Grundlagen der Chemie

Transkript

1 Grundlagen der Chemie Angelika Brückner, Thomas Werner Leibniz-Institut für Katalyse e. V. an der Universität Rostock Bitte! alle Folien nach der Vorlesung abrufbar unter: 1

2 Informationen Einweisung zum Praktikum und Einteilung der Gruppen durch Frau Dr. Sabine Haack Mittwoch um (Anwesenheitspflicht!) Erstes Seminar Montag , durchgeführt von DC Christiane Janke Tutorien, 2 x 1 h pro Tutor (2,50 pro Teilnehmer und Stunde) christian.hering@uni-rostock.de Mögliche Termine: Di oder Mi christopher.passow@uni-rostock.de Mögliche Termine: Di , oder Do 14-15, Koordination durch das Studienbüro 2

3 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 3

4 Bücher fürs Selbststudium Chemie: Das Basiswissen der Chemie C. E. Mortimer, U. Müller Thieme, 9. Auflage, 2007 Allgemeine und Anorganische Chemie (Mit Übungsbuch) E. Riedel Gruyter (Taschenbuch Juli 2008) Prinzipien der Chemie R. E. Dickerson, H. B. Gray, M. Y. Darensbourg Gruyter, 2. Auflage 1988 Chemie: Eine lebendige und anschauliche Einführung R. E. Dickerson, I. Geis, B. Schröder, J. Rudolph, Wiley-VCH (Taschenbuch - Oktober 1999) 4

5 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 5

6 Klassifizierung von Materie 6

7 Trennung von Stoffgemischen 7

8 Die Daltonsche Atomtheorie 8

9 Aufbau von Atomen I Elementarteilchen Elektron Proton Neutron Symbol e p n Masse 0, kg 5, u sehr leicht 1, kg 1, u schwer 1, kg 1, u Ladung -e +e keine Ladung Elementarladung e = 1, C (kleinste auftretende Ladungsmenge) Eine atomare Masseeinheit (u) ist definiert als 1/12 der Masse eines Atoms des 12 Kohlenstoffnuklids C 12 Masse eines Atoms C = 12 u u = 1, kg 9

10 Zusammensetzung des Atomkerns = Ordnungszahl 10

11 Atommasse Die Masse eines Atoms ist stets kleiner als die Summe der Masse seiner Bausteine. A rel = m + m p n Δm m( 6C) 12 Kernbindungsenergie von He = 28,3 MeV 0,03 u 11

12 Isotope und relative Atommassen Stabilität von Isotopen Bei stabilen Isotopen ist Anzahl Σp Σn. Zu großer Neutronenüberschuß führt zum radioaktiven Zerfall. Mittlere relative Atommasse von natürlichen Elementen 12

13 Elektronenschalen und chemisches Verhalten Atomdurchmesser pm (1pm = m) Kerndurchmesser ca pm Das chemische Verhalten von Atomen (Molekülen) wird durch die Elektronenhülle bestimmt 13

14 Das Periodensystem IA IIA Hauptgruppen IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 1. Periode Nichtmetalle Metalle Halbmetalle IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB Ni Pd Cu Ag 7. Periode 14

15 Trends in den Atomradien 15

16 Tendenz zur Aufnahme und Abgabe von Elektronen 16

17 Trend der 1. Ionisierungsenergien in der Periode Innerhalb einer Periode nehmen die 1. Ionisierungsenergien von links nach rechts zu. 17

18 Trend der 1. Ionisierungsenergien in der Gruppe Innerhalb einer Gruppe nehmen die 1. Ionisierungsenergien von oben nach unten ab 18

19 Trend in den Elektronenaffinitäten

20 Trend in der Elektronegativität Relative Werte nach Linus Pauling (berechnet aus Bindungsenergien, für F: 4,0 festgelegt) Metalle Nichtmetalle 20

21 Trends in den Ionenradien der Hauptgruppenelemente 21

22 Was zum Lachen 22

23 Stöchiometrie Lehre der Mengenverhältnisse von Elementen in Verbindungen und der quantitativen Beziehungen zwischen Verbindungen und Elementen in chemischen Reaktionen griechisch: stoicheion = Element metron = messen Chemische Formeln geben das Verhältnis der Elemente in einer Verbindung an Molekülverbindungen CO 2 CO H 2 O H 2 O 2 Ionische Verbindungen Na 2 SO 4 KCl NaOH CaSO 4 AlCl 3 NH 3 N 2 H 4 NO 2 NO N 2 O CH 4 C 2 H 6 23

24 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 gleichen Massenverhältnis enthalten Beispiel: 1g Kohlenstoff verbindet sich immer mit 1,333 g Sauerstoff zu CO 2 Gesetz der multiplen Proportionen (Dalton 1803) Wenn zwei Elemente A und B mehr als eine Verbindung bilden, dann stehen die Massen desselben Elements zueinander im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen Beispiel: 1 g Kohlenstoff + 1 1,333 g Sauerstoff CO 1 g Kohlenstoff + 2 1,333 g Sauerstoff CO 2 24

