ETW Aufbaukurs Chemie Vorlesung 1: Einführung. Jörg Petrasch

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1 ETW Aufbaukurs Chemie Vorlesung 1: Einführung Jörg Petrasch

2 Literatur C.E. Mortimer, U. Müller, Chemie - Das Basiswissen der Chemie, 8. Auflage, Thieme, 2003 Die in den Folien versendeten Abbildungen stammen mit wenigen Ausnahmen aus o.g. Werk

3 LV Übersicht LV, Datum Inhalt Kapitel 1, , Einführung, Atomtheorie, Chemische Formeln, Reaktionsgleichungen Energieumsatz, Elektronenstruktur, Ionen und Kovalente Bindugen, Gase Kap. 1, 2, 3, 4 Kap. 5, 6, 7, 8, 10 3, Chemisches Gleichgewicht, Thermodynamik, Prüfung Kap. 15, 19

4 Prüfungsmodus Schriftlich Eine Stunde am Ende von LV3 Sehr ähnlich den Übungsbeispielen aus den Folien Stoff bis Ende LV2

5 Übersicht Einleitung Einführung in die Atomtheorie Stöchiometrie: Chemische Formeln

6 Einführung

7 Einführung Inhalte Definition & Motivation Begründung der modernen Chemie Elemente, Verbindungen, Gemische Stofftrennung Genauigkeit und signifikante Stellen

8 Warum Chemie? Unsere Energiewirtschaft basiert auf chemischen Energieträgern (Fossil, Biomasse, Batterien). Die Energiedichte ist bei Chemischer Speicherung hoch. Verbrennung ist der zentrale Prozess in der Energietechnik Chemische Prozesse verbrauchen einen signifikanten Teil der Primärenergie (Verbrennung, Kalzinierung, Amoniaksynthese, Reformierung, Vergasung, etc.)

9 Definition Chemie ist die Wissenschaft von der Charakterisierung, Zusammensetzung und Umwandlung von Stoffen.

10 Massenerhaltung Begründung der modernen Chemie durch Antoine Lavoisier ( ) Erkannte durch genaue Wägung dass die Masse bei jeder chemischen Reaktion erhalten bleibt.

11 Teilgebiete der modernen Chemie Anorganische Chemie Organische Chemie Analytische Chemie Physikalische Chemie Biochmie Kernchemie Technische Chemie

12 Materie Materie: Alles was Masse besitzt und Raum beansprucht Alle Materie ist aus einer bestimmten Anzahl einfache Stoffe aufgebaut

13 Die Elemente Elemente sind Stoffe, die sich mit chemischen Mitteln (beschränkter Energie) nicht in andere Stoffe zerlegen lassen. 113 Elemente bekannt, 88 natürlich vorkommend, Jedes Element hat ein chem. Symbol.

14 Verbindungen Verbindungen entstehen durch Zusammenfügen von Elementen In jeder Verbindung treten die Elemente in konstanten Massenverhältnissen auf (Gesetz der konstanten Proportionen). z.b. Wasser: mh : mo = 1:7.937

15 Klassifizierung der Stoffe

16 Gemische Mehrere reine Stoffe in verschiedenen Mengenverhältnissen. Heterogen: Man erkennt unterschiedliche begrenzte Teile (Phasen) Homogen: Nur eine Phase Phase: abgegrenzte Menge eines homogenen reinen Stoffes

17 Heterogene Gemische

18 Stofftrennung: heterogen Sortieren Sedimentieren, Dekantieren, Zentrifugieren Filtrieren Extrahieren Abdampfen und Trocknen

19 Stofftrennung: homogen Extraktion Kristallisation Destillation Chromatographie

20 Genauigkeit und signifikante Stellen z.b. Wägung: 69.3 g 3 Signifikante Stellen 6 und 9 sind genau, 3 nicht genau, aber näher an 3 als an 2 oder 4, Könnte auch g oder sein wäre falsch!

21 Bsp signifikante Stellen Addition Multiplikation

22 Zuverlässigkeit von Messungen

23 Mittelwert und Standardabweichung!! = 1!!!!!!!! = 1! 1!!!! (!!!)!! Angabe der Messgenauigkeit: (2) g (2) gibt die Standardabweichung der letzten Stelle an (0.02 g)

24 Übungsbeispiele

25 Atomtheorie

26 Atomtheorie Inhalte Dalton-Atomtheorie Das Elektron Das Proton Das Neutron Aufbau des Atoms Atomsymbole Isotope Atommasse

27 Dalton Atomtheorie

28 Quantitative Folgerungen Bsp.: CO vs CO2

29 Das Elektron Experiment, Kathodenstrahlung: Elektronen im Vakuum Ablenkung umso grösser, je grösser Ladung q und je kleiner Masse m q/m = C/g Kathode: - Anode: +

