GRUNDLAGEN DER PHYSIK UND CHEMIE

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1 KAPITEL 1: GRUNDLAGEN DER PHYSIK UND CHEMIE 1. Aggregatzustände 1.1 Festkörper 1.2 Flüssigkeiten 1.3 Gase 1.4 Phasenübergänge 2. Lösungen 2.1 Dampfdruck von Lösungen 2.2 Aerosole 3. Dissoziation und ph-wert wäßriger Lösungen 4. Dichte und spezifisches Gewicht 5. Feuer- und explosionsgefährdende Eigenschaften von Chemikalien 1

2 1. Aggregatzustände Unter dem Aggregatzustand versteht man die Zustandsform der Materie unter definierten Bedingungen. Üblicherweise bezieht sich die Angabe des Aggregatzustands auf Normalbedingungen, d.h. auf eine Temperatur von 20 C (= Normaltemperatur) und auf einen Druck von 1 Atmosphäre (= Normaldruck). Die drei klassischen Aggregatzustände (oder Phasen) sind fest, flüssig und gasförmig. 1.1 Festkörper Beim festen Zustand sind die Teilchen, aus denen ein chemischer Stoff zusammengesetzt ist, an fixe Plätze gebunden. Festkörper haben eine bestimmte Gestalt, die unabhängig von der Umgebung ist, sie besitzen ein definiertes Volumen und eine feste Form. Wird der Festkörper erhitzt, so kann er in die flüssige Form umgewandelt werden. Die Temperatur, bei der die Umwandlung von fest in flüssig erfolgt, ist der Schmelzpunkt (Reinstoffe haben einen genau definierten Schmelzpunkt, während Stoffmischungen - auch Reinstoffe mit Verunreinigungen - oftmals innerhalb eines Temperaturintervalls schmelzen - Schmelzbereich). Umgekehrt tritt beim Abkühlen eines flüssigen Stoffes Erstarrung ein man spricht von Gefrierpunkt. 2

3 Dampfdruck eines Festkörpers Bei Festkörpern findet normalerweise keine nennenswerte Verdunstung statt. In manchen festen Verbindungen sind jedoch die zusammenhaltenden Kräfte so schwach, daß eine große Zahl der Moleküle direkt aus der festen Phase heraus verdampfen kann. Festkörper dieser Art schmelzen nicht zu Flüssigkeiten, sondern gehen beim Erwärmen sofort in den gasförmigen Zustand über. Man sagt, die Verbindung sublimiert (zb Kampfer). 1.2 Flüssigkeiten Bei Flüssigkeiten sind die Kräfte zwischen den Molekülen geringer als bei Feststoffen. Daher sind die Moleküle auch gegeneinander verschiebbar. Sie bilden kein Gitter. Die Moleküle nehmen den (unter dem Einfluß der Schwerkraft) für sie günstigsten Platz ein. Flüssigkeiten haben keine bestimmte Gestalt, sondern passen sich ihrer Umgebung in der Form an. Das Volumen bleibt aber immer dasselbe. 2 Größen, die eine Flüssigkeit kennzeichnen, sind die Oberflächenspannung und die Viskosität: Je nachdem, ob sich ein Molekül an der Oberfläche oder im Inneren der Flüssigkeit befindet, ist die Kraftwirkung unterschiedlich groß. Im Inneren der Flüssigkeit ist jedes Molekül wieder von anderen umgeben, somit heben sich die Kräfte gegenseitig auf. Ein Teilchen an der Oberfläche einer Flüssigkeit besitzt eine ins Flüssigkeitsinnere gerichtete Kraft, da die Kompensation der Kräfte fehlt. Die Ursache dafür, daß die Flüssigkeit bestrebt ist, eine möglichst geringe Oberfläche zu bilden, ist die Oberflächenspannung. Bewegt sich eine Flüssigkeit, wirkt der Strömung ein Widerstand entgegen, der durch die Reibung der Flüssigkeitsmoleküle verursacht wird. Diese Bremswirkung bezeichnet man als innere Reibung oder Viskosität. 3

