytlsung zur Kathode.

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Anionen sind negativ geladen, sie wandern in einer Elektrolytlsung zur Anode. Daher ist die Anode positiv, die Kathode negativ geladen. Kathionen Kathode Anionen Anode Im Periodensystem wird die Anzahl der Aussenelektronen durch den Platz in der Periode angegeben. Die Hauptgruppen geben die Anzahl der Elektronen auf der uersten Schale (= Aussenelektronen = Valenzelektronen) an. Dadurch wird auch die Reaktionsweise der Elemente entscheidend bestimmt: Na Na+ durch Abgabe eines Elektrons (- 1 e-) Mg Mg2+ durch Abgabe zweier Elektronen (-2 e-) Al Al3+ durch Abgabe von 3 Elektronen (-3 e-) Si gibt keine Elektronen ab, nimmt auch keine auf, vielmehr bildet sich eine kovalente Bindung aus, wie dies auch beim Kohlenstoff in der organischen Chemie der Fall ist P P3- durch Aufnahme eines Elektrons (+ 1 e-) S S2- durch Aufnahme zweier Elektronen (+ 2 e-) Cl Cl- durch Aufnahme eines Elektrons (+e-) Das Natriumion wird isoelektronisch mit dem Element Ne, hat also 8 Aussenelektonen, weshalb sich das Natriumatom gern eines Elektrons entledigt und ein einfach positiv geladenes Ion bildet. Das Magnesiumion Mg2+ wird ebenfalls isoelektronisch mit dem Element Ne, hat also 8 Aussenelektonen, weshalb sich das Magnesiumatom gern zweier Elektronen entledigt und ein doppelt positiv geladenes Ion bildet. Das Aluminiumion Al3+ wird isoelektronisch mit dem Element Ne,. Umgekehrt nehmen die Elemente der fnften, sechsten und siebten Gruppe ( z.B. P3- , S2- ,Cl- ,Elektronen auf, um die Edelgaskonfiguration des nchst-hhreren Edelgases zu erreichen . Nomenklatur ("Namensgebung") Beispiele O + 2 e- O2- Na - 1 e- Na+ 2Na + O Na2O Natriumoxid ("Dinatriummonoxid") O + 2 e- O2-

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Ca - 2 e- Ca2+ Ca + O CaO Calciumoxid Man nennt erst das Kation und hngt den Namen des Anions an. Die Anzahl der Atome in einem Molekl wird durch Vorsilben in der Nomenklatur bercksichtigt. Dabei bedeuten international: Mono 1 Di 2 Tri 3 Tetra 4 Penta 5 Hexa 6 Hepta 7 Octa 8 Nona 9 Deka 10 Einige Beispiele fr die internationalisierte Namensgebung = Nomenklatur von chemischen Verbindungen , die zu merken sinnvoll ist Einige Beispiele hufig vorkommender Suren und zugehriger Salze: Name des Ions Formel Zugehrige Sure Formel

Sulfat SO2-4 Schwefelsure H2SO4

Hydrogensulfat HSO- 4 Schwefelsure

Sulfit SO2-3 schweflige Sure H2SO3

Hydrogensulfit HSO- 3 schweflige Sure

Sulfid S2- Schwefelwasserstoff H2S

Hydrogensulfid HS - Schwefelwasserstoff

Phosphat PO3-4 Phosphorsure H3PO4

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Dihydrogenphosphat H2PO- 4 Phosphorsure

Hydrogenphosphat HPO2-4 Phosphorsure

Chlorid Cl- Salzsure HCl

Chlorit ClO- 2 Chlorige Sure HClO2

Hypochlorit ClO- Hypochlorige Sure HClO

Chlorat ClO- 3 Chlorsure HClO3

Perchlorat ClO- 4 Perchlorsure HClO4

Bromid Br - Bromwasserstoffsure HBr Fluoride F - Flusure HF Jodide I - Jodwasserstoffsure HJ

Nitrate NO- 3 Salpetersure HNO3

Nitrite NO- 2 Salpetrige Sure HNO2

Azide N- 3 Stickstoffwasserstoffsure HN3

Cyanide CN - Blausure HCN

Carbonate CO2-3 Kohlensure H2CO3

Hydrogencarbonate HCO- 3 Kohlensure

Formiate HCOO- Ameisensure HCOOH (engl.: formic acid) Acetate CH3COO- Essigsure CH3COOH (engl.: acetic acid) Propionate CH3CH2COO- Propionsure CH3CH2COOH (engl.: propionic acid) Bindungsformen - Ionenbindung - kovalente Bindung (Elektronenpaarbindung) - metallische Bindung Eine Ionenbindung besteht z.B. bei Salzen. z.B NaCl (kubische Elementarzelle)

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Ionenbindungen werden realisiert durch die elektrostatischen Anziehungskrfte zwischen - Kationen (positiv) und - Anionen (negativ) Metalle bilden Kationen, Nichtmetallatome bilden Anionen. Diese Verbindungen bilden Ionenkristalle (nach auen elektrisch neutral, daher gleich viele pos. und neg.Ladungen)

Welche Kristallform gebildet wird, hngt unter anderem vom Verhltnis der Ionenradien ab: Fr ein kubisches ("wrfelfrmiges" System) gibt es aus diesem Grunde mehrere Mglichkeiten, zum Beispiel

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Elementarzellen Die Elementarzelle eines Gitters ist der (kleinste)Gitterausschnitt, der geeignet ist das Gitter zu beschreiben (wiederholt sich dreidimensional immer und immer wieder:

Die Elementarzelle und somit die Form des Gitters bestimmt die makroskopischen Eigenschaften der Substanz ( zumindest mit). Steinsalz (=natrlich vorkommende Kochsalzkristalle) leiten sich in ihrer geometrischen Form von dieser Elementarzelle ab - sind also von wrfelfrmiger Struktur

Es existieren neben kubischen Gittern noch weitere Gittertypen, die wie folgt charakterisiert werden

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a,b,c,,, nennt man Gitterkonstanten Kristallstrukturanalyse Die Bestimmung des Kristallgittertyps geschieht unter anderem mit der Rntgenbeugungsmethode, bei der ein Rntgenstrahl auf eine Kristalloberflche trifft und von dieser (abhngig von Einfall- und Ausfallswinkel()) mit unterschiedlichen Intensitten reflektiert wird Hierbei gilt die Braggsche Gleichung

n = 2d sin() mit = Wellenlnge und n= 1, 2, 3 ... wobei n auch Beugungsordnung heisst. ber den Netzebenenabstand (d) / Beugungsordnung n lsst sich daraus der Ionen-bzw. Atomkernabstand bestimmen und somit der Kristalltyp ermitteln. Die experimentelle Bestimmung erfolgt mit der sogenannten Rntgenbeugung

Bei gegebener Wellenlnge kann nur bei bestimmten Einfalls- und Ausfallswinkeln gebeugte Strahlung gemessen werden. Aus den gemessenen Winkeln kann der Abstand d zwischen den Ebenen bestimmt werden (Netzebenenabstand).

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Kovalente Bindung wird auch - Elektronenpaarbindung genannt und in einer - Valenzstrichformel (Lewis Formel) dargestellt Atome von Nichtmetallen bilden kovalente Bindungen aus. (Kohlenstoff ! - und damit die gesamt organische Chemie) Dabei werden nicht die Elektronen auf den Bindungspartner bertragen, oder von diesem aufgenommen, sondern als Elektronenpaar gemeinsam genutzt.

Valenzstrichformel (Lewis Formel) Oktettregel auch wieder anwendbar (siehe rot/gelb markierte Bereiche) H Molekl (Einfach-Bindung) O Molekl (Doppel -Bindung) N Molekl (Dreifach-Bindung)

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Bindungsabstand nimmt in der Reihenfolge Einfach-, Doppel-,Dreifach-Bindung ab ! Bindungsstrke nimmt in der Reihenfolge Einfach-, Doppel-,Dreifach-Bindung zu !

Regeln fr das Aufstellen der Lewis Formel (Valenzstrichformel) 2 aneinander gebundene Atome sollten keine Formalladungen gleichen Vorzeichens tragen Wichtigste Grenzformen sind diejenigen, mit der kleinsten Ladung (am besten ohne Ladung) Bei wichtigen Grenzformeln entspricht die Verteilung der +, - Ladungen der Elektronennegativitt der Atome Bei allen mesomeren Grenzformen gilt, da die rumliche Anordnung der Atome immer gleich ist - Eine Unterscheidung erfolgt ausschlielich in der Elektronenverteilung (Elektronendichte) Oktettregel und "Ausnahmen" Hier symbolisiert jeder Punkt ein Elektron. Je nach Zhlweise ist dann formal jedes Atom von 8 e- umgeben (Oktettregel).

In der Valenzstrichformel werden dann immer 2 e- zu einem Elektronenpaar zusammengefasst und durch einen Strich dargestellt

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Die entsprechenden Kalottenmodelle rechts. In manchen Fllen es jedoch nicht mit Hilfe der Oktettregel eine entsprechende Valenzstrichformel aufzustellen Beispiele: BrF3 ; SF4 oder PCl5 Bei diesen Moleklen wird die Oktettregel verletzt!

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Aufgrund der Tatsache, da dieses einfache Modell nicht in allen Fllen ausreicht, mute das Modell erweitert, ergnzt werden. Dies geschieht mit Hilfe der MO-Theorie MO-Theorie (Molekl-Orbital Theorie) Man stellt sich vor, dass bei der Ausbildung einer chemischen Bindung die bereits bekannten s, p oder auch d-Orbitale zu neuen Orbitalformen kombinieren, also anders geformte Ladungswolken bilden

Das s-Orbital ist kugelsymmetrisch, die drei p-Orbitale haben hantelfrmige Gestalt

Bei den d-Orbitalen existieren fnf Stck mit unterschiedlicher rumlicher Orientierung

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Fr die f-Orbitale sind es insgesamt 7 Stck, 7 Orbitalformen, die mit jeweils 2 Elektronen besetzt werden knnen und daher insgesamt maximal 14 f-Elektronen pro Schale bilden knnen.

Die Ausbildung neuer Orbitalformen geschieht durch Kombination, durch "Mischen" der bislang besprochenen Formen. Auf diese Weise entstehen sp-, sp2-, und sp3-Hybridorbitale. Man spricht auch von sp-, sp2-, und sp3-Hybridisierung Anhand einiger Beispiele sei dies erlutert Beryllium hat die Elektonenkoniguration 1s22s2, im 2s-Orbital also 2Elektronen, die nach dem Pauli-Prinzip entgegengesetzten Spin haben mssen.

