Chemische Grundgesetze. Atommassen. Chemisches Rechnen

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1 Chemische Grundgesetze Atommassen Chemisches Rechnen

2 Rolle der Mathematik Alles hat Gott nach Maß, Zahl und Gewicht geordnet. Immanuel Kant Metaphysische Anfangsgründe der Naturwissenschaft Vorwort, 1786 Ich behaupte aber, daß in jeder besonderen Naturlehre nur so viel eigentliche Wissenschaft angetroffen werden könne, als darin Mathematik anzutreffen ist so kann Chemie nichts mehr als systematische Kunst oder Experimentallehre, niemals aber eigentliche Wissenschaft werden, weil die Prinzipien derselben bloß empirisch (und) der Anwendung der Mathematik unfähig sind. Immanuel Kant ( )

3 Rolle der Mathematik Alles hat Gott nach Maß, Zahl und Gewicht geordnet. Begründung der Stöchiometrie durch J. B. Richter ( ) mit dem Werk "Anfangsgründe der Stöchiometrie", welches zwischen 1792 und 1794 in drei Bänden erschien. Richter versuchte, mit Hilfe geometrischer, arithmetischer und triangularer Zahlenfolgen Stöchiometriegesetze zu definieren Im Nachweis geometrischer Reihen in chemischen (stöchiometrischen) Verbindungen sah Richter einen christliche Gottesbeweis, was er in seiner lateinischen Doktorarbeit als "Physicotheologiae probationes de existentia dei" bezeichnete. Jeremias Benjamin Richter ( ) Richter hatte bei Kant in Königsberg studiert

4 Chemische Grundgesetze Gesetz von der Erhaltung der Masse Bei einer chemischen Reaktion stimmt die Masse der Ausgangsstoffe mit der Masse der Produkte überein. Lomonossow 1748, Lavoisier 1789 (problematisch, da es keine Klärung des Begriffs Masse gab) Früheste bekannte Formulierung aus der Antike: man muss erkennen, dass alles zusammen nicht vermindert noch mehr wird, denn unmöglich kann (etwas) mehr als alles sein, sondern stets alles gleich (an Menge). Anaxagoras 5. Jh. v.chr. (DK B5)

5 Chemische Grundgesetze Gesetz der konstanten Proportionen Chemische Elemente vereinigen sich in einem konstanten Massenverhältnis. 1 g Kohlenstoff verbindet sich mit 1,333 g (nicht 1,5 g oder 2,3 g) Sauerstoff zu Kohlenstoffmonoxid. (heutiges Wissen: 0,0833 mol C reagieren mit 0,0833 mol {O} oder Kohlenstoffatome reagieren mit Sauerstoffatomen) Joseph Louis Proust

6 Chemische Grundgesetze Gesetz der multiplen Proportionen Bilden zwei Elemente mehrere Verbindungen miteinander, dann stehen die Massen desselben Elementes zueinander im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen. 1g Kohlenstoff verbindet sich immer mit 1x1,333g Sauerstoff zu Kohlenstoffmonoxid. 1g Kohlenstoff verbindet sich immer mit 2x1,333g Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid. John Dalton

7 Relative Atommasse Ursprünglich wurden experimentell bestimmte Massen auf Wasserstoff oder Sauerstoff bezogen. Absolute Massen können erst in jüngster Zeit ermittelt werden. Seit 1961 Bezug der absoluten Massen auf die atomare Masseneinheit : 1/ C entsprechen 1, kg Bezugsgröße, deshalb relative Atommassen! tabelliert vor. Diese liegt

8 Relative Atommasse BEISPIEL: Relative Masse von Sauerstoff Absolute Masse des Elementes Sauerstoff: 2, kg Bezug auf atomare Masseneinheit: 2, , kg kg 15,

9 Relative Molekülmasse und relative Formelmasse Diese ist die Summe der relativen Atommassen aller im Molekül enthaltenen Atome. Beispiel: C 2 H 5 OH Bei Ionenverbindungen addiert man ebenfalls die relativen Atommassen der enthaltenen Atome, aber nur in der kleinsten Kombination. Beispiel: NaCl oder Na 3 PO

10 Stoffmenge und molare Masse Ethanol hat die relative Molekülmasse von g Ethanol sind genau 1 Mol Ethanol. 46 g Ethanol enthalten Moleküle. Die Stoffmenge 1 Mol entspricht der relativen Molekül- (Formel)masse in g. Die molare Masse ist also die Masse eines Mols in g