4 Dampfdruck einer Flüssigkeit Die Teilchen einer Flüssigkeit sind ständig in Bewegung, allerdings mit unterschiedlich hoher Geschwindigkeit. Teilchen, die besonders energiereich sind, können bereits unterhalb des Siedepunktes die Flüssigkeit verlassen. Die Flüssigkeit verdunstet. In einem geschlossenen Gefäß stellt sich mit der Zeit ein Gleichgewicht zwischen der flüssigen und der gasförmigen Phase ein, d.h. es treten pro Zeiteinheit genau so viele Teilchen aus der Flüssigkeitsoberfläche in die Gasphase ein wie sie von der Gasphase in die Flüssigkeit eintreten. Der Druck, der dann über der Flüssigkeit herrscht, ist der Sättigungsdampfdruck. Ist der Behälter nicht verschlossen, kann keine Sättigung eintreten, da der Dampf entweicht. Die Flüssigkeit kann bei längerem Stehenlassen völlig verdunsten. Je höher die Temperatur ist, umso mehr Teilchen haben die Energie, die Flüssigkeit zu verlassen und in den Gasraum auszutreten. Bei fortwährender Temperaturerhöhung einer Flüssigkeit steigt die Energie der Moleküle weiter an, immer mehr Moleküle verlassen den Molekülverband der flüssigen Phase. Sobald der Dampfdruck der Flüssigkeit mindestens gleich dem auf der Flüssigkeit lastenden Atmosphärendruck ist, siedet die Flüssigkeit; es steigen Dampfblasen auf. Die Temperatur, bei der die Umwandlung der flüssigen in die dampfförmige Phase eintritt, heißt Siedetemperatur. Beim umgekehrten Prozeß, der Abkühlung aus der Dampfphase in den flüssigen Zustand spricht man von Kondensationspunkt oder Taupunkt. 4

5 Der Siedepunkt einer Flüssigkeit ist also abhängig vom äußeren Druck. Wasser siedet bei Normaldruck bei 100 C, bei erhöhtem Druck bei höherer Temperatur, bei niedrigerem Druck bei niederer Temperatur. 1.3 Gase Gase haben keine bestimmte Gestalt und auch kein bestimmtes Volumen. Sie lassen sich zusammendrücken (komprimieren) oder sie dehnen sich aus (expandieren). Um Gase zu beschreiben, verwendet man der Einfachheit halber häufig das Modell des idealen Gases. Dieses Modell vereinfacht das Geschehen im Gasraum erheblich, gibt aber trotzdem über wichtige Zusammenhänge Aufschluß. Einige der Gesetzmäßigkeiten für das ideale Gas sind: Das Verhalten der Gasmoleküle wird von 3 Größen bestimmt: dem Druck, der Temperatur und dem Volumen. Die Gasmoleküle bewegen sich frei im Raum und befinden sich in ständiger, sehr schneller Bewegung. Dabei ist es unerheblich, ob es sich um ein Gas aus nur einer Molekülart handelt oder um eine Mischung verschiedener Gasmoleküle. Gase sind in jedem Verhältnis miteinander mischbar. Gase streben danach, jeden Raum vollständig und gleichmäßig auszufüllen. Gase stoßen an die sie begrenzenden Wände und erzeugen so einen bestimmten Druck. Je weniger Moleküle sich in einem Gefäß mit einem bestimmten Volumen und bei einer bestimmten, konstanten Temperatur befinden, umso geringer ist der Druck des Gases. 1.4 Phasenübergänge 5

6 Durch Veränderung der Temperatur und des Drucks gelingt es, die drei Zustandsformen - fest, flüssig und gasförmig - ineinander überzuführen. Jeder dieser Phasenübergänge tritt bei einer für den Stoff spezifischen Temperatur ein, wenn der Druck konstant gehalten wird. 6

7 2. Lösungen Lösungen sind homogene Gemische von mindestens zwei verschiedenen Stoffen, wobei der Aggregatzustand der beteiligten Molekülarten belanglos ist (Mischphase). Der Lösungsvorgang ist die gleichmäßige Verteilung von Stoffen in einem Lösungsmittel. Im Alltag versteht man unter Lösung im allgemeinen die Lösung eines festen Stoffs in einer Flüssigkeit. (zb Zuckerlösung: Lösungsmittel ist Wasser, Zucker der gelöste Stoff). Tatsächlich gibt es aber eine Vielzahl verschiedener Typen an Lösungen, von denen in diesem Kurs nur die wichtigsten erwähnt werden sollen. Lösungen Lösungen fester Stoffe in einer Flüssigkeit Lösungen von Flüssigkeiten in Flüssigkeiten (Mischungen) Lösungen von Gasen untereinander (Mischungen) Lösungen von Gasen in Flüssigkeiten Lösungen fester Stoffe ineinander Beispiel Zuckerlösung G spritzter Luft: Mischung von Sauerstoff, Stickstoff und Edelgasen Luft in Wasser Legierungen (Messing, Bronze) Die Löslichkeit eines Stoffes ist abhängig von der Temperatur und vom Lösemittel. Die Löslichkeit fester Stoffe nimmt im allgemeinen mit steigender Temperatur zu. (zb Zucker löst sich in heißem Kaffee besser als in kaltem) 7

