Vorlesung Allgemeine und Anorganische Chemie

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1 Vorlesung Allgemeine und Anorganische Chemie Allgemeines Die Vorlesung vermittelt die Grundlagen der Allgemeinen und Anorganischen Chemie, spezielles chemisches Vorwissen ist nicht erforderlich. Sie ergänzt sich mit den Veranstaltungen "Experimentalvorlesung für Studierende der Chemie, des Lehramts, der Biologie, der Biochemie und der Pharmazie (1. Sem., Prof. Pfitzner, Fr 11-12, H 44), der "Vorlesung Allgemeine Chemie - physikalisch-chemischer Teil - für Studierende der Chemie, des Lehramts, der Biologie und der Biochemie (Dr. Slenczka, Fr 8-10, H 36)" sowie mit der Vorlesung Allgemeine Chemie analytischer Teil (Mo Uhr, H 46). Die Vorlesung findet montags und dienstags, jeweils in der Zeit von Uhr, im Hörsaal H 46 (Physikgebäude) statt. Im Rahmen der Vorlesung werden wöchentlich Übungsaufgaben gestellt, die zu Hause bearbeitet werden sollen und deren Lösungen jeweils in der folgenden Woche dienstags in der Vorlesung kurz behandelt werden. Musterlösungen werden auf meiner Homepage verfügbar gemacht. Für die Studierenden der Biologie und des Lehramts bietet die Fakultät für Biologie aus Ihren Studiengebühren finanzierte Tutorien an, in denen die Übungsaufgaben eingehend besprochen werden. Der regelmäßige Besuch ist nach den Erfahrungen aus den vorangehenden Jahren dringend anzuraten. Die Tutorien finden in sechs verschiedenen Gruppen (Einteilung alphabetisch) mittwochs ab Uhr (drei Gruppen) bzw. donnerstags ab Uhr (drei Gruppen) statt. Die Vorlesung zählt mit 5 Credit Points nach dem ECT System. Zum Erwerb ist das Bestehen der Abschlussklausur (mind. 50 von 100 Punkten) erforderlich. Die erste Klausur findet am Samstag, dem , im Audimax statt. Es werden zusätzlich zwei Wiederholungsklausuren noch vor Beginn des Sommersemesters 2009 angeboten; Zeitpunkt und Ort der Nachklausuren werden rechtzeitig bekannt gegeben. Studenten der Chemie und Biochemie haben nur diese drei Versuche, Studenten der Biologie haben drei weitere Versuche im folgenden WS 09/10. Für Studenten im Lehramt Chemie gibt es keine Begrenzung der Zahl der Versuche, wobei in jedem WS drei Klausuren angeboten werden.

2 Inhaltsübersicht über die Vorlesung Allgemeine und Anorganische Chemie 1. Atomlehre und das Periodensystem der Elemente 1.1 Reaktionsgleichungen und stöchiometrische Gesetze Reaktionsgleichungen, Stöchiometrie, Gesetz von der Erhaltung der Masse, Gesetze der konstanten und multiplen Proportionen, Daltonsche Atomhypothese, Definition der Stoffmenge Mol, molare Masse 1.2 Der atomare Aufbau der Materie 1.3 Elementarteilchen und Atomaufbau Elementarteilchen 1.4 Isotope und Atommassen Ordnungszahl, Massenzahl, Nuklid 1.5 Radioaktiver Zerfall und Nuklidkarte Radioaktiver Zerfall, Nuklidkarte, Isotop, Elementsymbole, Ionen, atomare Masseneinheit, Misch- und Reinelemente, künstliche Elemente 1.6 Atomspektren und das Bohrsche Atommodell Atomspektren, Bohrsche Postulate, Quantelung der Energie, Rydbergformel, Hauptquantenzahl, Ionisierungsenergie, Röntgenspektren, Moseleysches Gesetz 1.7 Das quantenmechanische Atommodell Heisenbergsche Unschärferelation, Welle-Teilchen-Dualismus, Wellenmechanisches Atommodell, Wellenfunktion, zeitunabhängige Schrödinger- Gleichung, Orbitale, Quantenzahlen, Pauli-Prinzip, Orbitalenergieschema, Bezug zum Periodensystem, Hundsche Regel 1.8 Elektronenkonfiguration und das Aufbauprinzip des Periodensystems der Elementel Döbereinersche Triaden, Meyer und Mendelejeff, Vorhersage von Elementeigenschaften, Aufbauprinzip, Gruppen des PSE und Perioden, Einteilung der Elemente, Valenzelektronenkonfigurationen, Edelgase 1.9 Periodische Eigenschaften der Elemente Periodische Eigenschaften und ihr Zusammenhang mit den Valenzelektronenkonfigurationen: Atomradien, Ionisierungsenergien, Elektronenaffinitäten