30 Das Proton Experiment Kanalstrahlung q/m = C/g

31 Das Neutron Masse der Atome grösser als die Summe der Massen der Elektronen und Protonen Postulat durch Rutherford Masse geringfügig grösser als die von Protonen

32 Subatomare Teilchen

33 Radioaktivität

34 Aufbau des Atoms Rutherford s Goldfolienexperiment, Die meisten Teichen fliegen gerade durch die Folie, Wenige werden abgelenkt oder zurückgeworfen, Statistik: Durchmesser des Atomkerns etwa m. Masse im Kern konzentriert Starke Kernkraft hält positiven Kern zusammen Atom ca mal grösser Stabile Atome haben mal so viele Neutronen wie Protonen

35 Atomsymbole Atom durch 2 Zahlen identifiziert Ordnungszahl, Z: Anzahl Protonen Massenzahl, A: Anzahl Nukleonen (Neutronen und Protonen) Geladnen Teilchen: Ionen durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen

36 Isotope Atome mit gleicher Ordnungszahl aber verschiedener Masse (unterschiedliche Anzahl von Neutronen)

37 Atommassen Wegen geringer Masse können einzelne Atome nicht gewogen werden. Relative Massen bestimmbar z.b. Masse von Sauerstoff und Wasserstoff im Wasser: 8:1, da 1 Sauerstoff und 2 Wasserstoffatome: Massenverhähltnis 16:1 Einheit der relativen Atommasse, u: 1/12 des Isotops

38

39 Übungsbeispiele

40 Stöchiometrie: Chemische Formeln

41 Stöchiometrie Inhalt Moleküle und Ionen Empirische Formeln Das Mol Prozentuale Zusammensetzungen von Verbindungen Ermittlung chemischer Formeln

42 Moleküle Nur Edelgase kommen in der Natur als Einzelatome vor Alle anderen Elemente in grösseren Einheiten Moleküle: Teilchen bei denen 2 oder meherer Atome fest miteinander verknüpft sind

43 Chemische Formeln I Gibt die Zusammensetzung eines reinen Stoffs an. Enthält das Symbol jedes vorhandenen Elements Tiefgestellte Zahlen geben relative Anzahl der Atome an

44 Chemische Formeln II Strukturformeln geben an welche Atome miteinander verknüpft sind Die relative Molkülmasse Mr ist gleich der Summe der relativen Atommassen aller Atome eines Moleküls

45 Ionen Atome oder Moleküle, die eine Ladung tragen Kation: positiv geladen, wird von der Kathode (Minuspol) angezogen. Anion: negativ geladen, wird von der Anode (Pluspol) angezogen. Einatomige Ionen, z.b. Mehratomige Ionen, z.b.

46 Ionische Verbindungen Bilden im festen Zustand Kristalle Ladungen müssen sich aufheben z.b. Na +, Cl -

47 Andere Atomaggregate Netzwerke (z.b. Diamant: ein Riesenmolekül )

48 Empirische Formeln Gibt nur das einfachste Zahlenverhältnis der Atome an. z.b. bei Wasserstoffperoxid HO Lässt sich durch chemische Analyse ermitteln Um die Molekularformel zu ermitteln sind zusätzliche Daten notwendig Bei manchen Stoffen sind empirische Formel und Molekularformel identisch, z.b.: H2O, CO2, NH3

49 Das Mol Ein Mol ist eine Menge von Teilchen (Atomen, Molekülen) die, die in der relativen Atom- ode Molekülmasse in Gramm enthalten ist z.b. Menge von Wassertoffatomen in 1 g Wasserstoff oder Menge von Fluoratomen in 19 g Fluor. Ein Mol enthält immer die selbe Anzahl, N A an Teilchen. N A wird als Avogadro-Zahl bezeichnet. N A= mol -1

50 Beispiel

51 Prozentuale Zusammensetzung Berechnung des prozentualen Massenanteils aus der chemischen Formel

52 Ermittlung chemischer Formeln Mit Hilfe der analytischen Chemie lassen sich die prozentualen Massenanteile der Elemente in einer Verbindung bestimmen. Daraus kann die (empirische) Formel bestimmt werden

53 Bsp

54 Übungsbeispiele

55 ETW Aufbaukurs Chemie Vorlesung 2 Jörg Petrasch

56 Übersicht Reaktionsgleichungen Energieumsatz Elektronenstruktur

57 Reaktionsgleichungen

58 Inhalt Reaktionsgleichungen Chemische Reaktionsgleichungen Begrenzende Reaktanden Ausbeute bei chemischen Reaktionen Konzentration von Lösungen

59 Chemische Reaktionsgleichungen Beschreibt den Ablauf einer chemischen Rekation. Links Reaktanden, rechts Produkte Anzahl Mol aller Elemente muss links und rechts gleich sein (ausgeglichen)

