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Grundlagen der ChemieAngelika Brückner, Thomas Werner

Leibniz-Institut für Katalyse e. V. an der Universität Rostock

Bitte !

alle Folien nach der Vorlesung abrufbar unter:

http://www.catalysis.de/index.php?id=580

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Informationen

Einweisung zum Praktikum und Einteilung der Gruppendurch Frau Dr. Sabine HaackMittwoch 21. 10. um 11.30 (Anwesenheitspflicht !)

Erstes SeminarMontag 19. 10., durchgeführt von DC Christiane Janke

Tutorien, 2 x 1 h pro Tutor (2,50 € pro Teilnehmer und Stunde)christian.hering@uni-rostock.deMögliche Termine: Di. 15-18 oder Mi 18.45-19.45christopher.passow@uni-rostock.deMögliche Termine: Di. 13-14, 14-15 oder Do 14-15, 15-16

Koordination durch das Studienbüro

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Vorlesungsinhalte - Allgemeine und Anorganische Chemie

• Einführung– Struktur von Materie (Stoffe, Gemische, Verbindungen, Elemente, Atome),

Periodensystem der Elemente, chemische Formeln, Stöchiometrie• Praktikumsrelevante Themen

– Lösungen (Auflösung, Hydratation, Löslichkeit, Konzentration, Lösungsgleichgewichte)

– Säure-Base-Reaktionen– Redox-Reaktionen– Komplexverbindungen

• Atombau– Atommodelle, H-Atom, Quantenzahlen, Orbitalbesetzung, Elektronenstruktur und

Periodensystem der Elemente• Chemische Bindung

– Kovalente Bindung, Ionenbindung, Metallbindung, van der Waals-Wechselwirkungen

• Chemie ausgewählter Hauptgruppenelemente– Wasserstoff, Halogene– Sauerstoff, Schwefel– Stickstoff, Phospor– Kohlenstoff, Silizium– Bor, Aluminium

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Bücher fürs Selbststudium

Prinzipien der ChemieR. E. Dickerson, H. B. Gray, M. Y. DarensbourgGruyter, 2. Auflage 1988

Chemie: Eine lebendige und anschauliche EinführungR. E. Dickerson, I. Geis, B. Schröder, J. Rudolph, Wiley-VCH (Taschenbuch - Oktober 1999)

Chemie: Das Basiswissen der ChemieC. E. Mortimer, U. MüllerThieme, 9. Auflage, 2007

Allgemeine und Anorganische Chemie (Mit Übungsbuch) E. RiedelGruyter (Taschenbuch - 15. Juli 2008)

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Warum müssen Sie sich mit Chemie befassen?

Chemie

Lehre vom Aufbau und der Umwandlung von Materie

Physik

Lehre von den Zuständen und Zustandsänderungen von Materie

Biologie

Lehre vom Verhalten der Organismen„höchste Form der angewandten Chemie“

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Klassifizierung von Materie

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Trennung von Stoffgemischen

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Die Daltonsche Atomtheorie

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Aufbau von Atomen I

keine Ladung+e-eLadung

1,6748 ⋅ 10-27 kg1,008665 u

1,6725 ⋅ 10-27 kg1,007277 uschwer

0,9109 ⋅ 10-30 kg5,4859 ⋅ 10-4 usehr leicht

MassenpeSymbol

NeutronProtonElektronElementarteilchen

Elementarladung e = 1,6022 ⋅ 10-19 C (kleinste auftretende Ladungsmenge)Eine atomare Masseeinheit (u) ist definiert als 1/12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoffnuklids C12

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Masse eines Atoms = 12 u 1 u = 1,6606 ⋅ 10-27 kg C126

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Zusammensetzung des Atomkerns

= Ordnungszahl

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Atommasse

Kernbindungsenergie von He = 28,3 MeV ≅ 0,03 u

Die Masse eines Atoms ist stets kleiner als die Summe der Masse seiner Bausteine.

)(121 12

6Cm

mmmA np

rel

Δ++=

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Isotope und relative AtommassenStabilität von Isotopen

Bei stabilen Isotopen ist Anzahl Σp ≅ Σn. Zu großer Neutronenüberschuß führt zum radioaktiven Zerfall.

