Chemische Grundgesetze

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1 Björn Schulz Berlin, p.1 Cheische Grundgesetze Gesetz von der Erhaltung der Masse (Lavoisier 1785) Abbrennen einer Kerze Massenverlust geschlossenes Syste Eisennagel rostet Massenzunahe konstante Masse Bei allen cheischen Vorgängen bleibt die Gesatasse der an der Reaktion beteiligten Stoffe konstant Da das Gesetz nicht streng gilt, uss dieses erweitert werden: In Bezug auf die Einsteinsche Gleichung gilt das Gesetz der Erhaltung der Massen. Beispiel: Einsteinsche Gleichung: E = c it E = 900 kj c Js 11 = = 10 kg 1 J = 1 N = 1 kg s Das geschlossene Syste der Edukte einschließlich des entsprechenden Energieinhaltes hat den gleichen Quotient aus Energie / Masse, wie das der Produkte einschließlich des entsprechenden Energieinhaltes. Der Quotient stellt die Lichtgeschwindigkeit c dar. E E Es gilt: c = = const. = E = c c Folglich können sehr kleine Massenänderungen große Energieänderungen herbeiführen, aus wenig Masse viel Energie entstehen. Masse und Energie verhalten sich proportional zueinander. s Versuch: Verbrennung einer Kerze unter NaOH Verbrennt an eine Kerze unter NaOH (Plätzchen), dann beerkt an kau eine Änderung des Gewichtes der Kerze (siehe Abb.) Erklärung: Die bei der Verbrennung entstehenden Produkte werden z.t. aufgefangen. Das Wachs wird oxidiert zu Wasser und Kohlendioxid. NaOH + CO Na CO 3 + H O Na CO 3 + H O + CO NaHCO 3 NaOH

2 Björn Schulz Berlin, p. Stöchioetrische Gesetze: Gesetz der konstanten Proportionen (Proust, 1799) Zersetzung von Wasser Wasser + Energie Sauerstoff + Wasserstoff Massenverhältnis: 7,963 : 1 Das Massenverhältnis zweier sich zu einer Verbindung vereinigenden Eleente ist konstant. Gesetz der ultiplen Proportionen (Dalton 1803) Zwei Eleente bilden ehrere Verbindungen: Sauerstoff : Stickstoff 0,571 : 1 = 1 0,571 1,141 : 1 = 0,571 1,713 : 1 = 3 0,571,84 : 1 = 4 0,571,855 : 1 = 5 0,571 Wasserzersetzung nach Hoffann Die Massenverhältnisse zweier sich zu verschiedenen cheischen Verbindungen vereinigenden Eleente stehen i Verhältnis ganzer Zahlen zueinander. Wasserzersetzung: Massenverhältnis: H : O 1 : 7,936 Voluenverhältnis: H : O : 1

3 Björn Schulz Berlin, p.3 Daltonsche Atotheorie: Cheische Eleente sind aus kleinsten, cheisch nicht weiter zerlegbaren Teilchen, den sog. Atoen aufgebaut. Alle Atoe eines Eleentes haben die gleiche Masse: a A + b B A a B b A + B AB Relative Atoasse: Sauerstoff + Wasserstoff 7,936 : 1 HO 7,936 : 1 H O 15,8 : 1 HO 3,97 : 1 Relative Atoassen: Zahlenverhältnisse der Atoe in den Verbindungen. Cheisches Voluengesetz (Gay Lussac,1808) Synthese: Wasser: Chlorwasserstoff: Aoniak: Vol. Wasserstoff +1 Vol. Sauerstoff Vol. Wasser 1 Vol. Chlor + 1 Vol. Wasserstoff Vol Chlorwasserstoff 1 Vol. Stickstoff + 3 Vol. Wasserstoff Vol. Aoniak Das Voluenverhältnis gasföriger, an einer cheischen Reaktion beteiligter Stoffe lässt sich bei gegebener Teperatur und gegebene Druck durch einfache ganze Zahlen wiedergeben. 1 Vol. 1 Vol Vol + Wasserstoff Chlor Chlorwasserstoff Vol. 1 Vol. Vol. + Wasserstoff Sauerstoff Wasser 3 Vol. 1 Vol Vol. + Wasserstoff Stickstoff Aoniak