25 Stöchiometrische Gesetze 25

26 Stoffmenge von Gasen Amedo Avogadro ( ) Bei gleichem Druck und gleicher Temperatur enthalten gleiche Volumina jedes beliebigen Gases die gleiche Anzahl von Molekülen (Mol) V = k n oder V 1 /n 1 = V 2 /n 2 Robert Boyle ( ) p V = const. oder p 1 V 1 = p 2 V 2 Joseph Gay-Lussac ( ) V = k T oder V 1 /T 1 = V 2 /T 2 p = k T oder p 1 /T 1 = p 2 /T 2 26

27 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? 27

28 Das Maß für die Stoffmenge: Mol 1 Mol einer Substanz enthält so viele Teilchen (Atome, Moleküle, Ionen, Formeleinheiten) wie 12g des Kohlenstoffisotops 12 C 1 Mol 6, Teilchen N L = N A = 6, mol -1 Loschmid sche oder Avogadro sche Zahl 6, Teilchen sind z. B. enthalten in: 55,845 g Eisen 10,811 g Bor 66,55 g Kupfer Die Menge in g eines Elements, die der relativen Atommasse entspricht, enthält stets 1 Mol Teil Atome 18,00 g Wasser 46,07 g C 2 H 5 OH 28

29 Stoffmenge von Gasen p = 101,3 kpa = 1,013 bar T = 273,15 K = 8, bar l / mol K 29

30 Rechenbeispiel 2 In Airbags befindet sich Natriumazid NaN 3, dass bei einem Aufprall durch elektrische Zündung schlagartig zersetzt wird: 2 NaN 3 2 Na + 3 N 2 Welches Volumen hat der gefüllte Airbag nach der Zersetzung von 120 g NaN 3, wenn der entstandene Stickstoff bei 25 C einen Druck von 1,25 bar hat? 30

31 Rechenbeispiel 3 Wieviel Mol Schwefelsäure sind in einem Liter enthalten? 31

32 Rechenbeispiel 4 Umrechnung von molaren Anteilen in Massenanteile 32

33 Anwendung: CHN-Analyse organischer Verbindungen Bei der Verbrennung von 2,5 g der Verbindung entstehen 6,78 g CO 2, 1,94 g H 2 O und 0,432 g N 2. Wie lautet die empirische Formel? 1) Berechnung der Massen an C und H, die in CO 2 und H 2 O enthalten sind M r (CO 2 ) = 44,0 M r (H 2 O) = 18,0 2) Berechnung des molaren Anteils der Elemente aus deren Massen n = 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 H n(n 2 ) = 0,432 g / 28,012 g mol -1 = 0,015 mol N 2 = 0,030 mol N 0,030 : 0,216 : 0,154 = 1 : 7,2 : 5,1 C 5 H 7 N C 10 H 14 N 2 Nicotin 33

34 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 CO 2 und Wasser 2) Beim Auflösen von Braunstein (MnO 2 ) in Salzsäure (HCl) entstehen MnCl 2, Chlor und Wasser Reaktionsgleichungen formulieren! 34

35 Stöchiometrie von chemischen Reaktionen II Umrechnung auf umgesetzte Massen 1) Errechnung der Stoffmengen in Mol M(MnO 2 ) = 86,9 g/mol 2) Rückrechnung von Stoffmenge in Masse M(HCl) =36,5 g/mol M(Cl 2 ) = 70,9 g/mol 35

36 Stöchiometrie von chemischen Reaktionen III Begrenzende Reaktanden (im Unterschuss vorhanden) 1) Errechnung der Stoffmengen in Mol 2) Ermittlung des begrenzenden Reaktanden Division der verfügbaren Stoffmengen durch die Koeffizienten der Reaktionsgleichung kleinster Wert begrenzender Reaktand (hier: F 2 ) 3) Berechnung der Menge an NF 3, die mit 0,382 mol F 2 maximal erzeugt werden kann 36

37 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 Ausbeute Prozentuale Ausbeute = 100 % theoretische Ausbeute 37

38 Das chemische Gleichgewicht Beispiel: Ammoniaksynthese N H 2 2 NH 3 NH 3 Bildung bei bar und C NH 3 Zersetzung niedrigem Druck und höheren T Gleichgewichtsreaktion (reversibel) A 2 (g) + X 2 (g) 2AX (g) Gleichgewicht Hin- und Rückreaktion laufen gleich schnell ab MWG 38

39 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: CaCO 3 CaO + CO 2 vollständiger Umsatz durch Entfernung von CO 2 Druckänderung N H 2 2 NH 3 Temperaturänderung N H 2 2 NH 3 ΔH = -92,4 kj/mol Druckerhöhung bewirkt Verschiebung nach rechts, da Reaktion unter Verringerung der Molzahl abläuft Hinreaktion ist exotherm. Zufuhr von Wärme begünstigt die Rückreaktion 39

40 Das Massenwirkungsgesetz Allgemeine Formulierung des MWG = K C Für Gasreaktionen Konzentration c(x) Partialdruck p(x) 40