60 Formulierung einer Reaktionsgleichung Reaktanden und Produkte links und rechts anschreiben. Ggf. Aggregatzustand (g), (l), (s), (aq) bezeichnen. Gleichung ausgleichen (Molenzahl der Elemente links und rechts muss gleich sein)

61 Bsp

62 Verbrennungsprozesse Verbindung mit Sauerstoff (O2) Bei einer vollständigen Verbrennung entstehen typischerweise folgende Produkte:

63 Bsp

64 Begrenzende Reaktanden Oft entsprechen die zur Verfügung stehenden relativen Mengen nicht den Mengenverhältnissen, die lt. Reaktionsgleichung notwendig ist. Dann ist ein Reaktand der begrenzende. Verfügbare Stoffmenge durch zugehörigen Koeffizienten in der Reaktionsgleichung teilen. Der kleinste Wert zeigt den begrenzenden Reaktanden.

65 Bsp

66 Ausbeute Viele Reaktionen laufen nicht vollständig ab. Man erhält nur einen Teil der theoretisch möglichen Produkte. Die theoretische Ausbeute ist durch die Reaktionsgleichung gegeben. Die prozentuale Ausbeute ist das Verhältnis zwischen tatsächlicher und relativer Ausbeute in Prozent.

67 Konzentration von Lösungen Viele chemische Reaktionen laufen in Lösung ab (z.b. Elektrochemie - Batterien) Von besonderer Bedeutung ist dabei die Stoffmengen Konzentration, c, in mol/l

68 Übungsbeispiele

69 Energieumsatz chemischer Reaktionen

70 Inhalt Energieumsatz Energiemaße Temperatur und Wärme Kalorimetrie Reaktionsenergie & Reaktionsenthalpie Satz von Hess Bildungsenthalpie Bindungsenergie

71 Energiemaße Reibungsfrei W 1 2 = F = m a Z 2 1 F ds E kin = 1 2 m v 2 Einheit Joule: 1J = 1 Nm Energie kann weder vernichtet noch erzeugt sondern nur in verschiedene Formen umgewandelt werden (1. Hauptsatz der Thermodynamik).

72 Arbeit, Wärme & Temperatur Arbeit kann in Wärme umgewandelt werden (z.b. Bremsen), Wärme ist eine Form von Energie eines Körpers, Ihre Menge in J entspricht der Arbeit, die notwendig wäre um die entsprechende Wärmemenge zu erzeugen, Temperatur ist ein Maß dafür in welche Richtung Wärme fließt (von hoch nach niedrig).

73 Temperatur und Wärme Die Einheiten der Temperatur sind Kelvin (K) und Grad Celsius ( ). T in Kelvin = T in Celsius Die Spezifische Wärme, c, einer Substanz ist jene Wärmemenge, die notwendig ist, um 1 kg der Substanz um 1 zu erwärmen (kann mit der Temperatur variieren). Bei Wasser zwischen 14.5 und 15.5 : c=4.184 J/kg/K

74 Kalorimetrie Ein Kalorimeter dient der Messung von Wärmemengen, Probenmenge sorgfältig abwiegen, Wird in Bombe mittels Zündfunken zur Reaktion gebracht, Anfangstemperatur: T 1, Endtemperatur: T 2. C tot = C H2 O + C cal Q = C tot (T 2 T 1 )

75 Bsp

76 Reaktionsenthalpie Die meisten Reaktionen finden nicht in abgeschlossenen Behältern statt. Wenn sich das Volumen ändert (z.b. Gase entstehen) wird mechanische Arbeit geleistet. Dadurch ist die entstehende Wärme nicht gleich der Reaktionsenergie W 1 2 = p=const.: Z 2 1 = F = A p p A ds Z 2 1 pdv = p V

77 Bsp. Enthalpie

78 Reaktionsenthalpie Unterschied des Wärmeinhalts in einer Reaktion. Wird bei Standardbedingungen angegeben (25, kpa) Endotherm: Reaktion nimmt Wärme auf, H>0 Exotherm: Rekation gibt Wärme ab, H<0

79 Bsp.

80 Weitere Reaktionen

81 Satz von Hess Gesetz der konstanten Wärmesummen Die Reaktsionenthalpie ist konstant, unabhängig über welche und wieviele Zwischenstufen sie verläuft.