Es liegt also eine Elektronen(spin)paarung vor. Mit einem solchen Elektronenpaar knnen aber keine Bindungen bewerkstelligt werden. Aus diesem Grund muss zunchst die Spinpaarung aufgehoben werden. Das geschieht, indem die nicht besetzten, leeren, hheren p-Orbitale des Be benutzt werden, das heisst, dass ein s-Elektron in ein solches leeres p-Orbital wechselt, in ein solches leeres p-Orbital "promoviert" wird.

Es bilden sich zwei sp-Hybrid-Orbitale aus, von denen in der nachfolgenden Abbildung der bersichtlichkeit halber nur eines dargestellt ist

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Aus einem s-Orbital und einem der p-Obital wird durch Kombination ein sp-Hybridorbital (=sp-Mischorbital) erzeugt. Dieser Vorgang luft 2x ab, 2Hybridorbitale entstehen.

Zwei deshalb, da beide Aussenelektronen des Be gleichberechtigt sind, und beide gleich reagieren. Die Gestalt der sp-Hybridorbitale wird von der Elektronenabstossung bestimmt. Da die beiden Ladungswolken gleichsinnig, nmlich beide negativ geladen sind, haben sie die Tendenz "sich mglichst aus dem Wege zu gehen", also sich so weit entfernt voneinander anzuordnen, wie nur irgend mglich. Das ist in einer linearen Anordnung (Be-Atomkern in der Mitte der beiden Ladungswolken) gegeben Die beiden sp-Hydridorbitale knnen nun zwei Bindungen eingehen, z.B. mit zwei Fluoratomen. Das geschieht durch berlappung (=Durchdringung) der sp-Hydridorbitale des Be mit den p-Orbitalen des Fluors.

Da alle Orbitale sich gegenseitig abstossen, ist die Folge davon, da das Molekl ebenfalls eine lineare Geometrie einnimmt (Alle Atomkerne liegen auf einer Geraden). Die Moleklgestalt ist grundstzlich eine Konsequenz der Elektronenpaarabstoung!! Bor hat die Elektronenkonfiguration 1s22s22p1 .Das heisst im 2s-Orbital befinden sich 2 Elektronen, die nach dem Pauli-Prinzip entgegengesetzten Spin haben mssen. Im 2p-Zustand befindet sich ein einzelnes Elektron. Bor hat daher 3 Aussenelektronen (=diejenigen Elektronen, die Bindungen eingehen knnen): Ein Elektronenpaar (aufgrund der Spinpaarung) im 2s-Zustand und ein ungepaartes Elektron im 2p-Zustand.

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Da nur die ungepaarten Elektronen Bindungen eingehen knnen, wrde man zunchst vermuten, da Bor nur eine einzige Bindung zu einem anderen Element eingehen kann. Das entspricht aber nicht dem Verhalten der Elemente der dritten Gruppe, die meist 3 Bindungen eingehen. Hierzu muss die Elektronenpaarung im 2s-Zustand aufgehoben werden. Das geschieht wiederum, indem die nicht besetzten, leeren, hheren p-Orbitale des B benutzt werden, das heisst, dass ein s-Elektron in ein solches leeres p-Orbital wechselt, in ein solches leeres p-Orbital "promoviert" wird.

Es bilden sich drei sp2-Hybridorbitale aus. Drei deshalb, da alle 3 Aussenelektronen des B gleichberechtigt sind, und alle 3 gleich reagieren. Die Gestalt der sp2-Hybridorbitale wird wiederum von der Elektronenabstossung bestimmt. Da die 3 Ladungswolken gleichsinnig, nmlich alle negativ geladen sind, haben sie die Tendenz "sich mglichst aus dem Wege zu gehen", also sich so weit entfernt voneinander anzuordnen, wie nur irgend mglich. Genau das ist in einer ( trigonal) - planaren Anordnung der Fall (Der B-Atomkern in der Mitte eines gleichseitigen Dreieckes in dessen Ecken die 3 Ladungswolken zeigen)

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Beispiel: Im Bortrifluorid BF3 geschieht die Ausbildung der 3 Bindungen des Bors mit den 3 Fluoratomen dadurch, dass die p-Orbitale des Fluors mit den 3 sp2-Hybridorbitalen des Bors berlappen (=gegenseitige Durchdringung der sp2-Hybridorbitale des B mit den p-Orbitalen des F).

Auch hier gilt also wieder : Die Geometrie des Molekls, die Moleklgestalt ist eine Folge der Elektronenpaarabstossung, wobei zu bercksichtigen ist, da man bei der Beschreibung der Molklgestalt nur die rumliche Position der Atomkerne zueinander betrachtet. Die rumliche Anordnung der Elektonenpaare wird dabei nicht bercksichtigt, fhrt aber zwangslufig ber die Elekronenpaarabstossung zu der dadurch erzwungenen Anordnung der Atomkerne. Bei dieser Betrachtungsweise sind sowohl die bindenden,

als auch die nicht bindenden, also einsamen Elektronenpaare zu bercksichtigen, da diese die Moleklgestalt ebenfalls mitbestimmen. Kohlenstoff steht in der vierten Gruppe. Kohlenstoff hat daher vier Auenelektronen. Die Elektronenkonfiguration der ueren Hlle ist ist 2s22p2.

Das heisst im 2s-Orbital befinden sich 2 Elektronen, die nach dem Pauli-Prinzip entgegengesetzten Spin haben mssen. Im 2p-Zustand befinden sich zwei Elektronen. Nach der Hund'schen Regel mssen sich diese zwei Elektronen (Wiederum aus Grnden der Elektronenabsatossung !) in zwei verschiedenen p-Orbitalen ,mit gleichem Spin aufhalten. Das ist gleichbedeutend mit der Aussage, dass sie sich in zwei rumlich getrennten p-Orbitalen aufhalten, sich also "aus dem Wege gehen". Man knnte daher vermuten, da Kohlenstoff mit diesen 2 ungepaarten Elektronen zwei Bindungen zu 2 anderen Atomkernen ausbilden kann. In der Tat kann man unter bestimmten Umstnden, z.B.bei tiefen Temperaturen solche "Carbene" genannte Verbindungen beobachten, sie sind jedoch sehr reaktiv und daher sehr kurzlebig. Sie gehen sehr schnell in Verbindungen ber, in denen Kohlenstoff 4 Bindungen aufweist. Das entspricht auch seinem zu erwartenden Verhalten als "Mitglied" der 4.Gruppe des Periodensystems. Um vier Bindungen realisieren zu knnen, mssen aber am entsprechenden Kohlenstoffatom auch 4 ungepaarte Elektronen vorhanden sein. Hierzu muss die Elektronenpaarung im 2s-Zustand aufgehoben werden.

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Das geschieht wiederum, indem das nicht besetzte, leere p-Orbital des Kohlentoffes mit einem s-Elektron gefllt wird. Ein s-Elektron wird also in das leere p-Orbital "promoviert".

Dabei bilden sich 4 gleichwertige sp3-Hybridorbitale aus. Somit verfgt der Kohlenstoff ber 4 ungepaarte Elektronen und ist nunmehr in der Lage auch 4 Bindungen auszubilden. Die Gestalt (=die rumliche Anordnung) der vier sp3-Hybridorbitale wird wiederum von der Elektronenabstossung bestimmt. Da die 4 Ladungswolken gleichsinnig, nmlich alle negativ geladen sind, haben sie die Tendenz "sich mglichst aus dem Wege zu gehen", also sich so weit entfernt voneinander anzuordnen, wie nur irgend mglich. Genau das ist in einer tetraedrischen Anordnung der Fall (Das C-Atom in der Mitte eines Tetraeders, in dessen Ecken die 4 Ladungswolken zeigen)

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Diese tetraedrische Anordnung ist von herausragender Bedeutung fr enorm viele Molekle, besonders auch in der organischen Chemie (Chemie des Kohlenstoffes). Aber auch andere Moleklgestalten lassen sich von dieser tetraedrischen Anordnung ableiten. Bei exakter Betrachtung zeigt sich, da - alle Elektronen sich gegenseitig abstossen - Einsame ("nichtbindende") Elektronenpaare bindende Elektronenpaare etwas strker abstossen als dies bindende Elektronenpaare untereinander tun - Einsame Elektronenpaare andere einsame Elektronenpaare am strksten abstossen.

Die jeweiligen Moleklgeometrien leiten sich vom Tetraeder ab, da aber bei Angabe der Moleklgeometrie immer nur die Position der Atomkerne zueinander In Betracht zu ziehen ist, bezeichnet man Methan als tetraedrisch, Ammoniak als trigonal pyramidal und Wasser als gewinkelt. Bei der Ermittlung der Moleklgeometrie mssen grundstzlich einsame Elektronenpaare am Zentralatom mitbercksichtigt werden. Beispiele hierfr sind: Beim SF4 ,dem Schwefeltetrafluorid wrde man aufgrund der 4 Bindungspartner zunchst erwarten, da analog dem CH4 hier eine tetraedrisch Struktur zu erwarten ist. Das einsame (=nichtbindende) Elektronenpaar am Schefel-Zentralatom zwingt die fnf Fluratome jedoch in eine Geometrie auszuweichen, in der alle Elektronenpaare den grtmglichen Abstand voneinander haben.