Mittlere relative Atommasse von natürlichen Elementen

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Elektronenschalen und chemisches Verhalten

Atomdurchmesser 100 – 240 pm (1pm = 10-12 m)Kerndurchmesser ca. 10-3 pm

Das chemische Verhalten von Atomen (Molekülen) wird durch die Elektronenhülle bestimmt

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Das Periodensystem

1. Periode

7. Periode

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIAHauptgruppen

Cu

AgPd

Ni

IIIB IVB VB VIB VIIB IB IIBVIIIB

NichtmetalleMetalleHalbmetalle

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Trends in den Atomradien

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Tendenz zur Aufnahme und Abgabe von Elektronen

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Trend der 1. Ionisierungsenergien in der Periode

Innerhalb einer Periode nehmen die 1. Ionisierungsenergien von links nach rechts zu.

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Trend der 1. Ionisierungsenergien in der Gruppe

Innerhalb einer Gruppe nehmen die1. Ionisierungsenergien von oben nach unten ab

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Trend in den Elektronenaffinitäten

-

-

-

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Trend in der Elektronegativität

Metalle

Nichtmetalle

Relative Werte nach Linus Pauling (berechnet aus Bindungsenergien, für F: 4,0 festgelegt)

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Trends in den Ionenradien der Hauptgruppenelemente

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Was zum Lachen

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Stöchiometrie

Lehre der Mengenverhältnisse von Elementen in Verbindungen und der quantitativen Beziehungen zwischen Verbindungen und Elementen inchemischen Reaktionen

griechisch: stoicheion = Element metron = messen

Chemische Formeln geben das Verhältnis der Elemente in einer Verbindung an

Molekülverbindungen

CO2 CO

H2O H2O2

NH3 N2H4

NO2 NO N2O

CH4 C2H6

Ionische Verbindungen

Na2SO4 KCl NaOH

CaSO4 AlCl3

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Stöchiometrische Gesetze

Gesetz der Erhaltung der Masse (Lavoisier 1785)In einer chemischen Reaktion ist die Summe aller Massen aller Ausgangsstoffe gleich der Summe der Massen aller Produkte, d. h., die Gesamtmasse bleibt konstant

Gesetz der konstanten Proportionen (Proust 1799)In einer Verbindung sind stets die gleichen Elemente im gleichenMassenverhältnis enthalten

Beispiel: 1g Kohlenstoff verbindet sich immer mit 1,333 g Sauerstoff zu CO2

Gesetz der multiplen Proportionen (Dalton 1803)Wenn zwei Elemente A und B mehr als eine Verbindung bilden, dannstehen die Massen desselben Elements zueinander im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen

Beispiel: 1 g Kohlenstoff + 1 1,333 g Sauerstoff CO1 g Kohlenstoff + 2 1,333 g Sauerstoff CO2

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Stöchiometrische Gesetze

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Stoffmenge von Gasen

Amedo Avogadro (1776 – 1856)

Bei gleichem Druck und gleicher Temperatur enthalten gleiche Volumina jedes beliebigen Gases die gleiche Anzahl von Molekülen (Mol)

Robert Boyle (1627 – 1691)

p V = const. oder

p1V1 = p2V2

Joseph Gay-Lussac (1778-1850)

V = k T oder V1/T1 = V2/T2

p = k´ T oder p1/T1 = p2/T2

V = k n oder V1/n1 = V2/n2

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Rechenbeispiel 1

• Eine Gasprobe nimmt bei einem Druck von 0,75 bar ein Volumen von 360 ml ein. Wie groß ist das Volumen, wenn der Druck auf 1 bar erhöht wird?

• Ein Behälter mit einem Volumen von 10 Liter wird bei 0 °C mit Gas bis zu einem Druck von 2,0 bar gefüllt. Bei welcher Temperatur steigt der Druck auf 2,5 bar?

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Das Maß für die Stoffmenge: Mol

1 Mol einer Substanz enthält so viele Teilchen (Atome, Moleküle, Ionen, Formeleinheiten) wie 12g des Kohlenstoffisotops 12C

1 Mol ≅ 6,022 1023 Teilchen

NL = NA = 6,02217 1023 mol-1 Loschmid´sche oder Avogadro´sche Zahl

6,022 1023 Teilchen sind z. B. enthalten in:

55,845 g Eisen10,811 g Bor66,55 g Kupfer

18,00 g Wasser46,07 g C2H5OH

Die Menge in g eines Elements, die der relativen Atommasse entspricht, enthält stets 1 Mol Teil Atome

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Stoffmenge von Gasen

p = 101,3 kPa = 1,013 barT = 273,15 K

= 8,314 10-2 bar l / mol K

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Rechenbeispiel 2

• In Airbags befindet sich Natriumazid NaN3, dass bei einem Aufprall durch elektrische Zündung schlagartig zersetzt wird:

2 NaN3 2 Na + 3 N2

• Welches Volumen hat der gefüllte Airbag nach der Zersetzung von 120 g NaN3, wenn der entstandene Stickstoff bei 25 °C einen Druck von 1,25 bar hat?