82 Bsp. Hess

83 Bildungsenthalpien Standard Bilungsenthalpien: H zur Bildung von 1 mol reiner Substanz aus derm stabilsten Form der reinen Elementen unter Standard Bedingungen (25, kpa). Symbol: Hf 0 Berechnung der Reaktionsenergie aus den Bilungsenthalpien: H 0 = X Produkte H 0 f X Reaktanden H 0 f

84 Standard Bildungsenthalpien

85 Bsp. Reaktionsenthalpie

86 Übungsbeispiele

87 Elektronenstruktur

88 Inhalt Elektronenstruktur Elektromagnetische Strahlung Atomspektren Ordnungszahl und das Periodensystem Wellenmechanik/Quantenmechanik Einteilung der Elemente

89 Elektromagnetische Strahlung z.b. Radiowellen, Infrarot, Licht, Röntgenstrahlung und -Strahlung Charakterisierung:

90 Wellen und Quanten Zusammenhang zwischen Wellenlänge und Frequenz: c = Energie von EM-Strahlung tritt nur in Portionen (Quanten) von einer bestimmten Grösse auf: E = h Ein Lichtquant heisst Photon h = Js

91 Bsp

92 Atomspektren Licht von erhitzten Gasen durch Prisma Balmer fand folgende Frequenzen

93 Bohr Atommodell

94 Bohr Atommodell

95 Ordungszahl & Periodensystem Chemisch ähnliches Verhalten verschiedener Elemente (z.b. Ca, Sr, Ba oder Li, Na, K) Meyer und Mendelejew (1869): Ordnet man Elemente nach zunehmender Atommasse treten Ähnlichkeiten periodisch auf. Es ergaben sich Löcher, aus denen neue Elemente und deren Eigenschaften vorhergesagt werden konnten (Sc, Ga, Ge). Edelgase zunächst nicht vorhergesehen (He, Ne, Ar) Schönheitsfehler, Atommasse Ar-Ka, Co-Ni, Te-I Ordnungszahl konnte durch Moseley anhand von Röntegnspektren bestimmt werden - Identifikation mit Z.

96 Periodensystem nach Mendelejew

97 Periodensystem modern

98 Wellenmechanik Licht: Welle und Teilchen. Analog: Teilchen (Elektronen) Teilchen und Welle de Broglie Wellenlänge: = h mv

99 Bsp. de Broglie Wellenlänge

100 Heisenberg Unschärferelation Es ist unmöglich den Ort und den Impuls eines Teilchens gleichzeitig genau zu bestimmen. x (mv) h 4

101 Elektron im Kasten Elektron, dass in einem 1D Kasten hin und herfliegt kann wie eine stehende Welle behandelt werden. Amplitude der Wellenfunktion: Ladungsdichte: proportional zu 2

102 Elektron in 3D Kasten Für eine stehende Welle muss die halbe Wellenlänge ein ganzahliger Bruchteil der Kantenlänge des Kastens sein In einem 3D Kaste gilt das in 3 Richtungen. Man benötigt daher 3 ganze Zahlen, n, l, m um diese Welle zu beschreiben (Quantenzahlen). Analoges gilt für eine Welle in einer Hohlkugel.

103 Schrödinger Gleichgung Eine partielle Differentialgleichung für die Wellenfunktion Lösungen für Elektronen um positive Atomkerne: stehende Wellen, die jeweils einem Definierten Energiezustand entsprechen: Orbitale

104 Quantenzahlen Orbitale in einem Atom werden durch die Hauptquantenzahl, n, und die Nebenquantenzahl, l, und die Magnetquantenzahl, m, charakterisiert. n bezeichnet die Schale, l die Unterschale Jede Unterschale hat 2l+1 Orbitale

105 Orbitale der erste 4 Schalen

106 1s Orbital

107 2p und 2s Orbital

108 weitere Orbitale

109 Zusammenfassung Orbitale s-orbitale sind kugelförmig die 3 p-orbitale sind energetisch gleich (entartet) die 5 d-orbitale sind ebenfalls entartet Um ein Elektron eindeutig zu beschreiben ist zusätzlich die Spinmagnetquantenzahl notwendig. Kann nur 2 Werte annehmen

110 Pauli-Prinzip Elektronen in einem Atom dürfen nicht in allen 4 Quantezahlen übereinstimmen.

111 Orbitalbesetzung & Hund-Regel Für die ersten 18 Elemente: werden folgende Orbitale zuerst besetzt: ansteigendes n. Innerhalb einer Schale steigendes l. Hund-Regel: maximale Multiplizität bei entarteten Orbitalen, d.h. zuerst alle Elektronen mit der selben Spinquantenzahl. Anzahl ungepaarte Elektronen bestimmen Magnetismus. Paramagnetische Substanzen: ungepaarte Elektronen liegen vor. Wird in Magnetfeld hineingezogen. Diamagnetische Substanzen: ungepaarte Elektronen liegen nicht vor. Wird von Magnetfeld abgestossen.

112 Allgemeine Orbitalbesetzung Nach niedrigster Energie (Aufbauprinzip)

113 Halb- und vollbesetzte Unterschalen Halb und besonders voll besetzte Unterschalen sind besonder stabil

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