4 Björn Schulz Berlin, p.4 Avogadrosches Gesetz (1811): Gleiche Voluina idealer Gase enthalten bei gleiche Druck und gleicher Teperatur gleich viele Moleküle Reaktionsgleichungen: Bezugsgröße der Atoassen: H + Cl HCl H + O H O 3 H + N NH 3 H O H : 0 1 : 7,936 Dalton hat die Bezugsgröße für die relative Atoasse it Wasserstoff H = 1 definiert, d.h. Sauerstoff O hat die relative Atoasse von O = 7,936 = 15,87. Seit 1961 gibt die IUPAC (International Union of Pure and Applied Cheistry) als relative Bezugsgröße das Kohlenstoffnuklid 1 C = 1 vor. Dieses Kohlenstoffnuklid kot zu 98,9% i natürlichen Kohlenstoff vor. H : 1,008 O : 15,999 N : 14,007 C : 1, ,1 % = 0,011 andere Isotope Molare Masse und Konzentration: relative Atoasse A r (diensionslos) relative Molekülasse M r (diensionslos) e.g. H O: M r = 1, ,999 = 18,015 Die den Ato- bzw. Molekülassen entsprechenden Graengen enthalten die gleiche Anzahl von Atoen bzw. Molekülen. 1 ol einer Substanz enthält ebenso viele Teilchen wie in 1 g des Kohlenstoffnuklids 1 C enthalten sind. Mol in [ol] n = Anzahl der Mole olare Masse: Konzentration: M = n c = n V = Masse in n = Menge in [ g] g Einheit : [ ol] ol ol V = Voluen Einheit : l e.g. olare Konzentration in 1 l Wasser: 55,55 ol ol c ol = = 55, 55 1l l

5 Björn Schulz Berlin, p.5 Bestiungen von Ato- und Molekülassen: relative Ato- und Molekülassen Noralbedingungen (0 C, 1,013 bar) 1 ol eines idealen Gases entspricht,4138 l relative Molekülasse Einfluss von Teperatur und Druck führen zur Zustandsgleichung idealer Gase. Gas h Stand gleich bei Vakuu Austausch des Gases führt zu gleiche Druck. Grund: schwere Moleküle it gleicher kinetischen Energie (es liegt eine braunsche Bielbewegung vor) werden langsaer und üben einen gleichen Druck aus: E kin = 1 v Hg hier gilt: p = h ρ, Druck = Höhe Dichte Einheit: Torr ( Hg Säule) g Dichte: ρ Hg = 13,595 3 c p = F A Einfluss der Teperatur: T steigt an V = const. p Grund: erhöhte braunsche Bielbewegung T steigt an p = const. V Heißt: p ~ T V ~ T ( T in K t in C ) pv = kt it k = nr it R, universelle Gaskonstante, R = 8,31441 J K -1 ol -1 Allgeeine Zustandsgleichung idealer Gase: p V = n R T Teilgesetze 1. Boyle Mariotte (historisch) p V = a (a = nrt) n, T = const.. Gay Lussac nr p = b T ( b = ) V n, p = const. 3. Avogadro pv n = RT

6 Björn Schulz Berlin, p.6 Absolute Ato und Molekülassen: M A,M = it: N A = olare Teilchenzahl N A = 6,0 103 ol 1 N A e.g. 18,015 g ol H O = =, g 6, ol Atoare Masseneinheit u: 1 u = 1 1 der Masse von 1 C 1 g = 6, u Stoff absolute Masse A,M relative Masse A r, M r olare Masse M H 1,008 u 1,008 1,008 g ol 1 H O 18,015 u 18,015 18,015 g ol 1