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Rechenbeispiel 3

Wieviel Mol Schwefelsäure sind in einem Liter enthalten ?

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Rechenbeispiel 4

Umrechnung von molaren Anteilen in Massenanteile

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Anwendung: CHN-Analyse organischer VerbindungenBei der Verbrennung von 2,5 g der Verbindung entstehen 6,78 g CO2, 1,94 g H2O und 0,432 g N2. Wie lautet die empirische Formel?1) Berechnung der Massen an C und H, die in CO2 und H2O enthalten sindMr(CO2) = 44,0 Mr(H2O) = 18,0

2) Berechnung des molaren Anteils der Elemente aus deren Massenn = m/M n(C) = 1,85 g / 12 g mol-1 = 0,154 mol C

n(H) = 0,218 g / 1,01 g mol-1 = 0,216 mol Hn(N2) = 0,432 g / 28,012 g mol-1 = 0,015 mol N2 = 0,030 mol N

0,030 : 0,216 : 0,154 = 1 : 7,2 : 5,1C5H7N

C10H14N2 Nicotin

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Stöchiometrie von chemischen Reaktionen I

Aufstellen und Ausgleichen der Reaktionsgleichung

Zahl der Mole jedes Elements muß auf beiden Seiten der Gleichung übereinstimmen (Gesetz von der Erhaltung der Masse)

1) Bei der Verbrennung von Ethan entstehen CO2 und Wasser

2) Beim Auflösen von Braunstein (MnO2) in Salzsäure (HCl) entstehen MnCl2, Chlor und Wasser

Reaktionsgleichungen formulieren !

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Stöchiometrie von chemischen Reaktionen IIUmrechnung auf umgesetzte Massen

1) Errechnung der Stoffmengen in MolM(MnO2) = 86,9 g/mol

2) Rückrechnung von Stoffmenge in Masse M(HCl) =36,5 g/molM(Cl2) = 70,9 g/mol

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Stöchiometrie von chemischen Reaktionen III

Begrenzende Reaktanden (im Unterschuss vorhanden)

1) Errechnung der Stoffmengen in Mol

2) Ermittlung des begrenzenden ReaktandenDivision der verfügbaren Stoffmengen durch die Koeffizienten der Reaktionsgleichungkleinster Wert begrenzender Reaktand (hier: F2)

3) Berechnung der Menge an NF3, die mit 0,382 mol F2 maximal erzeugt werden kann

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Stöchiometrie von chemischen Reaktionen IV

Berechnung der Ausbeute

Theoretische Ausbeute: gemäß Reaktionsgleichung maximal erzielbare Ausbeute

Tatsächliche Aubeute: durch Verluste meist kleiner als theoretische Ausbeute (unvollständige Umsetzung, Folgereaktionen …)

tatsächliche AusbeuteProzentuale Ausbeute = 100 %

theoretische Ausbeute

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Das chemische Gleichgewicht

Beispiel: Ammoniaksynthese

N2 + 3 H2 2 NH3 NH3 – Bildung bei 10 – 100 bar und 400 -550 °CNH3 – Zersetzung niedrigem Druck und höheren T

Gleichgewichtsreaktion (reversibel)

A2(g) + X2(g) 2AX (g)

Gleichgewicht

Hin- und Rückreaktion laufen gleich schnell ab

MWG

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Das Prinzip des kleinsten Zwanges

Prinzip von Le Chatelier (1884)

Übt man auf ein im Gleichgewicht befindliches chemisches System einen Zwang aus, so verändert es sich so, dass es dem Zwang ausweicht. Es stellt sich ein neues Gleichgewicht ein.

Konzentrationsänderungen

Wird die Konzentration eines Stoffes erhöht (erniedrigt), so verlagert sich das Gleichgewicht so, dass der Stoff verbraucht (gebildet) wird und sich seine Konzentration erniedrigt (erhöht).

Beispiel: CaCO3 CaO + CO2 vollständiger Umsatz durch Entfernung von CO2

Druckänderung

N2 + 3 H2 2 NH3 Druckerhöhung bewirkt Verschiebung nach rechts, da Reaktion unter Verringerung der Molzahl abläuft

Temperaturänderung

N2 + 3 H2 2 NH3 Hinreaktion ist exotherm. Zufuhr von WärmeΔH = -92,4 kJ/mol begünstigt die Rückreaktion

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Das MassenwirkungsgesetzAllgemeine Formulierung des MWG

= KC

Für Gasreaktionen

Konzentration c(X) ∼ Partialdruck p(X)