11 Stoffmenge und molare Masse In der Laborpraxis ist die Berechnung von Stoffmengen bedeutsam. Dazu benötigt man die experimentell zu bestimmende Masse m (g) und die tabellierte molare Masse M (g/mol). Die Stoffmenge n (mol) ist der folgende Quotient: n = m/m

12 Berechnung der Stoffmenge bei Gasen Definition des molaren Volumen bei (idealen) Gasen: V m = V/n V Volumen (l) n Stoffmenge (mol) V m molares Volumen (l/mol) V m = 22,4 l/mol

13 Chemische Grundgesetze Gesetz der konstanten Proportionen Chemische Elemente vereinigen sich in einem konstanten Massenverhältnis. 1 g Kohlenstoff reagiert sich mit 1,333 g Sauerstoff zu Kohlenstoffmonoxid.. 0,0833 mol C reagieren mit 0,0833 mol {O} oder Kohlenstoffatome reagieren mit Sauerstoffatomen. Wie viel Kohlenstoffmonoxid entsteht?

14 Chemisches Rechnen 0,0833 mol C reagieren mit 0,0833 mol {O} zu 0,0833 mol CO. oder Kohlenstoffatome reagieren mit Sauerstoffatomen zu Molekülen Kohlenstoffmonoxid. (Grundlage für das Aufstellen von chemischen Gleichungen!) Es bilden sich 1,87 l CO oder 2,33 g CO

15 Problem - die chemische Gleichung richtig formulieren! Ausgangsstoffe: Reaktanden [Edukte (educere = herausführen, abscheiden) eigentlich falsch, aber im Gebrauch] Endstoffe: Produkte Nichts darf verloren gehen, nichts dazukommen!

16 Die chemische Gleichung Na 2 SO 4 + BaCl 2 BaSO 4 + 2NaCl Wie viel g Bariumsulfat entstehen, wenn man 28, 4 g Natriumsulfat mit Bariumchlorid (stöchiometrisch oder im Überschuss) reagieren lässt? 1 mol Natriumsulfat entspricht 142 g. 1 mol Bariumsulfat entspricht 233 g. Anwendung des Gesetzes der konstanten Proportionen: 142 : ,4 : 28,4g 233g x 142g x 46,6g Also können 46,6 g Bariumsulfat entstehen. Das ist aber nur ein theoretischer Wert, da keine Reaktion wirklich vollständig abläuft

17 Massenanteil - Volumenanteil Der Massenanteil ist der Quotient aus der Masse der Komponente und der Gesamtmasse. w( x) m( x) m ges. Der Volumenanteil ist der Quotient aus dem Volumen der Komponente und dem Gesamtvolumen. V ( x) ( x) V ges. Anteile werden in Prozent, Promille oder Parts Per Million angegeben

18 Konzentrationen Die Massenkonzentration ist der Quotient aus der Masse der Komponente und dem Volumen der Lösung. m V Die Dichte bezieht sich häufig, aber nicht immer auf einen Reinstoff (Dichte von Eisen, aber Dichte verschiedener Schwefelsäurelösungen)

19 Konzentrationen Die Stoffmengenkonzentration ist der Quotient aus der Stoffmenge der Komponente und dem Volumen der Lösung. (Molarität) c( x) n( x) V Lösung

20 Andere Konzentrationsangaben Äquivalentkonzentration = Normalität Achtung! Kontrollieren Sie immer genau, um welche Angabe es sich handelt Angabe von g in 100 oder 1000g Lösungsmittel oder Angabe von g in 100 oder 1000g Lösung oder von g in 100 oder 1000 ml Lösung oder von mol in 100 oder 1000 ml Lösung

21 Präfixe für Maßeinheiten Symbol Name Ursprung Wert Angabe als Zehnerpotenz T Tera téras = Ungeheuer G Giga gígas = Riese M Mega méga = groß k Kilo chílioi = tausend h Hekto hekatón = hundert da Deka déka = zehn

22 Präfixe für Maßeinheiten Symbol Name Ursprung Wert Angabe als Zehnerpotenz d Dezi decimus = zehnter 0, c Zenti centesimus = hundertster m Milli millesimus = tausendster , μ Mikro mikrós = klein 0, n Nano nano = Zwerg 0, p Piko piccolo = klein 0,

Die bei chemischen Reaktionen auftretenden Energieumsätze werden nicht durch stöchiometrische Gesetze erfasst. Sie sind Gegenstand der Thermodynamik.

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