Das ist in einer trigonalen Bipyramide der Fall. Anders sind die Verhltnisse beim Phosphorpentafluorid. Hier besitzt das Zentralatom, der Phosphor kein einsames Elektronenpaar, weshalb die trigonale Bipyramide auch der Moleklgeometrie entspricht

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Beim SbCl3 hat das Sb noch ein einsames Elektronenpaar (wie der Stickstoff im NH3) daher ist das Molekl nicht planar, sondern pyramidal gebaut

Beim JF5 , dem Jodpentafluorid handelt es sich um eine sogenannte Interhalogenverbindung. Das Iod als Zentralatom trgt neben den fnf Bindungselektronenpaaren zu den jeweiligen Fluoratomen noch ein weiteres, einsames Elekronenpaar (- entsprechend den insgesamt 7 Aussenelektronen der Halogene) Demzufolge sind insgesamt 6 Elektronenpaare um das Zentralatom Iod so anzuordnen, dass sie den grtmglichen Abstand voneinander einnehmen. das ist in einer Bipyramide der Fall

In der Wiederholung / Zusammenfassung ergeben sich somit folgende Hybrdisierungen, die zum Verstndnis der Moleklgemetrie (und damit unter anderem zum Verstndnis der ablaufenden chemischen Reaktionen) von grosser Bedeutung sind:

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sp-Hybrid

sp2-Hybrid

sp3-Hybrid

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sp3 Hybride (4 mgliche Bindungen z.B.in Methan)

sp3d-Hybride ( 5 mgliche Bindungen)

sp3d2-Hybride ( 6 mgliche Bindungen)

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In einer bersicht die verschiedenen Geometrien:

Man beachte, dass bei Angabe der Moleklgestalt nur die Position der Atomkerne zueinander Bercksichtigung findet. So leitet sich z.B. beim Wasser aufgrund der einsamen Elektronenpaare am Sauerstoff die Moleklgestalt vom Tetraeder ab, die Molekl-Geometrie von Wasser selbst aber ist "gewinkelt"

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Unterschiedliche Moleklgeometrien sind auch verantwortlich fr das Auftreten von Enantiomeren, die sich verhalten wie Bild und Spiegelbild

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Enantiomere sind nur eines von vielen Beispielen aus der der sogenannten Stereochemie, die sich mit Verbindungen gleicher Summenformel aber unterschiedlicher Struktur beschftigt. berblick:

Wie den nachfolgenden Beispielen entnommen werden kann, haben Stereoisomere in

diesem Fall Strukurisomere - verschiedene chemische und verschiedene physikalische

Eigenschaften

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Ist die Rotation um die C-C-(Einfach)Bindungsachse gehindert, z.B. durch voluminse

Substituenten, so resultieren daraus Konformationsisomere. Einige Projektionsformeln als

Beispiele:

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Zu den unterschiedlichen Eigenschaften die diese Substanzen aufweisen, kommt noch das

unterschiedliche optische Verhalten hinzu

Die Schwingungsebene des polarisierten Lichtes wird (je nach Substanz unterschiedlich)

beim Strahlendurchgang durch die Probe gedreht.

Daher z.B. die Bezeichnung laevo-(links) - oder dextro-(rechts) + Lactose

Ein 50 : 50 Gemisch heit Racemat und ist optisch inaktiv

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Bildet ein Atom zu einem Bindungspartner eine Doppel (oder Dreifach-)bindung aus, so ist diese (bei der Ableitung der Molklgeometrie) als eine Einheit anzusehen. Zum Beispiel im COCl2, dem Phosgen

In der organischen Chemie knnen auf einfache Weise in dieser Art nahezu alle Molekl-geometrien ermittelt werden (was von Bedeutung ist um das chemisch-physikalische Verhalten von Verbindungen prognostizieren zu knnen)

Ersetzt ("substituiert") man beim Molekl Methan ein Wasserstoffatom durch eine CH3-Gruppe, so gelangt man zum C2H6, dem than, durch Eratz eines weiteren Wasserstoffatoms zum Propan etc., so da die Kettenlnge des Kohlenwasserstoffatoms immer weiter anwchst.

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Entsprechend lassen sich auch die zugehrigen Molklgeometrien ableiten.

Wiederum werden beim Vorhandensein von Mehrfachbindungen in einem Molekl diese als eine Einheit betrachtet

Interpretation von Doppel- und Dreifachbindungen mittels MO-Theorie,

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Ausbildung von -Bindungen und -Bindungen In diesen Modellvorstellungen geht man davon aus, da sich - wie bisher besprochen - zunchst Einfachbindungen ,sogenannte -Bindungen ausbilden. Hierfr werden z.B. im thenmolkl aber nur 3 der 4 Aussenelektronen des Kohlenstoffatoms verbraucht. Demzufolge existiert noch ein weiteres Aussenelektron an jedem Kohlenstoffatom, das sich in einem einfach besetzten p-Orbital befindet. Rumlich gesehen, stehen diese p-Orbitale senkrecht zu der ansonsten planaren Struktur des Ethen (=then)-molekls.

Durch berlappen dieser beiden p-Orbitale entstehen nun zustzliche (zustzlich zur bereits vorhandenen -Bindung) Bindungsanteile, eine sogenannte -Bindundung entsteht.

Die vorher gegebene freie Drehbarkeit um die C-C-Verbindungsachse ist aus diesem Grunde nicht mehr gegeben, was Anlass zu sogenannten Strukturisomeren (cis/trans-) gibt. Beispiel hierfr :

Im Ethin(=thin)-molkl bilden sich ebenfalls zunchst -Bindungen zwischen C und C sowie zwischen C und H aus. Zustzlichen zu diesen entstehen noch zwei zustzliche -Bindungen zwischen den Cs, insgesamt also eine C-C-Dreifachbindung

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Im thin (ent)stehen die beiden -Bindungen senkrecht aufeinander. thin hat - betrachtet man nur die "erzwungene" Position der Atomkerne zueinander - eine lineare Struktur. Die Bezeichnung "Schaschlikspiegeometrie" mag wohl anschaulich sein, gengt aber nicht internationalem wissenschaftlichen Standard. Im berblick sind dies in der organischen Chemie:

Delokalisierte Bindungen und mesomere Grenzformeln Treten in einem (organischen) Molekl, z. B. einem ketten- oder ringfrmigen Kohlenwasserstoff mehrere Doppelbindungen auf, die sich jeweils mit Einfachbindungen abwechseln, so spricht man von konjugierten Doppelbindungen.(Kumulierte

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Doppelbindungen meint :2 Doppelbindungen an ein und demselben Kohlenstoffatom, isolierte Doppelbindungen liegen dann vor, wenn mehr als eine Einfachbindung zwischen den Doppelbindungen liegt) Im Benzol liegen 3 konjugierte Doppelbindungen vor

Es lassen sich die beiden nach ihrem Entdecker Kekul benannten mesomeren Grenzformeln zeichnen. Beide sind gleich richtig oder gleich falsch, beide tragen in gleichem Mae zur Beschreibung der Realitt bei. Daher schreibt man einen Doppelpfeil dazwischen. Die Doppelbindungen sind hier nicht lokalisiert, sondern delokalisiert. Jede Kohlenstoff - Kohlenstoff - Bindung hat einen gewissen "Doppelbindungscharakter", der Bindungsabstand von Einfachbindungen ist grer als der von Doppelbindungen. Die Atome sind bei einer Einfach-Bindung weiter voneinander entfernt. Misst man den Bindungsabstand zwischen den Kohlenstoffatomen, so stellt man fest, dass 1.der Bindungsabstand kleiner ist als man fr eine Einfachbindung erwarten wrde, 2.die Bindungsabstnde grer sind als man fr eine Doppelbindung erwarten wrde 3. die Bindungsabstnde zwischen den Kohlenstoffatomen alle gleich sind

In der orbitaltheoretischen Deutung stellt sich das wie folgt dar:

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Die fr -Bindungen nicht verbrauchten p-Orbitale stehen senkrecht zur Moleklebene und bilden eine ringfrmige, delokalisierte -Elektronenwolke oberhalb und unterhalb der Moleklebene.

Dies entspricht einer sp2- Hybridisierung an allen sechs Kohlenstoffatomen und steht damit im Einklang mit einer planaren Struktur des Molekls. Diese Bindungsverhltmisse und Strukturberlegungen spielen eine fundamentale Rolle fr das Verstndnis der organischen Chemie (=Kohlenstoffchemie) Einige wenige Beispiele:

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Die Gruppe der Alkohole Die Gruppe der ther

Die Gruppe der Carbonsuren Die Gruppe der Carbonsureester

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Die Gruppe der Aldehyde und Ketone

Die Gruppe der Aminosuren

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Delokalisierte Bindungen und delokalisierte Ladungen Solche bereits am Beispiel des Benzols besprochenen, delokalisierte Doppelbindungen findet man auch in vielen anderen Moleklen oder Ionen, z.B. im Nitration (NO-3) in der Valenzstrukturschreibweise (=als Lewis-Formeln)

dementsprechend in der MO-Darstellung, links als eine der 3 mglichen mesomeren Grenzformen, rechts als delokalisierte Doppelbindung

hnliche Verhltnisse liegen im Nitrit-ion vor ( = NO2 - -ion)

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Ein weiteres Beispiel in diesem Zusammenhang ist das Carbonation , das CO2-3 Ion.

Hier lassen sich 3 mesomere Grenzformeln zeichnen, die alle den gleichen Beitrag zur Beschreibung der Realitt leisten. Zu den -Bindungen zwischen C und O kommt jeweils noch ein gewisser -Bindungsanteil hinzu (in diesem Beispiel verteilt sich 1-Bindung auf 3 -Bindungen).

hnlich ist dies in den Moleklen HClO4, H2SO4 H3PO4 bzw in den zugehrigen Anionen: dem Perchloration, dem Sulfation und dem Phosphation. Eine (oder mehrere) Doppelbindungen knnen sich ber bereits im Molekl vorhandene -Bindungen verteilen und so zur Verkrzung des Bindungsabstandes (= grssere Bindungsstrke) dieser Bindungen beitragen. Bei den Moleklen HClO4, H2SO4 und H3PO4 handelt es sich bei der Phosphorsure um eine 3-protonige Sure, bei der Schwefelsure um eine 2-protonige Sure, bei der Perchlorsure um eine 1-protonige Sure. Dementsprechend ist das zughrige Phosphat-ion 3-fach negativ geladen, das Sulfat-ion 2-fach negativ geladen, das

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Perchlorat-ion 1-fach negativ geladen.

Die drei Doppelbindungen im Perchlorat verteilen sich ber 4 Einfachbindungen In der HClO4 trgt das Zentralatom Cl drei Doppelbindungen zu den Sauerstoffatomen, im Perchloration verteilen sich also 3 Doppelbindungen auf 4 Sigmabindungen,. Perchlorate sind brigens recht instabile Verbindungen, sie spalten schnell, d.h. bereitwillig Sauerstoff ab.

