Grundlagen der Allgemeinen und Anorganischen Chemie. Atome

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1 Grundlagen der Allgemeinen und Anorganischen Chemie Atome Elemente Chemische Reaktionen Energie Verbindungen 361

2 4. Chemische Reaktionen 4.1. Allgemeine Grundlagen (Wiederholung) 4.2. Energieumsätze chemischer Reaktionen (Grundbegriffe der Thermodynamik) 4.3. Chemisches Gleichgewicht 4.4. Anwendungen 5. Die chemische Bindung 5.1. Ionenbindung 5.2. Atombindung 5.3. Metallbindung 5.4. VSEPR- Theorie 5.5. Zwischenmolekulare Wechselwirkungen 6. Erscheinungsformen der Materie 362

3 Erscheinungsformen der Materie Aggregatzustände von Wasser gasförmig flüssig fest wasserdampf.jpg Bild:

4 Aggregatzustände und Zustandsänderungen sublimieren T Sub schmelzen T F verdampfen T S fest (solidus) volumenbeständig formbeständig flüssig (liquidus) volumenbeständig nicht formbeständig gasförmig (gasum) nicht volumenbeständig nicht formbeständig erstarren T E kristallisieren kondensieren T K kondensieren T K 364

5 Beispiel I: Sublimation von Iod Kondensation (Resublimation) von Iod Copyright: T. Seilnacht 365

6 Beispiel II: Sublimation von CO 2 Trockeneis O C O C linear Trockeneis in Wasser

7 Zustandsgröße Temperatur C I I I I I I I I I I I = Grad Celsius I I I I I I I I I I I I K = Kelvin 367

8 Temperaturskalen Grad Celsius C weltweit, SI-Einheit , Grad Kelvin K weltweit , Grad Fahrenheit F USA T(K) = T( C) + 273,15 T( F) = T( C) 1,

9 Zustandsgröße Druck Was ist Druck? Kraft Druck = Kraft (N) Fläche (m 2 ) [Druck] = N m 2 = Pa (Pascal) Fläche 1 atm = 1,013 bar = 760 Torr = 1, Pa p p Kraft Fläche 369

10 Änderung des Ordnungszustandes bei Phasenübergängen gasförmig flüssig fest Ordnungszustand kinetische Energie 370

11 Änderung der inneren Energie bei Phasenübergängen innere Energie endotherme Vorgänge Schmelzen Verdampfung Kondensation Kristallisation exotherme Vorgänge fest flüssig gasförmig Temperatur / C an Phasenübergängen sprunghafte Energieänderung endotherm: Energiezuführung exotherm: Energieabgabe 371

12 Phasendiagramme 1 Komponente z.b. H 2 O gasförmig flüssig fest 2 Komponenten Zusätzliche Freiheit: Zusammensetzung gasförmig flüssig fest mischbar nicht mischbar mischbar nicht mischbar mischbar 372

13 (nicht maßstabsgerecht) Zustandsdiagramm von Wasser Tripel- Punkt kritischer Punkt 373

14 4. Chemische Reaktionen 4.1. Allgemeine Grundlagen (Wiederholung) 4.2. Energieumsätze chemischer Reaktionen (Grundbegriffe der Thermodynamik) 4.3. Chemisches Gleichgewicht 4.4. Anwendungen 5. Die chemische Bindung 5.1. Ionenbindung 5.2. Atombindung 5.3. Metallbindung 5.4. VSEPR- Theorie 5.5. Zwischenmolekulare Wechselwirkungen 6. Erscheinungsformen der Materie 6.1. Der gasförmige Zustand 374

15 Ideale Gase keine Anziehungskräfte zwischen den Molekülen vernachlässigbar kleines Eigenvolumen der Moleküle Zustandsgleichung idealer Gase p V = n R T p: Druck des Gases in Pa, bar V: Gasvolumen in l N: Stoffmenge in mol T: thermodynamische Temperatur in K R: universelle Gaskonstante 0, bar l K-1 mol-1 Gleiche Volumina idealer Gase enthalten bei gleicher Temperatur und gleichem Druck dieselbe Anzahl Teilchen. 6, Teilchen = 1 mol 22,4 l Standardbedingungen: p = 1,013 bar = 1atm T = 273 K = 0 C 375

16 Gase dehnen sich bei Erwärmung aus Luft Luft warmes Wasser 376

17 Einfluss der Temperatur 1. Temperatur V = const. x Temperatur K 200 K 300 K 400 K Gay-Lussacsches Gesetz 377

18 Spezialfälle des allgemeinen Gasgesetzes 1. GAY- LUSSAC sches Gesetz für p = const gilt V = const T für V = const gilt p = const T Druck V = const. Temperatur 2. BOYLE- MARIOTT sches Gesetz für T = const gilt p V = const Druck T 2 Volumen T 1 378

19 Gesetz von AVOGADRO 2 Volumeneinheiten H 2 - Moleküle 1 Volumeneinheit O 2 - Moleküle 2 Volumeneinheiten H 2 O- Dampf Gleiche Volumina idealer Gase enthalten bei gleichem Druck und gleicher Temperatur dieselbe Anzahl Teilchen. 1 mol Gas 22,4 l 379

20 Berechnung des Volumens von 1 mol H 2 V = n R T p n = 1 R = 8,314 J/MolK Bild: T = 273 K p = 1, Pa V = 22,4 l 380

21 Rechnen mit Gasvolumina!? Liter? Liter 1000 g O H H Wasser H 2 + 1/2 O 2 H 2 O Molare Atommassen 2 x 1,0079 g/mol + 15,9994 g/mol 18,015 g/mol X 1000g 18,015gmol -1 = 55,51 mol Mol 55,51 mol H ,76 mol O 2 55,51 mol H 2 O X 22,4 l Volumen (Liter) 1243 l H l O 2 55,51 mol H 2 O 381

22 Reale Gase V = n R T p gilt nur für große Molekülabstände geringer Druck, großes Volumen Ideales Gas: V = 0, T = 0 Ideales Gas reales Gas 382

Spezialfälle. BOYLE-MARIOTT`sches Gesetz p V = n R T bei T, n = konstant: p V = const. GAY-LUSSAC`sches Gesetz. bei V, n = konstant: p = const.

Spezialfälle. BOYLE-MARIOTT`sches Gesetz p V = n R T bei T, n = konstant: p V = const. GAY-LUSSAC`sches Gesetz. bei V, n = konstant: p = const. Spezialfälle BOYLE-MARIOTT`sches Gesetz p V = n R T bei T, n = konstant: p V = const. GAY-LUSSAC`sches Gesetz p V = n R T bei V, n = konstant: p = const. T Druck Druck V = const. Volumen T 2 T 1 Temperatur

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