Vorkurs Allgemeine Chemie für Ingenieure und Biologen 19. Oktober 2016 Dr. Helmut Sitzmann, Apl.-Professor für Anorganische Chemie.

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1 Vorkurs Allgemeine Chemie für Ingenieure und Biologen 19. Oktober 2016 Dr. Helmut Sitzmann, Apl.-Professor für Anorganische Chemie Vorkurs-3

2 CHEMISCHE FORMELSCHREIBWEISE CHEMISCHE REAKTIONEN

3 CHEMISCHE FORMELN Chrom Cr Metall Chrom(III)chlorid CrCl 3 ionische Verbindung Chrom(VI)oxid CrO 3 Kettenmoleküle, kovalente Bindung Quarz SiO 2 Atomgitter, kovalente Bindungen Cystein, Molekül Dreimal Norbornen, mit kleinen Unterschieden Ammonium-Kation Benzolmolekül, verschiedene Schreibweisen für C 6 H 6

4 CHEMISCHE REAKTIONEN Bei chemischen Reaktionen entstehen aus den Ausgangsverbindungen (Edukte) die Reaktionsprodukte. Solche Vorgänge werden in der typischen Formelschreibweise der Chemie beschrieben. Beispiele für Reaktionsgleichungen: H 2 + Cl 2 2 HCl Cu e - Cu Bei chemischen Reaktionen bleiben alle Atome erhalten. Elektrische Ladungen bleiben ebenfalls erhalten. Bei der Formulierung einer Reaktionsgleichung muss deshalb stets darauf geachtet werden, dass links vom Reaktionspfeil die selben Atome in gleicher Anzahl stehen wie rechts. Das gleiche gilt für elektrische Ladungen: Die Summe der elektrischen Ladungen links vom Reaktionspfeil muss der Summe der Ladungen auf der rechten Seite der Reaktionsgleichung entsprechen.

5 CHEMISCHE REAKTIONEN Aluminium verbrennt mit Sauerstoff zu Aluminiumoxid Al und O 2 sind Edukte, wie lautet die Formel für Aluminiumoxid? Periodensystem: Al gibt drei Elektronen ab, O nimmt zwei auf. Aus Al 3+ und O 2- bilden wir eine neutrale Verbindung. Die Verbindung muss nach außen neutral sein, weil auch die Ausgangsverbindungen (Edukte) neutral waren. Also müssen zwei Al 3+ Ionen auf drei O 2- Ionen kommen. Al + O 2 Al 2 O 3 Problem: Links und rechts vom Pfeil stehen unterschiedliche Anzahlen von Aluminium- und Sauerstoffatomen 2 Al O 2 Al 2 O 3 besser, aber halbe Moleküle sind unschön 4 Al + 3 O 2 2 Al 2 O 3 Die Gleichung wurde mit 2 multipliziert.

6 CHEMISCHE REAKTIONEN Ethylen verbrennt mit Sauerstoff zu Kohlendioxid und Wasser C 2 H 4 + O 2 CO 2 + H 2 O Die Anzahl der Atome auf beiden Seiten des Pfeils ist unterschiedlich. Zuerst kümmern wir uns um das komplexere Molekül Ethylen, danach um den Sauerstoff. Grund: Wenn wir beim Ethylen etwas ändern, ändert sich die Zahl zweier Atomsorten, also auch die CO 2 und die H 2 O Bilanz. Um den Sauerstoff können wir uns danach kümmern, denn die O-Atome kommen nur in einem der Produkte vor. Ein Ethylenmolekül enthält zwei C-Atome und vier H-Atome. Deshalb müssen Kohlendioxid und Wasser angepasst werden: C 2 H 4 + O 2 2 CO H 2 O Jetzt stimmt die Bilanz für Kohlenstoff (zwei Atome auf beiden Seiten) und für Wasserstoff (vier Atome links und rechts). Zum Schluss schauen wir auf die Sauerstoffbilanz: Weil die Produkte sechs Sauerstoffatome enthalten, brauchen wir drei Sauerstoffmoleküle bei den Edukten: C 2 H O 2 2 CO H 2 O