In der Schwefelsure befinden sich 2 Doppelbindungen am Zentralatom Schwefel ,weshalb im Sulfation sich 2 Doppelbindungen ber 4 Sigmabindungen verteilen und auf diese Weise zu einer Erhhung der S - O - Bindungsstrke (Verkrzung des Bindungsabstandes) fhren

Phosphorsure spaltet 3H+ -Ionen ab und bildet ein 3-fach negativ geladenes Phosphat-Ion

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Beim Phosphation verstrkt 1 Doppelbindung - verteilt ber 4 Einfachbindungen die Phosphor-Sauerstoffbindung Auch im Phosphat Ion erhalten die Einfachbindungen einen gewissen Doppelbindungscharakter, d.h. der Bindungsabstand P - O wird kleiner. Eine Doppelbindung verteilt sich ber vier P-O-Einfachbindungen und verleiht so jeder P-O-Einfachbindung noch zustzlich einen gewissen Doppelbindungs-Charakter, wenngleich auch schwcher als in HClO4, H2SO4 bergnge zwischen den Bindungsmodellen Die 3 Grundarten der chemischen Bindung (Ionisch ,kovalent, metallisch) sind nur recht grobe Einteilungsmuster, bei genauerer Betrachtung mssen diese Modelle modifiziert werden. Die beiden Modelle Ionenbindung und vor allem die kovalente Bindung (=Elektronenpaarbindung ) beschreibt vorwiegend die Bindungsverhltnisse in der gesamten organischen Chemie recht gut . Aber es gibt bergnge zwischen Ionenbindung und kovalenter Bindung. Zur Abschtzung, welches Bindungsmodell die Realitt am ehesten beschreibt, kann man in einigen Fllen an der Elektronegativittsdifferenz zwischen den Bindungspartnern abschtzen. Elektronegativitt EN (=Elektronen-Anziehung) Je grer der EN Unterschied desto hher der ionische Anteil der Verbindung (Bei EN =0 liegt eine100% kovalente Bindung vor )

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Beispiel : HCl EN1 H = 2.2 EN2 Cl = 3.1 => EN2 - EN1 = EN 1 => ca 25% ionischer Anteil Eine ebenso zulssige Abschtzung vergleicht die Gre des berechneten Dipolmomentes im Vergleich zum gemessenen Dipolmoment (siehe Versuchsanordnung)

Die Berechnung erfolgt durch

max = q d [Cm] fr den Fall einer vollstndigen Ladungsseparierung im Molekl, also rein ionische Bindung mit (d = Bindungsabstand, q = Elementarladung)

max = 2 10-29 Cm Vergleich mit der Gre des gemessenen Dipolmomentes

gemessen = 3,4 10-30 Cm daraus kann man das Verhltnis berechnen

max : gemessen = 1 : 0,17 das entspricht 17 % ionischer Anteil an einer kovalenten Bindung und gestattet auf diese Weise die Berechnung (besser: Abschtzung) des ionischen Anteils in einer Bindung. Die beiden vllig unterschiedlichen Modelle liefern also vergleichbare Werte. Beispiele fr Dipolmomente:

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Metallbindung Metalle untereinander bilden eine Metallbindung aus. Zur Beschreibung existieren 2 hufig benutzte Modelle: - Das "Elektronensee - Modell" - Die Bndertheorie Einfachstes Modell ist die Vorstellung, dass positive (Metall)ionen in einem Elektronensee schwimmen

Links: Metallbindungs-Modell Rechts: Erklrung fr die Deformierbarkeit Bndertheorie Erklrt den Ortswechsel von Elektronen. Das s-Elektron kann auf das p-Orbital-Niveau wechseln, da sein Energienievau auf dem s Orbital hher ist, als auf dem p Orbital.

- Eine hohe Elektronenbeweglichkeit ist immer dann gegeben, wenn ein Band nur

teilweise besetzt ist (z.B. (e.g.in Li mit 1s22s1-Konfiguration) oder - sich ein vollbesetztes Band mit einem leeren energetisch berschneidet

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(z.B. Be 1s22s2-Konfiguration) Ortswechsel zwischen den beiden Bndern erklrt die elektrische Leitfhigkeit. Andere Darstellung der Bndertheorie

A Halbleiter : Valenzband und Leitungsband liegen energetisch senhr nahe beeinander, sodass unter bestimmten Umstnden ein Elektron vom Valenzband in das Leitungsband wechseln kann B Leiter : Valenzband und Leitungsband berlappen ( in energetischer Hinsicht ) C Isolator : Valenzband und Leitungsband sind energetisch weit voneinander entfernt, ein Elektron kann nicht in das Leitungsband wechseln D Leiter : Das Valenzband ist nur halb besetzt Zwischenmolekulare Krfte / Aggregatzustnde

Nach der Besprechung der Bindungskrfte nun zu den

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Intermolekularen Krften (Krfte zwischen den Teilchen, den "Kugeln" im Modell) Im Gegensatz zu den bislang besprochenen Intramolekularen Krften (Bindungskrfte innerhalb eines Molekls , wie -Bindungen, -Bindungen) sind die Zwischen den Teilchen wirksamen Krfte verhltnismssig schwach. Dies sind in der Reihenfolge steigender Strke: - Van-der-Waals-Krfte - Dipol-Dipol-Wechselwirkungen - H-Brckenbindungen. Letztere als Spezialfall der Dipol-Dipol-Wechselwirkung (besonders stark) VanDerWaalsKrfte (oder auch LondonKrfte genannt) werden durch momentane Dipolmomente verursacht. Fr das Auftreten momentaner Dipolmomente stellt man sich vor, dass die Elektronenhlle eines Teilchens unter dem Einflu einer denachbarten Ladung deformiert wird Man spricht auch von Verzerrung oder besser : Polarisierung. Dadurch ist die Elektronenverteilung (und Elektronenbewegung) in diesem Teilchen zumindest momentan nicht mehr unabhngig vom Nachbarteilchen. Es entsteht ein momentanes Dipolmoment.

Da alle Teilchen (Atome,Molekle) eine Elektronenhlle besitzen, treten grundstzlich auch momentane Dipolmomente zwischen allen Partikeln auf, wenngleich auch in unterschiedlicher Grsse. Dies hat zur Folge, da sich die Partikel aneinanderlagern knnen. Dies ist der auch der Grund, warum sich Edelgase verflssigen lassen

VanderWaals - Krfte sind ausgesprochen schwache Krfte, im Vergleich zu permanenten

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Dipol-Dipol-Wechselwirkungen , wie sie in polaren Moleklen herrschen. Permanente Dipolmomente in einem Molekl sind immer dann zu erwarten, wenn die Elektonegativittsdifferenzen der einzelnen Atome in dem betrachteten Molekl gro ist . Darber hinaus hngt die Polaritt von der rumliche Geometrie ab. Beispiel ist das Wassermolekl mit besonders groer Polaritt

Nehmen die Dipol-Dipol Wechselwirkungen berhand spricht man von einer Wasserstoffbrcke. Ein permanentes Dipol Moment verursacht starke intermolekulare Krfte (z.B.: HCl , Amoniak, HBr, HF ). Momentane Dipol Momente (Van-der-Waals-Krfte) verursachen auch intermolekulare Krfte, allerdings sehr, sehr viel schwcher. Sie existieren aber zwischen allen Teilchen was bedeutet das sich jedes Molekl verflssigen und verfestigen lsst. Der Schmelz/Siedepunkt liegt bei Verbindungen wo nur VdW-Krfte vorliegen relativ niedrig. Bei allen Wasserstoff- Halogenen-Verbindungen gibt es ein permanentes Dipol Moment. Gibt es keine Elektronegativittsunterschiede, gibt es auch keine permanenten Dipol Momente. (z.B .zwischen zwei gleichen Partnern wie im F2-Molekl, N2) bersicht der Bindungen Gitterbausteine Art der Bindungen Beispiel Edelgasatome Van der Waals He Unpolare Molekle Van der Waals CH4 Polare Molekle Van der Waals und Dipol

Dipol NH3

Stark Polare Molekle Van der Waals und H-Brckenbindung

H2O

Metallatome Metallische Bindung Cu Nichtmetallbindungen Kovalente Bindungen C Ionen elektrostatisch NaCl Strke der Bindungen nimmt von links nach rechts zu !! dementsprechend steigt der Siedepunkt Strke der Krfte von schwach nach sehr stark Van-der-Waals -> Dipol-Dipol -> H-Brckenbindung Beispiel: Methan CH4 Ammoniak NH3 Wasser H2O Siedepunkt -161C -33C 100C Schmelzpunkt -182C -77C 0C

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(Beispiel fr) Makroskopische Eigenschaften, die durch die Art der Bindungen beeinflut werden 1. Kovalente Bindung in alle 3 Richtungen (extrem hart z.B Diamant) 2. Kovalente Bindung in 2 Richtungen (Schichtbildung) zwischen den Schichten nur VdW-Krfte (Verschiebung zwischen den Schichten leicht mglich z.B Graphit) 3. Kovalente Bindungen in einer Richtung sonst nur VdW-Krfte zwischen den Ketten (Kettenstruktur, Fden oder Nadelbildung z.B Asbest ) Struktur von Graphit (Schichten) Diamantstruktur (3dimensional vernetzt)

Ideale Gase Molekle haben keine rumliche Ausdehnung, sondern sind punktfrmig. Zwischen den Moleklen herrschen keinerlei Anziehungskrfte. Ein Gas wird durch die Zustandsgren Druck Temperatur und Volumen beschrieben. Gay-Lussac: Bei Temperaturerniedrigung um 1 C und gleichem Druck p nimmt das Volumen V eines Gases um 1/273 seines Volumens bei 0 ab. Weitere wichtige Gleichung der idealen Gase Boyle Mariotte: V0/T0= V1/T1 mit p = const

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Umrechnung von Celsius in Kelvin 20C = (273,15 +20) K 0 K = -273,15 C Rechenbeispiel: 1) 10l Luft werden von 0C auf 54,6 C erwrmt. Welches Volumen stellt sich dann ein, wenn p= const Rechnung: 0C = 273K, 54,6C = (273+ 54,6)K = 327,6, P = const V0/T0=V1/T1 V1= (V0 T1/T0) = (10l 327,6K/273K)=12l Um wie viel C erhht sich die Temperatur in einem 2.24l Gef wenn sich der darin herrschende Druck verdoppelt? Anfangstemperatur 20C Rechnung: Normbedingungen ( P = 1013mbar) 20C=293K P1 V1/T1 = P2 V2 / T2 1013mbar 2,24l / 293K = 2026mbar 2,24l /x X=2026mbar 2.24l 293K / (1013mbar 2,24l) = 586K

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Gasgesetz von Avogadro Bei gleichem Druck und gleicher Temperatur sind in gleich groen Volumina verschiedener Gase, gleich viele Atome oder Molekle enthalten. (Gesetz von Avogadro)

Links: Avogadro Rechts: Avocados auf LaPalma Bei gleichem Druck und gleicher Temperatur sind in gleichen Volumina verschiedener Gase gleich viele Atome / Molekle vorhanden ! Nach berlegungen der Anzahl und dem Volumen nun zu den Massen : Massenverhltnis von Wasser: 1:8 Ein Sauerstoffatom wiegt 8 mal soviel wie 2 Wasserstoffatome Ein Sauerstoffatom ist 16 mal so schwer wie ein Wasserstoffatom.