8 Allerdings gibt es auch den umgekehrten Fall, dieser tritt häufig beim Lösen von Gasen in Flüssigkeiten auf. (zb entweicht das im Wasser gelöste Kohlendioxid bei steigender Temperatur.) Die Zusammensetzung einer Lösung wird durch die Konzentration beschrieben, das ist der Gehalt des gelösten Stoffes im Lösungsmittel. Ab einer bestimmten Konzentration kann sich kein Feststoff mehr lösen; er sinkt als Bodenkörper ab. Die Konzentration ist definiert als die Menge eines gelösten Stoffes pro Volumeneinheit. Sie wird häufig mit der Einheit Gramm pro Liter (g/l) oder Milligramm pro Liter (mg/l) angegeben. Es gibt noch andere Konzentrationsmaße, zb Volumsprozent Gewichtsprozent Massenbruch (ml gelöster Substanz pro 100 ml Lösung) (g gelöster Substanz pro 100 g Lösung) (Quotient aus der Masse einer Komponente der Lösung zur Gesamtmasse) Für sehr geringe Konzentrationen gebräuchliche Einheiten sind ppm (Parts per million)und ppb (parts per billion) 1 ppm = 1 Teil der Substanz pro 1 Million Teile Lösungsmittel (zb 1 mg / kg) 1 ppb = 1 Teil einer Substanz pro 1 Milliarde Teile Lösungsmittel (zb 1µg / kg) Diese Einheiten werden häufig im ArbeitnehmerInnenschutz (zb bei der Angabe von MAK-Werten) und Umweltschutz verwendet, um Schadstoffkonzentrationen anzugeben. 8

9 In biologischen Systemen ist das Lösungsmittel zumeist Wasser. Wasserlösliche Verbindungen nennt man hydrophil, Verbindungen, die sich in Fetten lösen, lipophil. Im allgemeinen gilt die Regel, daß wasserlösliche Verbindungen fettunlöslich sind und umgekehrt. Nur wenige Verbindungen haben beide Eigenschaften, man nennt sie grenzflächenaktiv (zb Seife). 2.1 Dampfdruck von Lösungen Befindet sich in einem Lösungsmittel eine gelöste Substanz, die selbst nicht flüchtig ist, erniedrigt sich der Dampfdruck der Lösung gegenüber dem reinem Lösungsmittel. Als Folge der Dampfdruckerniedrigung kommt es zu einer Siedepunktserhöhung und einer Gefrierpunktserniedrigung. Bsp. Streuen von Salz im Winter führt zu einer Gefrierpunkterniedrigung der Schnee schmilzt; Zusatz von Kochsalz zum Wasser zu einer Siedepunktserhöhung das Wasser siedet bei höherer Temperatur. 2.2 Aerosole Ein Aerosol ist eine Mischung aus Gasen (zb Luft) mit darin verteilten kleinen festen oder flüssigen Teilchen (sog. Schwebstoffen) von etwa 10-3 bis 10 µm Durchmesser (1 µm = 1 Mikrometer; ein millionstel Meter, bzw. ein tausendstel Millimeter). Sind diese Schwebstoffe fest, spricht man von Rauch, sind sie flüssig, von Nebel. Aerosol-Teilchen sind oftmals elektrisch aufgeladen. Sie tragen meist gleichnamige elektrische Ladungen, stoßen sich daher gegenseitig ab und bleiben so in Schwebe im Gas verteilt. Das bedeutendste natürlich vorkommende Aerosol ist die Lufthülle der Erde. Je nach der Natur der vorliegenden Schwebstoffe können Teilsysteme des atmosphärischen Aerosols das Wettergeschehen maßgeblich bestimmen. (Bildung von Wolken, Nebel, Niederschlägen). Rauch: Verteilung feiner fester Teilchen in einem Gas. Die bekannteste Art entsteht durch eine unvollständige Verbrennung organischer Materialien. (Ruß, Flugasche). 9

10 Nebel: Verteilung von Flüssigkeitströpfchen in Gasen. Natürlicher Nebel entsteht, wenn sich feuchte Luft unter eine bestimmte Temperatur abkühlt. Smog: Darunter versteht man die Kombination von Rauch (engl. smoke) und Nebel (engl. fog). Man unterscheidet zwei Arten: die zuerst bekannt gewordene Art an Smog wird auch reaktiver Smog oder Wintersmog genannt wird und enthält hohe Konzentrationen an Rußteilchen. Die zweite Art, der oxidative Smog oder Sommersmog enthält in hohen Konzentrationen Ozon, Stickoxide und Kohlenwasserstoffe. Staub Als Staub bezeichnet man fein verteilte Feststoffpartikel in einem Gas. Nach der Größe der Partikel werden Feinstäube (< 5 µm) und Grobstäube (> 100 µm) unterschieden. In der Luft sinken Grobstäube in kurzer Zeit zu Boden, während sich Feinstäube wochenlang in der Luft halten können und über weite Strecken transportiert und in der Folge inhalativ über die Atemwege aufgenommen werden können. 10