7 REDOXREAKTIONEN 2 SO 2 + O 2 2 SO 3 Redoxreaktion V 2 O 5 + SO 2 V 2 O 4 + SO 3 Oxidation von Schwefeldioxid 2 V 2 O 4 + O 2 2 V 2 O 5 Katalysator Regeneration 2 Na + Cl 2 2 NaCl Oxidationsstufen Elemente haben immer die Oxidationsstufe Null. Die Summe der Oxidationsstufen links und rechts vom Pfeil ist gleich I -I 2 Na + Cl 2 2 NaCl Eine Lösung von Kaliumpermanganat +I +VII II +I +I +II +I -II KMnO e H + K + + Mn H 2 O Mangan wird reduziert (+VII +II) Bei einatomigen Ionen ist die Ladung gleich der Oxidationsstufe. Bei mehratomigen Ionen ist die Summe der Oxidationsstufen gleich der Gesamtladung des Ions.

8 REDOXREAKTIONEN Eine Reduktion ist immer an eine Oxidation gekoppelt und umgekehrt. Elektronen weisen eine extreme Ladungsdichte auf und existieren deshalb in Lösungen oder in Feststoffen nicht in freier Form. Sie können nur vom Reduktionsmittel auf das Oxidationsmittel übertragen werden. Fe 2+ Fe 3+ + e - C 2 O CO e- Oxidation Oxidation Bei der Formulierung von Redoxgleichungen muss zuerst die Elektronenbilanz stimmen. Wenn Eisen(II) als Reduktionsmittel mit dem Oxidationsmittel Kaliumpermanganat umgesetzt werden soll, braucht man fünf Fe(II) Ionen, um ein Permanganat-Ion zu reduzieren. (Fe(II) gibt ein Elektron ab, Permanganat nimmt aber fünf Elektronen auf). KMnO e H + K + + Mn H 2 O wird also kombiniert mit 5 Fe 2+ 5 Fe e - zur Gesamtgleichung KMnO Fe H + K + + Mn Fe H 2 O Kontrolle: Alle Atome der Eduktseite müssen auf der Produktseite wieder auftauchen. Die Gesamtladung muss links und rechts vom Reaktionspfeil gleich sein.

9 REDOXREAKTIONEN Beim Oxalat-Anion berücksichtigen wir, dass dieses zwei Elektronen abgibt: C 2 O CO e- Oxidation Wir brauchen hier das kleinste gemeinsame Vielfache von Zwei und Fünf. Also kombinieren wir wie folgt: 2 KMnO e H + 2 K Mn H 2 O 5 C 2 O CO e- Weil jetzt schon gesichert ist, dass das Reduktionsmittel Oxalat genau so viele Elektronen abgibt wie das Oxidationsmittel aufnimmt, brauchen wir die Elektronen nicht mehr hinzuschreiben. (Wir hätten links 10 e - und rechts auch). Die Gesamtgleichung lautet also: 2 KMnO C 2 O H + 2 K Mn CO H 2 O Bitte überzeugen Sie sich davon, dass links und rechts vom Reaktionspfeil die gleiche Anzahl aller Atomsorten zu finden ist und dass die Gesamtladung rechts und links übereinstimmt.

10 REDOXREAKTIONEN Zur Ermittlung der Oxidationsstufen beim Oxalat und beim Kohlendioxid zerlegen wir diese Verbindungen in Ionen, obwohl wir dabei kovalente Bindungen spalten. Sauerstoff ist das elektronegativere Element und nimmt zwei Elektronen auf. Im Kohlendioxid ergibt sich deshalb II für O und +IV für C. Im Oxalat tragen die vier O-Atome acht negative Ladungen. Die beiden C-Atome brauchen aber nur sechs positive Ladungen aufzubringen, denn damit stimmt die Gesamtladung: 4 O C 3+ C 2 O 4 2-