2 21 H + 1 Cl 2 HClZZZXYZZZ

Volumenanteile: 1 + 1 ZZZXYZZZ 2

2 2 22 H + 1 O 2 H OZZZXYZZZ

Volumenanteile: 2 + 1 ZZZXYZZZ 2

Massenverhltnis: mWasserstoff : mSauerrstoff ZZZXYZZZ mWasser

1 : 8 ZZZXYZZZ 9

Das bedeutet, dass 1 Sauerstoffatom 8mal so schwer ist wie 2Wasserstoffatome,

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oder 16mal so schwer wie ein Wasserstoffatom. (relative Atommassen) Relative Atommassen Die relative Atommasse eines Elementes gibt an, wie viel mal so schwer ein Atom des

betreffenden Elementes ist, als 1/12 des Kohlenstoffisotops 12 6C.

Die relative Moleklmasse einer Verbindung ergibt sich aus Addition der relativen Atommassen aller am Aufbau des Molekls beteiligten Atome. Beispiele:

2 2 2H 0,5 O H O+

2 2 22H 1 O 2H O+ 4g 2x16g 2x18g

Mol Mol Mol+

2 2S O S O+ 32g 2x16g 64gMol Mol Mol

+ Der Molbegriff Ein Mol enthlt 6,023 1023 Teilchen (Avogadrosche Zahl NA = Loschmidtsche Zahl =NL) Die Molmasse ist gleich der relativen Atommasse, besitzt jedoch die Einheit g/mol. Beispiel Aufgabe: Wie viele Molekle sind in einem Esslffel Wasser wenn das Gewicht 4,5 g betrgt? Rechnung: 1 Mol Wasser sind 6.023*10^23 Molekle 1 Mol Wasser wiegt (2*1+16)g = 18g 4,5 g Wasser sind Mol Wasser => in 4,5 g sind *6.023*10^23 Molekle = 1,5*10^23 Wieviele Atome sind in 4,5g Wasser ? Es sind 3 * 1,5*10^23 = 4,5*10^23 Atome enthalten (3 Atome pro Wassermolekl). 6,023 * 1023 Teilchen sind enthalten, z.B. in: Viele Gase treten nur in Moleklform auf

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Ausnahmen sind die Edelgase!!!! Element Relative Atommasse molare Masse H (Wasserstoff) 1 Gas 2 g/mol (H2) He (Helium) 4 Gas 4 g/mol (He) C (Kohlenstoff) 12 12 g/mol N (Stickstoff) 14 Gas 28 g/mol (N2) O (Sauerstoff) 16 Gas 32 g/mol (O2) Na (Natrium) 23 23 g/mol S (Schwefel) 32 32 g/mol Cl (Chlor) 35,5 (Es gibt 34 und 37 er Chlor) Gas 71 g/mol (Cl2) Ca (Calcium) 40 40 g/mol Beispiel: 1 Mol Wasserstoff wiegt 2 g und enthlt 6.023*10^23 Molekle 1 Mol Kohlenstoff wiegt 12 g und enthlt 6.023*10^23 Atome Welche Volumina haben diese Stoffe? z.B. Wie gro ist das Volumen von 1 Mol Wasserstoff Ergebnis nach Avogadro: 1 Mol eines idealen Gases nimmt bei Standardbedingungen ein Volumen von 22,4 l ein. Standardbedingungen = Normzustnde. Druck pa= 101,3 kPa = 760 Torr = 1013 mbar = 1013 hPa Volumen V0 = Molvolumen =22,4 l Temperatur T = 273,15 K = 0C Zur Vervollstndigung: Standardtemperatur Standard = 273K = 0 oC Darber hinaus ist im angloamerikanischen Bereich die Fahrenheit-Temperatur blich. In der Fahrenheitskala betrgt der Fundamental-Abstand zwischen Eispunkt und Dampfpunkt des Wassers 180 oF. Das bedeutet 1 oF ist der 180ste Teil der Temperaturdifferenz zwischen Eispunkt (32 oF) und Dampfpunkt (212 oF) . Der mathematische Zusammenhang mit der Celcius-Temperatur ist gegeben durch n oF = 5/9 (n32) oC. Veraltet auch oR = Raumur (1 oR = 5/4 oC, mit gleichem Nullpunkt)

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Standarddruck 101,3 kPa 101,3Kpa = 1013hPa entsprechend 760Torr Darberhinaus im angloamerikanischen Bereich 1atm =14,2 psi (= pounds per square inch ) wobei 1 inch = 2,54cm , dementsprechend 1sq in = 6,54 cm 2 fr 1 pound in den meisten Fllen etwa 0,453kg , wobei regional unterschiedlich verschiedene pound ( ! ) gleichzeitig blich sind (amerik.,brit.troy,apoth) und nochmals zur Erinnerung : Molvolumen = 22,4liter d.h. dass unter Standardbedingungnen 1 Mol eines Gases ein Volumen von 22,4l einnimmt Zusammenfassung der Gesetze von Gay Lussac und Boyle Mariotte: Gay Lussac: Vt / T = V0 / T0 und daraus wird durch Umstellen Vt = V0 / T0 T Boyle Marriotte: p0 Vt = p V lassen sich zusammenfassen zu der Zustandsgleichung idealer Gase: p0 V0 p V = T0 T Setzt man fr p0 , V0 und T0 die Standardwerte ein, das heisst fr p0 den Standarddruck von 1013 mbar und fr V0 das Molvolumen von 22,4 liter und fr T0 die Standardtemperatur von 273 Kelvin (entspricht 00C Celcius), dann erhlt man fr 1 Mol die Gaskonstante R p0 V0 = R T0

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Soll dies fr alle Mengen gelten, bentigt man die hufig benutzte Stoffmenge n (Fr ein halbes Mol ist das Volumen ja nur mal 22,4 liter, also ist die Stoffmenge n=0,5.) Man erhlt die hufig zu findende Gleichung fr das ideale Gasgesetz p V = n R T Reale Gase Reale Gase weichen vom idealen Verhalten ab. Die fr ideale Gase gemachten Annahmen, dass die Teilchen (Atome bei Metalldmpfen oder Edelgasen und Molekle bei anderen Gasen wie Stickstoff, Sauerstoff, Kohlendioxid, Wasserdampf etc) keinerlei eigenes Volumen haben , also punktfrmig sind, treffen ebenso wenig auf reale Gase zu wie die Annahme, dass zwischen den Teilchen keinerlei Anziehungskrfte (intermolekulare Krfte)existieren. Die Existenz von zwischenmolekularen Anziehungskrften ist auch der Grund dafr, da reale Gase verflssigt werden knnen: Je nach Gre dieser Krfte bei bereits geringen, negativen Celciustemperaturen, oder (bei geringeren Anziehungskrften) hheren, negativen Celciustemperaturen. Stickstoff z.B hat einen Siedepunkt von -195,8 oC Sauerstoff hat einen Siedepunkt von -183 oC Zur Verflssigung von Gasen nutzt man den Joule-Thompson -Effekt, wobei vorgekhltes und komprimiertes Gas pltzlich entspannt wird. Durch Wiederholung dieses Vorganges sinkt die Temperatur schliesslich unter den Kondensationspunkt, sodass das Gas verflssigt werden kann

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Fr ideale Gase ist der Kompressibilittsfaktor 1. Abhngig von Druck und Temperatur weicht bei realen Gasen der Kompressibilittsfaktor von 1 ab.Je hher die Temperatur und je geringer der Druck desto besser ist die Annherung eines realen an ein ideales Gas ( Man kann unter diesen Bedingungen ein reales Gas als ideales ansehen). Wichtige Gren realer Gase sind weiterhin: 1. kritische Temperatur: Temperatur oberhalb derer unabhngig vom Druck keine Verflssigung mehr mglich ist. 2. Kritischer Druck: Mindestdruck der bei der kritischen Temperatur zur Verflssigung ntig ist. 3. Tripelpunkt: Gibt Druck und Temperatur an, bei der alle 3 Phasen(flssig, fest, gasfrmig) gleichzeitig vorliegen. Bei Wasser liegen diese Werte bei 0C und 6,5 mbar.

Einige Rechen-Beispiele zu diesem Kapitel:

1.)Wieviel Mol eines Gases liegen vor, wenn bei einer Temperatur von 546K das Gas ein

Volumen von 11,2 liter einnimmt und der Druck 101,3 kPa betrgt?

Ein mgliche Rechnung ist

n R T = p V p Vn = = 0,25R T

2.) Ein Gas habe ein Volumen von 11,2 l bei einem Druck von 101.3kPa und einer

Temperatur von -136,5 C .

Das Gewicht bei diesen Bedingungen betrage 44g.

Was ist das Molekulargewicht dieses Gases und um welches Gas knnte es sich handeln?

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Mglicher Weg:

n= p*V/R*T = (101,3*11,2)/(8,3144*(273-136,5))=1 mol

1 mol *44g = 44g/mol

Vergleich mit bekannten Gasen

O2= 32 g/ Mol

N2 = 28 g/ Mol

NO2 = 46 g/ Mol

CO2= 44 g / Mol oder N2O wren mgliche Formeln in diesem Falle

3.) Berechne die Dichte von CO2 Rechnung: Molmasse/Molvolumen = Gewicht pro m in kg 44g/mol / 22,4l 1 m wiegt 2kg 4.) Berechnen Sie die Dichte von Luft ! Stickstoff mit der Molmasse 28g/Mol und Sauerstoff mit der Molmasse 32g/Mol, also jeweils pro 22,4liter im Mischuengsverhltnis 80 : 20 (80% N2 (28g/mol) und 20% O2 (32g/mol)) Rechnung (0,8*28g + 0,2*32g)/22,4l 1,3kg pro m3

5.) Was wiegt 1 m3 N (1 m3 unter Normbedingungen) CO2?