3 2 Die chemische Bindung 2.1 Die ionische Bindung Ionenbildung, Kochsalz-Struktur, Atom- und Ionenradien, Gitterenergien, Satz von Hess, Born-Haber Kreisprozess 2.2 Die kovalente Bindung Grundprinzipien der kovalenten Bindung, Valenzstrichformel (Lewis-Formel), Formalladung, Mesomerie 2.3 Die metallische Bindung Typische Eigenschaften von Metallen, Elektronengasmodell, Bändermodell, Nichtleiter, Halbleiter 2.4 Elektronegativität und Dipolmoment Elektronegativität: Definition und Skalen, Partialladungen, Dipolmoment 2.5 Die räumliche Struktur von Molekülen Elektronenpaar-Gestalt und Molekülstruktur: das VSEPR-Modell 2.6 Die MO-Theorie Atomorbitale und Molekülorbitale 2.7 Schwache Bindungskräfte Debye-Kräfte, Dispersionskräfte, Wasserstoffbrückenbindungen, Vergleich der Bindungsenergien

4 3. Reaktionen in Lösung 3.1 Lösungsvorgänge und Löslichkeitsprodukt Coulombanziehung im Vakuum/in einem Medium, Dielektrizitätskonstante, Hydratation, Gitterenergie, Solvatationsenergie, gesättigte Lösungen, homogene und heterogene Systeme, dynamisches Gleichgewicht, Löslichkeitsprodukt, Sättigungskonzentrationen, Beeinflussung der Löslichkeit, Prinzip des kleinsten Zwangs, Eigen- und Fremdionenzugabe 3.2 Das Massenwirkungsgesetz Stöchiometrische Faktoren, Gleichgewichtskonstante, Zusammenhang mit Löslichkeitsprodukt, Ammoniaksynthese 3.3 Säure-Base-Gleichgewichte Grundlagen Definitionen nach Arrhenius, Brønstedt und Lewis, Koordinative Bindung Protolysegleichgewichte Protolysereaktion, konjugierte Säure-Base-Paare, Ampholyte, Autoprotolyse, Ionenprodukt des Wassers, Definition ph-wert Säuren und Basen in wässriger Lösung Säure- und Basenkonstanten, Klassifikation starke - mittelstarke - schwache Säuren und Basen, mehrprotonige Säuren, Zusammenhang zwischen K s und K b, Trends bei der Stärke von Element-Wasserstoff-Säuren und Element-Sauerstoff- Säuren und Bezug zum Periodensystem (Bell-Regeln) ph-berechung von Säuren und Laugen Quadratische Gleichung, Näherungen für starke und schwache Säuren und Basen, Protolysegrad, Puffer Definition, Beispiele, Puffergleichung von Henderson-Hasselbalch, Pufferkapazität, ph-berechungen zur Demonstration der Wirkungsweise ph-werte von Salzlösungen Salze starker Säuren und starker Basen, schwache S. und starke B., starke S. und schwache B., beide schwach (Näherungen), Aquokationensäuren und Kondensation Abhängigkeit K s von Ionenradius und Ladung, Kondensation

5 3.4 Redoxgleichgewichte Oxidation, Reduktion und Oxidationszahlen Definition von Oxidation und Reduktion, Oxidationszahlen und Regeln zu deren Ermittlung in Verbindungen Stöchiometrische Beschreibung von Redoxreaktionen Redoxpaare, Halbreaktionen, Reduktions- und Oxidationsmittel, Schema zum Aufstellen von Redoxgleichungen, Dis- und Syn-(Kom)proportionierungen Das elektrochemische Potential Galvanisches Element, Normalwasserstoffelektrode, Standardpotentiale, elektrochemische Spannungsreihe, EMK, Potentialdiagramme, kinetische Hemmung, Katalysatoren, Abgaskatalysator Konzentrationsabhängigkeit von Potentialen Nernstsche Gleichung, Anwendungen für Löslichkeitsprodukte und Gleichgewichtskonstanten Elektrochemische Stromerzeugung Primär- und Sekundärbatterien, Leclancé-Element, Knopfzelle, Bleiakkumulator, Metallhydrid-Zellen, Li-Ionen-Akku, Natrium-Schwefel-Zelle 4 Strukturen anorganischer Festkörper 4.1 Koordinationspolyeder Koordinationszahlen und Koordinationspolyeder, Polyeder- und Ball-and Stick- Darstellung von Polyeder- und Kristallstrukturen 4.2 Die Strukturen von Metallen Dichteste Kugelpackungen mit Elementarzellen, kubisch und hexagonal dichteste Packung, kubisch innenzentrierte und kubisch primitive Packung 4.3 Die wichtigsten Salzstrukturen Kochsalz-, Zinkblende- und Cäsiumchlorid-Struktur, Quarz-, Flußspat- und Rutil- Struktur,, Metallstrukturen, Packungslücken, Besetzbarkeit von Lücken in Ionenpackungen, Ableitung von Strukturfamilien durch Lückenbesetzung in dichten Packungen