11 SÄUREN UND BASEN Säuren und Basen sind uns aus dem Haushalt bekannt. Saure Lebensmittel: Essig, Obstsäfte, Colagetränke Basische Chemikalien im Haushalt: Waschmittel, Seife, Granulat zur Reinigung verstopfter Abflüsse

12 SÄURE/BASE REAKTIONEN H 2 O + HCl H 3 O + + Cl - HCl (g) + NH 3(g) NH 4+ Cl - Al 4 C H 2 O 4 Al(OH) CH 4 Genau wie Elektronen kommen Protonen in Lösungen oder im Feststoff niemals in freier Form vor. Sie besitzen ebenfalls eine extrem hohe Ladungsdichte und lagern sich stets an Elektronenpaare an. Protonen bevorzugen möglichst kompakte Elektronenpaare, die sich z. B. als nicht bindende Elektronenpaare an N- oder O-Atomen finden. Das Carbid-Anion C 4- im Al 4 C 3 ist ebenfalls eine sehr starke Base und kann Wasser leicht deprotonieren Reaktion von Ammoniak mit Chlorwasserstoff

13 CHEMISCHE REAKTIONEN Viele Farbstoffe sind selbst Säuren oder Basen. Die Abbildung zeigt Reagenzgläser mit verdünntem Rotkrautsaft nach Zusatz von Säuren oder Basen. Die Farbe zeigt die Konzentration der Säure oder Base an. c(h + ) ph Konzentrationsangabe in mol/l

14 N H 2 2 NH 3 Atommassen von Stickstoff: 14 und Wasserstoff: 1 Molekülmassen von N 2 : 28, H 2 : 2, NH 3 : g Stickstoff und 6 g Wasserstoff ergeben 34 g Ammoniak RECHNEN MIT STOFFMENGEN

15 Beschreiben Sie in einem möglichst kurzen Satz die Bedeutung der SI-Einheit der Stoffmenge. Rechnen Sie in Mol um: 25 g Kohlendioxid, CO 2 ; 11 Liter Wasserstoff (T = 25 C, p = Pa). Rechnen Sie in Gramm um: 2.5 mol Lithium, Li; 2.5 mol Glycerintristearat, C 57 H 110 O 6 (ein typischer Vertreter der Speisefette). Rechnen Sie in Gasvolumen um: 1 kg Wasserdampf bei 160 C, p = Pa. Erklären Sie den Unterschied zwischen der Molarität und der Molalität einer Lösung und berechnen Sie den Molenbruch einer Lösung, die g/l Schwefelsäure enthält (der Rest ist Wasser, die Dichte beträgt g/cm 3 ).

16 Die SI-Basiseinheit Mol bemisst die Stoffmenge nach der Teilchenzahl. Die Zahl der Teilchen in einem Mol Substanz ist definiert als die Anzahl der Atome in genau 12 g des Kohlenstoffisotops 12 C. Ein Mol entspricht demnach Teilchen, das sind etwa Quadrillionen Atome, Moleküle, Ionen oder Elementarteilchen. Diese Zahl wird auch Avogadro-Konstante N A genannt. Für reine Stoffe kann die Stoffmenge 1 mol leicht ermittelt werden, indem man die relativen Atommassen der atomaren Bestandteile addiert und den so erhaltenen Zahlenwert mit dem Faktor 1 g/mol -1 multipliziert. Die relativen Atommassen sind im Periodensystem angegeben, Beispiele folgen. 25 g Kohlendioxid: Formel CO 2 ; relative Molekülmasse = atomare Masseneinheiten (unified atomic mass units, Abkürzung u). Dieser Zahlenwert entspricht genau der Masse von einem Mol Kohlendioxid in Gramm: 1 mol CO 2 entspricht g CO g CO 2 entsprechen 25 g : g/mol = mol Kohlendioxid. 11 Liter Wasserstoff: n = (p V)/(R T) = ( )/( ) = 0.45 mol. Dabei wird der Druck in Pascal (N/m 2 ), das Volumen in Kubikmeter, die Gaskonstante in J/(mol K) und die Temperatur in Kelvin angegeben. 2.5 mol Lithium: 2.5 mol 6.94 g/mol = g Lithium 2.5 mol Glycerintristearat: = (g/mol); 2.5 mol g/mol = g Glycerintristearat 1 kg Wasserdampf: M(H 2 O) = = g/mol 1000 g : g/mol = mol V = nrt/p = / = m 3 Molarität: Stoffmengenkonzentration einer gelösten Substanz in Mol pro Liter Lösung. Molalität: Stoffmengenkonzentration einer gelösten Substanz in Mol pro