(1000 l / 22,4 l ) 44g = 1964,28 g 6.) Ist Methangas leichter oder schwerer als Luft? Dichte von CH4 : Atommasse C = 12g/Mol Atommasse H = 1g/Mol Molmasse C H4 folglich 16g/Mol (Fr Luft Vgl Sauerstoff 32 g/Mol und Stickstoff 28 g/Mol !!) Molvolumen 22,4liter D.h. 22,4 l Methan wiegen 16g, 1liter Methan 0,71 g , ( Luft hingegen 1,3g pro liter )

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Wrmeenergie

Es ergibt sich eine Wasser-Mischungstemperatur von 45oC, aber eine l- Wasser-Mischungstemperatur von 50oC Die Erklrung erfolgt ber die spezifische Wrme. Die spezifische Wrme einer Substanz ist die Wrmemenge die bentigt wird, um ein Gramm der Substanz um 1 Kelvin zu erwrmen. Alt: Eine Kalorie ist die Wrmemenge die zum erwrmen von 1 Gramm Wasser von 14,5 auf 15,5 Grad Celsius bentigt wird. Neu: 1 cal = 4,184 Joule CWasser = 4,184 J/(g K) CHeizl= 2 J/(g K) Wrmekapazitt C = c m [C]=Joule/K ; c = spezifische Wrme; m = Masse Wrmemenge Q = C T = c m T , wobei T = Wrmeunterschied Fr das obige Beispiel ist also (vereinfacht): 2 J/(g K) 100g T1 = 4 J/(g K) 100g T2 mit T1 + T2 = 30 Grad Celsius und T2 = 0,5 T1 => Durch Einsetzen der beiden Gleichungen ineinander erhlt man T1=20C

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Stze fr die Praxis Allgemein gilt : Die Wrmekapazitt von einem Mol eines Elementes im festem Zustand betrgt 25,104J / Mol K (Dulong-Petitsches-Gesetz) Die Wrmekapazitt von einem Mol einer Verbindung im festen Zustand entspricht etwa der Summe der Molwrmen der Elemente (Koppsche Regel) Kalorimeter

Q= ( CWasser+ CKalorimeter) T Q ist abhngig davon, ob bei konst. Volumen oder konstantem Druck verbrannt wird. Bei einer chemischen Reaktion wird hufig Wrme gebildet (exothermer Prozess) oder verbraucht (endothermer Prozess) Wenn bei einer chemischen Umsetzung Gase beteiligt sind, ist es von grosser Bedeutung ob die Reaktion bei konstantem Druck oder bei konstantem Volumen durchgefhrt wird (Vergleiche eine Verbrennungsreaktion von Benzin in einem Otto-motor) Bei Durchfhrung mit vernderlichem Volumen stellt sich die Situation wie folgt dar: Zu Beginn der Reaktion wirkt von aussen auf den (beweglichen) Kolben ein Druck (= Luftdruck) .Der bt eine Kraft auf den Kolben aus. Kraft = Flche x Druck Bei der Reaktion (Zndung des Benzin-Luftgemisches) wird das Volumen vergrssert (Gasentwicklung im Kolben)..Der Betrag, um den das Volumen vergrssert wird ist Volumen = Flche x Strecke (die der Kolben sich bewegt) Dabei wird gegen den Aussendruck Arbeit geleistet Arbeit = Kraft x Strecke Arbeit = Flche x Druck x Strecke

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Arbeit = Volumen x Druck Man nennt daher diese Arbeit auch Druckvolumenarbeit. Diese Druckvolumenarbeit ist dafr verantwortlich, dass nicht die gesamte Energie, die bei der chemischen Reaktion freigesetzt wurde in Wrme umgewandelt wird. Das ist bei der Reaktion in einem Kalorimeter der Fall, wo bei konstantem Volumen verbrannt wird. Man unterscheidet daher zwischen Reaktionsenthalpie und Reaktionsenergie.

H = U + p V i Wobei H = Reaktionsenthalpie, U = Reaktionsenergie, p Vi = Druckvolumenarbeit

(Standard)Bildungsenthalpie Die Energie, die bei der Bildung eines Mols einer Verbindung aus den Elementen unter Standardbedingungen auftritt, nennt man Standardbildungsenthalpie Dabei kann H negativ oder positiv sein. Wenn H negativ ist, ist die Reaktion exotherm (Energie wird frei) Wenn H positiv ist, ist die Reaktion endotherm (Energie wird bentigt) Beispiel C (s) + O2 (g) CO2 (g) H = - 393,5 kJ / Mol Bei dieser Reaktion der Verbrennung von Kohle ist das negative Vorzeichen von H also ein Indiz dafr, dass Wrme freigesetzt wird Die Bildung von Sickstoffmonoxid = NO aus den Elementen hingegen ist ein endothermer Prozess N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) H = + 90 KJ / Mol

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Die Bildungsenthalpien fr die Elemente im Standardzustand sind definitionsgemss Null. Was als Standardzustand in diesem Zusammenhang zu verstehen ist, geht in der Literatur etwas durcheinander. Oft die gewohnten 0Grad Celcius, hufig aber auch 20 oder 25grad Celcius. Dies mag daran liegen, dass Bildungsenthalpien experimentell in Kalorimetern bestimmt werden. Diese aber sind mit Wasser als Wrmebertragungsmedium gefllt, und bei den blichen Standardbedingungen (1013mbar=1013hPa, 273K=OC) ist Wasser kein Wasser mehr.

Man kennzeichnet dies dann durch hochgestellte Zahlen

z.B. 25BH mit dem Index B = Bildung oder 20fH mit dem Index f = fusion

Des weiteren ist in diesem Zusammenhang es von Bedeutung die Aggregatzustnde in der

chemischen Gleichung mit anzufhren.

z.B. 1 H2 (g) + 0,5 O2 (g) H2O (g) H = - 242,2 kJ / Mol aber 1 H2 (g) + 0,5 O2 (g) H2O (l) H = - 286,2 kJ / Mol Im ersten Fall entsteht Wasserdampf, im zweiten Fall aber (flssiges) Wasser. Zwischen diesen beiden Zustnden liegt die Verdampfungsenthalpie des Wassers

H2O (l) H2O (g) VerdampfungH = + 44 kJ / Mol Dies ist auch gleichzeitig ein Beispiel fr den Hessscher Satz Die Reaktionsenthalpie die auftritt wenn ein chemisches System von einem bestimmten Anfangszustand in einen bestimmten Endzustand bergeht, ist unabhngig vom Weg der Umsetzung. D.h. es ist egal ob z.B. fester Wasserstoff und fester Sauerstoff zu Wasser reagieren und das Wasser anschlieend verdampft, oder ob die beiden Stoffe gasfrmig miteinander reagieren und sich Wasserdampf bildet. Energetisch gesehen besteht kein Unterschied. Beispiel 1

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Reaktionspfad 01: C (s) + O2 (g) CO2 (g) H = - 393,5 kJ / Mol Reaktionspfad 02: C (s) + O2 (g) CO (g) H = - 110,5 kJ / Mol CO (g) + O2 (g) CO2 (g) H = - 283 kJ / Mol H = - 393,5 kJ / Mol Beispiel 2 C (s) + O2 (g) CO2 (g) H = - 393,5 kJ / Mol 2 H2 (g) + O2 (g) H2O (l) H = - 371,8 kJ / Mol CO2 (g) + 2 H2O (l) CH4 (g) + O2 (g) H = + 890,4 kJ / Mol C (s) + 2 H2 (g) CH4 (g) H = - 74,9 kJ / Mol Beispiel 3 Ca (s) + C (s) + 1 O2 (g) CaCO3 H = -1206,9kJ / Mol Ca (s) + O2 (g) CaO (s) H = - 635,5 kJ / Mol C (s) + O2 (g) CO2 (g) H = - 393,5 kJ / Mol CaO (s) + CO2 (g) CaCO3 (s) H = - 177,9 kJ / Mol Beispiel Ammoniaksynthese, also die Bildung von NH3 aus den Elementen H2 und N2 mit N2H2 (=Hydrazin) als Zwischenprodukt.

Sind (bis auf eine Enthalpie alle anderen bekannt, so lsst sich die fehlende als Differenzbildung berechnen

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Bindungs- und Dissoziationsenergie Mathematisch gilt : Bindungsenergie = Dissoziationsenergie was nach dem Energieerhaltungssatz so sein mu. Bindungs-, bzw. Dissoziationsenergie Wird eine chemische Bindung gebildet, wird Energie freigesetzt. (exotherm) Wird die Bindung wieder aufgebrochen muss Energie reingesteckt (endothern) werden. z.B. lsst sich die Chlorknallgasreaktion , bei der aus molekularem Wasserstoffgas und molekularem Chlorgas gasfrmiges HCl entsteht H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) in mehreren Schritten formulieren, wonach zunchst aus H2und Cl2 Moleklen Wasserstoff- bzw. Chloratome gebildet werden mssen. Die H H und die Cl Cl - Bindungen mssen zunchst gespalten werden, was jeweils ein endothermer Vorgang ist H H (g) 2 H (g) H Dissoziation = + 453 KJ / Mol Cl Cl(g) 2 Cl (g) H Dissoziation = + 243 KJ / Mol In diesem Beispiel kann Lichtenergie der Auslser fr die Reaktion sein. Erst dann kann die Reaktion ablaufen und HCl als Endprodukt in einer insgesamt exothermen Reaktion gebildet werden. H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) H = -184 KJ / Mol Es gilt allgemein : kurzer Bindungsabstand = hohe Bindungsenergie hhere Bindungsenergie = stabileres Molekl stabileres Molekl = reaktionstrgeres Molekl

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Abschtzen der Wrmetnung einer Reaktion

Eine Reaktion kann exotherm verlaufen (Energie wird gebraucht, H ist positiv) Bei einer Reaktion kann aber auch Wrme freigesetzt werden d.h. die Reaktion ist endotherm. In diesem Fall: Die Energie geht dem System verloren, H wird deshalb mit negativem Vorzeichen rechts neben der chemischen Reaktionsgleichung angefhrt. Bei einfachen chemischen Vorgngen bei denen nur wenige Elemente oder Verbindungen beteiligt sind, sind in der Regel 1.) die chemischen Vorgnge meist gut untersucht, 2.) die stchiometrische Gleichung ist bekannt, und 3.)der H-Wert ist in der Literatur zu finden. Eine erste grobe Abschtzung , welche Energiemengen bei einer x-beliebigen, unbekannten chemischen Reaktion bentigt, bzw. freigesetzt werden erhlt man, wenn die Differenz der Summe der Bindungsenergien von den Edukten einerseits und der Summe der Bindungsenergien der Produkte andererseits gebildet wird. Beispiel:

CH4 + 2O2 U CO2 + 2H2O Fr die Edukte sind dies 4 C-H-Bindungen in CH4 und 2 mal 2 O=O Bindungen in den beiden an der Gesamt-Reaktion beteiligten Sauerstoffmolekle, die zunchst gespalten werden mssen, damit die Reaktion ablaufen kann. Die Summe dieser Bindungsenergien muss berwunden, aufgebracht werden um die Bindungen zu spalten

Bindungsenergie = Dissoziationsenergie Bindungsenergien sind in Tabellenwerken aufgelistet, wobei es sich in der Regel um durchschnittliche Bindungsenergien handelt. Durchschnittlich deshalb, weil die Elektronendichte in der Umgebung die Strke einer chemischen Bindung sprbar mitbestimmt. Das ist gleichbedeutend mit der Aussage, dass die Bindungsenergie von der Art und Anzahl der Nachbaratome abhngt. Dies wiederum fhrt dazu, dass die folgende Betrachtung nur Nherungswerte zu liefern im Stande ist.