17 Molarität: Stoffmengenkonzentration einer gelösten Substanz in Mol pro Liter Lösung. Molalität: Stoffmengenkonzentration einer gelösten Substanz in Mol pro Kilogramm Lösungsmittel. Vorteil der Angabe in mol/l: Einfaches Dosieren von Substanzen mit volumetrischen Geräten. Vorteile der Angabe in mol/kg: Volumenänderungen der Lösung bei Änderung der Temperatur ändert die Molarität, jedoch nicht die Molalität einer Lösung. Molenbruch: Anteil der Stoffmenge einer gelösten Substanz an der gesamten Stoffmenge in Lösung. Molenbruch von g Schwefelsäure in einem Liter Lösung: Die Dichte wurde angegeben, um die Gesamtmasse errechnen zu können es handelt sich um 1149 g Lösung. Nach Abzug der Masse der gelösten Schwefelsäure verbleiben g Wasser. Stoffmenge Wasser: g : g/mol = mol Stoffmenge Schwefelsäure: Molmasse M = = (g/mol) g : g/mol = 3.51 mol Gesamte Stoffmenge: mol mol : mol Molenbruch der Schwefelsäure: 3.51 mol : mol = Molenbruch des Wassers: mol : mol = Der Molenbruch ist eine dimensionslose Zahl, die Einheit ist Mol pro Mol

18 Eine Atommasseneinheit 1 u = 1 Da = 1, (73) kg. Es handelt sich um ein Zwölftel der Masse eines Kohlenstoffatoms. 1a) 2 g Traubenzucker werden in Wasser gelöst und so auf die Weltmeere verteilt, dass überall die gleiche Konzentration an Traubenzucker vorliegt. Wie viele Moleküle Traubenzucker findet man im statistischen Mittel in einem Liter Meerwasser? Wir nehmen an, dass Meerwasser vor dem Gedankenexperiment keinen Traubenzucker enthält und dass der gelöste Traubenzucker erst nach der Konzentrationsbestimmung biologisch abgebaut wird. Das Gesamtvolumen der Weltmeere wird auf km 3 geschätzt. Die Summenformel von Traubenzucker lautet C 6 H 12 O 6. Welche Stoffmenge an Kohlendioxid wird beim biologischen Abbau des Traubenzuckers gebildet?

19 Eine Atommasseneinheit 1 u = 1 Da = 1, (73) kg. Es handelt sich um ein Zwölftel der Masse eines Kohlenstoffatoms. 1a) 2 g Traubenzucker werden in Wasser gelöst und so auf die Weltmeere verteilt, dass überall die gleiche Konzentration an Traubenzucker vorliegt. Wie viele Moleküle Traubenzucker findet man im statistischen Mittel in einem Liter Meerwasser? Wir nehmen an, dass Meerwasser vor dem Gedankenexperiment keinen Traubenzucker enthält und dass der gelöste Traubenzucker erst nach der Konzentrationsbestimmung biologisch abgebaut wird. Das Gesamtvolumen der Weltmeere wird auf km 3 geschätzt. Die Summenformel von Traubenzucker lautet C 6 H 12 O 6. Welche Stoffmenge an Kohlendioxid wird beim biologischen Abbau des Traubenzuckers gebildet? Die Molmasse von Traubenzucker beträgt 180 g/mol km 3 = dm mmol Traubenzucker entsprechen Molekülen. Es kommen also etwa fünf Moleküle auf einen Liter Meerwasser. Die Stoffmenge an Kohlendioxid beträgt mmol = 66.6 mmol CO 2