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Bindung Bindungslnge in pm Bindungsenergie in kJ/Mol

Demzufolge sind fr die Bindungsenergien- Beispiel: fr die stchiometrische Verbrennung von Methan folgende Werte anzusetzen: 1.) Lsen aller Bindungne in den Edukten: 4 C-H Bindungen im Methan 4 x 414 KJ = 1656 kJ und 2 O = O Bindungen in O2 2 x 498 KJ = 996 KJ Zusammen insgesamt also 2652 kJ aufzuwenden. Nachdem diese Bindungen gelst worden sind (Zufhren einer Aktivierungsenergie zum Starten der Reaktion !!),gruppieren sich die gebildeten Atomen nun um und bilden 2.) die Reaktionsprodukte CO2 + 2H2O. Dabei werden 2 C = O Bindungen im CO2 und 4 O H - Bindungen im H2O neu gebildet, was entsprechend die zugehrigen Bindungsenergien freisetzt. Das sind etwa 2 x 736kJ fr die C = O Bindungen im CO2 also 1472kJ und 4 x 464 kJ fr die 4 O H - Bindungen in 2H2O = 1856kJ zusammen also 3328kJ, die freigesetzt werden. Die Differenz zwischen aufzuwendender Energie und freiwerdender Energie ergibt dann die grob abgeschtzte Reaktionsenthalpie: 3328kJ -2652kJ = 676 kJ. Es sei darauf hingewiesen, dass solche Abschtzungen nur mglich sind, wenn die Reaktionsgleichung 1.)bekannt und korrekt ist, und 2.)keine weiteren Nebenreaktionen in nennenswertem Umfang ablaufen

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Born Haber Kreisprozess anhand von 2 Beispielen a)Bildung von Natriumchlorid

b.)Bildung von Magnesiumchlorid

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In diesem Zusammenhang noch weitere,wesentliche Energieformen : Gitterenergie ist die Energie, die berwunden werden muss, um die Gitterbausteine (Atome, Ionen, Molekle) aus einem Kristallgitter vollstndig in den gasfrmigen Zustand zu berfhren. Bildungsenthalpie ist die Energie die bei der Bildung einer Verbindung aus den Elementen freigesetzt wird. Sublimationsenergie ist die Energie die bei der berfhrung vom festen in den gasfrmigen Zustand freigesetzt wird. Dissoziationsenthalpie ist die Energie die beim Lsen einer Bindung freigesetzt wird. Ionisierungsenergie ist die Energiemenge die Bentigt wird um ein im Gaszustand befindliches Teilchen zu Ionisieren. Elektronenaffinitt ist die Energiemenge die in der Regel freigesetzt wird wenn ein (neutrales) Teilchen ein Elektron aufnimmt. Solvatations Enthalpie (im Falle von Wasser spricht man auch von Hydratationsenthalpie) wird freigesetzt / bentigt wenn Wechselwirkungen (Bindungskrfte) zwischen einzelnen Ionen und den Umgebenden Lsemittelmoleklen (Wasser Molekle) wirksam werden knnen.

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Hydratisierte Ionen

Die Bildung hydratisierter Ionen (allgemein : solvatisierter Ionen) ist mit einem Energiegewinn verbunden, also ein exothermer Prozess. Das Aufbrechen des Gitterverbandes hingegen ist endotherm (Gitterenergie muss berwunden werden). Ob das Lsen eines Salzes insgesamt exotherm oder endotherm ist, hngt davon ab, welcher Effekt berwiegt Lst man z.B.festes NaOH in Wasser, erhitzt sich das Wasser - unter Umstnden bis zum Siegdepunkt. Lst man NH4Cl in Wasser, erfolgt dies unter Abkhlung der Lsung. Kristallwasser = Wassermolekle, die beim Ausbilden eines Kristalles im Kristallgitter mit-eingebaut werden Kristallwasser oder auch Hydratwasser ist die Bezeichnung fr Wasser, das im kristallinen Festkrper gebunden vorkommt. Kristallwasserhaltige Substanzen werden auch als Hydrate bezeichnet.

BaCl2 2H2O Dihydrat CuSO4 5H2O Pentahydrat Na2SO4 10H2O Decahydrat CaCl2 6H2 Hexahydrat

Man spricht dies dann als Bariumchlorid mit 2 Wasser Technisch nutzt man das Vermgen des Gipses, das durch Erhitzen teilweise oder ganz verlorene Kristallwasser beim Anrhren mit Wasser wieder aufzunehmen und dabei zu erhrten. Bei Erhitzen des Dihydrats auf etwa 110 C entsteht gebrannter Gips, bei 130 bis 160 C Stuckgips. Auch Kalkbrennen, die Herstellung der abbindenden Kalke, beruht auf Dehydratisierung. (Nicht Dehydrieren wie flschlicher Weise im medizinischen Bereich hufig zu lesen das bedeutet Abspaltung von Wasserstoff)

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Kristallisationswrme wird bei der Bildung eines Kristalls freigesetzt Schmelzwrme wird bentigt um im Kristall herrschende Krfte zu berwinden

Kristallisationswrme = Schmelzwrme ebenso gilt

Verdampfungsenthalpie = Kondensationsswrme 1. Hauptsatz der Thermodynamik Energie kann von einer Form in eine andere umgewandelt werden. Sie kann aber weder erzeugt noch vernichtet werden, weshalb die Gesamtenergie in einem System konstant ist. 2. Hauptsatz der Thermodynamik Bei einem von selbst verlaufenden Vorgang in einem abgeschlossenen System, erhht sich stets die Entropie des Systems und strebt einem Hchstwert zu, wobei im Gleichgewicht die Entropienderung null ist.

Entropie klein Entropie gro (hoher Ordnungszustand) (niedriger Ordnungszustand) Freie Enthalpie G Mit Hilfe der Entropie (S) kann die freie Enthalpie G definiert werden. G = H T S G = freie Enthalpie, H= Enthalpie, T= Temperatur, S= Entropie Bei einer chemischen Reaktion findet eine nderung der freien Enthalpie statt, daher: G = H = T S

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G = freie Reaktionsenthalpie Fr eine Reaktion bei T und p konstant gilt: Wenn G < 0, dann Reaktion A+B AB Wenn G = 0, dann Gleichgewicht A+B AB Wenn G > 0, dann Reaktion A+B AB Weiterhin gilt: 1. Bei einer chemischen Reaktion wird ein Energieminimum angestrebt. 2. Bei einer chemischen Reaktion wird ein Maximum an Unordnung angestrebt. 3. Eine exotherme Reaktion luft in der Regel von alleine ab, G < 0. 4. Eine endotherme Reaktion braucht Energie damit sie abluft. Aktivierungsenergie Ist die Energie, die notwendig ist, um einen Reaktionsablauf zu initiieren. z.B. C + O2 CO2 G0 = - 394 kJ / Mol G0 = Standardbildungsenthalpie (Bildungsenthalpie bei Standardbedingungen : p0= 1013mbar =n Standardtemperatur T0 =273 Kelvin = Standardtemperatur) Das Minuszeichen besagt, dass es sich um eine exotherme Reaktion handelt. Das Auftreten einer Aktivierungsenergie ist dafr verantwortlich, dass eine (exotherme) Reaktion nicht spontan abluft. Ohne Aktivierungsenergie (Fall A ) wrde Kohle(nstoff) nicht in einer sauerstoffhaltigen Atmosphre (Luft) aufbewahrt werden knnen - der Kohlenstoff wrde sich spontan von selbst entznden und CO2 bilden, also verbrennen. In der Praxis werden nur exotherme oder endotherme Prozesse mit Aktivierungsenergie beobachtet (Flle B und C)

EA = Aktivierungsenergie

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Eine Temperaturerhhung beschleunigt eine chemische Reaktion, da bei hherer Temperatur eine grere Anzahl von Moleklen die Mindestenergie besitzt, die notwendig ist, um einen wirksamen Zusammensto zu verursachen.

Die

mathematischen Zusammenhnge sind wie folgt Der Boltzmann'sche Energieverteilungssatz beschreibt die Verteilung f(E) der kinetischen Energie E der Partikel eines Gases bei der Temperatur T:

Dies resultiert aus der Maxwell-Boltzmannschen Geschwindigkeitsverteilung . Der Boltzmann'sche e-Satz gibt an, welcher Bruchteil Na/N der Gaspartikel eine Energie grer Ea besitzt. Fr Ea > k T gilt nherungsweise

wobei alles was nach der Wurzel folgt auch als Boltzmann'scher e-Faktor bezeichnet wird:

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Die Boltzmannkonstante k ist mit der Avogadrokonstante (=Loschmidt'sche Zahl) NA= NL und der Gaskonstanten ber folgende Beziehung verknpft: k = R / NA Das chemische Gleichgewicht A+B U C+D heit A+B im Gleichgewicht mit C+D k = [C]*[D]/[A]*[B] = c(C)*c(D)/c(A)*c(B) c(C) = Konzentration von C Bei hheren Temperaturen ist die Gleichgewichtseinstellung schneller. Als erste grobe Orientierung :Eine Temperaturerhhung um 10C beschleunigt eine organisch-chemische Reaktion etwa um das 2-3 fache. Fr die Gleichgewichtskonstante k bzw. die Reaktionsgeschwindigkeitskonstante gilt die sogenannte Arrhenius-Gleichung

Dabei ist A der sogenannte Arrhenius-Faktor, in welchen unter anderem auch Stoffkonstanten mit eingehen. EA ist die Aktivierungsenergie, R die Gaskonstante, falls man auf 1 Mol bezieht T ist die Temperatur in Kelvin Kollissionstheorie Fr das Geschehen auf molekularer Ebene whrend einer chemischen Reaktion gibt es mehrere Modelle. Die beiden Wesentlichsten hiervon sind : - Die Kollisionstheorie und - Die Theorie des bergangszustandes. Bei der Kollissionstheorie stellt man sich vor, da die beiden reagierenden Molekle sich mit gengend hoher Geschwindigkeit aufeinander zu bewegen (Bei zu geringer Geschwindigkeit findet physikalisch nur ein elastischer Sto statt - ohne chemische Reaktion)

"effektiver" Zusammensto

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Je nach Art der Reaktanten, ueren Bedingungen und der Art der gebildeten Produkte kann es sich dabei um eine exotherme oder eine endotherme Reaktion handeln. Diejenige geometrische Moleklkonstellation , bei der sich die reagierenden Teile in engstem Kontakt befinden, entspricht dabei dem Zustand der hchsten Energie (das entspricht dem Moment des Zusammenstosses in der Stosstheorie oder dem "aktivierten Komplex" ) Aktivierter Komplex

In dieser Theorie wird das Auftreten einer Aktivierungsenergie dazu bentigt die beiden Teilchen, die zu einer Reaktion gebracht werden sollen in die Geometrie des aktivierten

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Komplexes oder "bergangszustandes" zu bringen, da hierzu die natrlichen Abstossungskrfte berwunden werden mssen. bergangszustand oder Zwischenprodukt ? Bei bestimmten chemischen Reaktionen, auch bei katalysierten Reaktionen erreicht man eine gewisse Bindung der Teilchen im bergangszustand. Je nach Ausprgung dieser Bindungskrfte kann dies soweit fhren, dass der bergangszustand stabilisiert wird, ja sogar eine gewisse messbare Lebensdauer erhlt - bis hin zum isolierbaren Zwischenprodukt. Dann handelt es sich um eine zwei- (oder mehr)stufige Reaktion.

Ob es sich um ein (bei Raumtemperatur !) isolierbares Zwischenprodukt handelt, hngt davon ab, ob die Bewegungsenergie der Teilchen (bei Raumtemperatur !) ausreicht, um die Aktivierungsenergie zum nchsten Schritt, also der Folgererakti0n zu berwinden, oder nicht. Je nach Hhe der Aktivierungsenergien fr den ersten und fr den zweiten Schritt wird auch festgelegt, welcher Schritt der geschwindigkeitsbestimmede Schritt ist. Grundstzlich gilt: - Hhere Aktivierungsenergie verursacht eine Verlangsamung des Reaktionsablaufes - Niedrigere Aktivierungsenergie verursacht eine Beschleunigung des Reaktionsablaufes und -Der langsamste Schritt in einer Reaktionsabfolge ist der geschwindigkeits-bestimmende Schritt fr die Gesamtreaktion.

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Man beachte, dass die Aktivierungsenergien fr Hin- und Rckreaktion unterschiedlich gro sind EAH Hinreaktion EAR Rckreaktion die Aktivierungs-Energie die ntig ist, um die Reaktion vorwrts/rckwrts ablaufen zu lassen. Katalysatoren Ein Katalysator beschleunigt, bzw. ermglicht eine Reaktion, er geht dabei unverndert wieder aus der Reaktion hervor. (Setzt die Aktivierungsenergie herab, bzw. lsst die Reaktion auf einem anderen Wege ablaufen) Nachfolgende Diagramme mgen mechanistisch verdeutlichen auf welche Weise das geschieht

Herabgesetzte Aktivierungsenergie bedeutet bei gleicher Temperatur: Schnellerer Reaktionsablauf

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Das chemische Gleichgewicht Chemische Reaktionen sind im Allgemeinen immer umkehrbar. Je exothermer jedoch eine Reaktion ist, desto grer ist ihr irreversibler Charakter. Bei einem chemischen Vorgang laufen Hin- und Rckreaktion immer gleichzeitig ab. uere Bedingungen die den Reaktionsablauf beeinflussen sind: - Druck - Temperatur - Konzentration Ein Beispiel fr die Druckabhngigkeit einer Reaktion ist die hufig zitierte Ammoniaksynthese

3 H2 + 1 N2 p 2 NH3

Whrend auf der Eduktseite 3+1, also 4 Volumenteile zu bercksichtigen sind, entstehen bei der Reaktion nur 2 Volumenanteile. Druckerhhung begnstigt diejenige Seite mit dem geringeren Volumen, in diesem Fall also die Produktseite. Ein Beispiel fr die Temperaturabhngigkeit ist die Bildung/Zersetzung von Quecksilberoxid. Bei ca.4000C zersetzt sich HgO in die Elemente

2 HgO 400C 2 Hg + O2 Bei etwa 3000C jedoch bildet sich HgO

2 Hg + O2 300C

2 HgO Ein Beispiel fr die Konzentrationsabhnhigkeit ist die zur Schwefelsureproduktion wichtige SO3 - Bildung Die Schwefeltrioxidbildung ist - wie alle chemischen Reaktionen eine Gleichgewichts-Reaktion:

Hinreaktion v12 2 3Rckreaktion v2

1SO O SO2

+

Fr die Bildungsgeschwindigkeit v1 von SO3 gilt

v1 [ ] [ ]2 2SO O

durch Einfhren einer Proportionalitskonstante k1 wird aus dieser Relation eine Gleichung

v1 [ ] [ ]2 2 k1 SO O=

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Fr die Zersetzungsgeschwindigkeit v2 von SO3 gilt

v2 [ ]3SO

Wiederum wird durch Einfhren einer Proportionalitskonstante k2 aus dieser Relation eine Gleichung

v2 [ ]3 k2 SO= Wenn der Gleichgewichtszustand der Reaktion erreicht ist, ist die Bildungsgeschwindigkeit und die Zersetzungsgeschwindigkeit gleich gross.

v1 = v2

Bildungsgeschwindigkeit und Zerfallsgeschwindigkeit sind gleich gro, wenn der Gleichgewichtszustand erreicht ist. Im Gleichgewicht ist v1 = v2 und fr das Beispiel

[ ] [ ] [ ]1 2 2 2 3k SO O k SO =

oder umformuliert erhlt man die Gleichgewichtskonstante k

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[ ][ ] [ ]

31

2 2 2

SOkk k SO O

= =

oder allgemein fr eine Reaktion erhlt man Das Massenwirkungsgesetz

Daraus ergibt sich dann ein allgemeingtiger Ausdruck, den man auch als Massenwirkungsgesetz bezeichnet

k ist darin die Massenwirkungskonstante. Beispiel fr eine (stoffspezifische) Gleichgewichtseinstellung:

"trans" Dichlorethen "cis" Dichlorethen ausgehend von folgenden Gemisch:

Gemisch in %

cis-

Gemisch in %

trans- 10 90 90 10 50 50

erhlt man bei 200C nach einiger Zeit in allen drei Fllen: 66,6% cis- und 33,3% trans-Verbindung

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Das Prinzip von Le Chatelier

Wird auf ein im Gleichgewicht befindliches System durch nderung der ueren Bedingungen ein Zwang ausgebt, so reagiert es auf eine Weise, die diesen Zwang vermindert. Das heit : "das System weicht aus". Sinngem soll dies vereinzelt (?) auch - auf im seelischen Gleichgewicht befindliche -menschliche Individuen zutreffen....

Durch Druckerhhung wird das Gleichgewicht zur Seite der Stoffe mit dem kleineren Volumen verschoben.

3 H2 + 1 N2 PZZXYZZ 2 NH3

Durch Temperaturerhhung wird das Gleichgewicht nach der Seite der Stoffe verschoben, zu deren Bildung Wrmeenergie gebraucht wird.

3 H2 + 1 N2 PZZXYZZ 2 NH3 Ho = -92,4kJ/Mol Die Bildungsenthalpie weist einen negativen Wert aus, d.h. es geht um eine exotherme Reaktion, folglich begnstigt eine Temperaturerhhung den Ammoniakzerfall. Durch Konzentrationserhhung eines der Edukte wird das Gleichgewicht zugunsten der Produkte verschoben.

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Eine Temperaturerniedrigung verschiebt in diesem Beispiel zwar das Gleichgewicht zugunsten der Ammoniakbildung und somit in die gewnschte Richtung, andererseits bewirkt eine Temperaturerniedrigung ein Absenken der Reaktionsgeschwindigkeit, verlangsamt also die Gleichgewichtseinstellung. Das jedoch ist ein sehr unerwnschter Effekt, weshalb man hier mit einem Reaktionsbeschleuniger, also einem Katalysator arbeitet. Das Lslichkeitsprodukt Wird die Gitterenergie berwunden und die einzelnen Ionen in ein Lsemittel ,in ein Solvens abgegeben, so werden die Ionen dort solvatisiert, von einer Lsemittelhlle umgeben. Im Falle von Wasser als Lsemittel spricht man auch von Hydratisierung oder Hydrathlle

Bei einer "Schwimm"bewegung des Ions in der Lsung bewegt sich die Solvens- oder Hydrathlle mitsamt Ion durch die Lsung Der Lsevorgang eines Ionenkristalles in Wasser kann als Reaktionsgleichung formuliert werden, z.B die Lsung von Bariumsulfat in Wasser

BaSO4 (s) ZZXYZZ Ba 2+ (aq) + SO2-4 (aq) Darin bedeuten (aq )= aqua, vom lat.Wort fr Wasser, (s) = solid ,vom engl.Wort fr Feststoff. Werden hydratisierte Ionen aus der Lsung wieder ins (Feststoff-)Gitter eingebaut, muss die Hydratisierungsenthalpie aufgebracht werden , wobei im Gegenzug die Gitterenergie wieder freigesetzt wird. Es herrscht also ein Gleichgewicht zwischen Lse- und Abscheidetendenz. Auf dieses Gleichgewicht lt sich das Massenwirkungsgesetz anwenden

[ ] 2-44

Ba (aq) SO (aq)k

BaSO (s)

=

Solange noch festes Bariumsulfat als Bodensatz (=nicht gelster Feststoff) vor