11 3. Dissoziation und ph-wert Die Grundbausteine der Salze, der Säuren und Basen sind sogenannte Ionen. Ionen sind elektrisch geladene Teilchen, die aus neutralen Atomen oder Atomgruppen durch die Aufnahme oder Abgabe von Elektronen entstehen. Aus energetischen Gründen bilden Metalle und Wasserstoff im allgemeinen positiv geladene Ionen, Nichtmetalle negativ geladene Ionen. Atome sind die kleinsten chemisch unteilbaren Einheiten eines Elements. Sie bestehen aus einem positiv geladenen Kern, der sich aus Protonen (positiv geladenen Teilchen) und ungeladenen Neutronen zusammensetzt, sowie einer Hülle, die sich aus Elektronen (negativ geladenen Teilchen) zusammensetzt. Die Atome sind nach außen hin elektrisch neutral, da die Zahl der Protonen im Kern und der Elektronen in der Hülle übereinstimmt. Gibt ein Atom ein oder mehrere Elektronen ab, ist der Atomrest positiv geladen (positives Ion = Kation). Nimmt ein Atom ein oder mehrere Elektronen auf, liegt ein negativ geladenes Ion (Anion) vor. Gleich geladene Ionen stoßern sich ab, gegensätzlich geladene Ionen ziehen sich an und können sich zu einem Gitter zusammenlagern. Salzkristalle bestehen aus solchen Ionengittern. (zb Kochsalz: das Ionengitter setzt sich aus den positiv geladenen Natriumionen und den negativ geladenen Chloridionen zusammen). Umgekehrt kommt es beim Lösungsvorgang solcher Salzkristalle zur Aufspaltung in Kationen und Anionen, dieser Prozeß wird auch Dissoziation genannt. (zb besteht eine Kochsalz-Lösung aus im Wasser frei beweglichen Natrium- und Chloridionen). 11

12 Es gibt auch Stoffe, bei denen die Ionen erst beim Lösungsvorgang aus den Molekülen entstehen (zb Säuren und Laugen). Diesen Vorgang nennt man elektrolytische Dissoziation, die Lösungen werden auch Elektrolyte genannt. Der Dissoziationsgrad ist das Verhältnis der dissoziierten Moleküle zur Gesamtzahl aller Moleküle in Prozent. Bei schwachen Elektrolyten beträgt der Dissoziationsgrad 0,1 1% (zb Essigsäure), bei mäßig starken Elektrolyten 1-20% (zb Phosphorsäure), bei starken Elektrolyten über 80%. Diese sind in wäßriger Lösung nahezu vollständig dissoziiert (zb Natronlauge, Salzsäure). Je verdünnter die Lösung eines schwachen Elektrolyten ist, umso höher ist sein Dissoziationsgrad. Reines Wasser ist ein sehr schwacher Elektrolyt und liegt bei Raumtemperatur nur in sehr geringem Ausmaß dissoziiert vor. Die Dissoziation von Wasser: 2 H 2 O [H 3 O] + + OH - Das Kation [H 3 O] + (Hydronium-Ion) wird häufig vereinfacht als H + (Wasserstoffion) bezeichnet. Dieses bildet sich formell aus dem Hydronium-Ion durch Abspaltung von Wasser. Das Anion OH - wird als Hydroxid-Ion bezeichnet. Die sauren und die basischen Eigenschaften des Wassers heben sich gegenseitig auf, da gleichviele H + - wie OH - -Ionen vorliegen, nämlich je 10-7 mol/l. Die Angabe der Konzentration in mol/ l wird in der Chemie häufig verwendet. 1 Mol einer Substanz ist definiert als die Stoffmenge, die aus ebensovielen Teilchen zusammengesetzt ist wie in 0,012 kg des C-12- Kohlenstoffatoms enthalten sind; das Gewicht von 1 Mol einer Substanz entspricht seinem Molekulargewicht in Gramm. 12

13 Zur Messung der Stärke von Säuren und Laugen wurde eine Maßeinheit, der ph-wert, eingeführt. Der ph-wert ist der negative Zahlenwert des Logarithmus der H + -Ionenkonzentration. Bei reinem Wasser ist der ph-wert 7 (neutral). Der ph-wert einer wäßrigen Lösung gibt an, ob sie sauer (ph < 7), neutral (ph = 7) oder alkalisch (ph > 7) ist. Im folgenden sind einige Beispiele und ihre Wirkungen angeführt: Magensäure ca. ph 1 stark sauer ätzend Zitronensäurelösung ca. ph 3 sauer ätzend Essigsäure ca. ph 5 schwach sauer reizend Wasser ph 7 neutral keine Wirkung Seifenlösung ca. ph 9 leicht alkalisch reizend Waschsodalösung ph 11 alkalisch ätzend konzentrierte Natronlauge ph 14 stark alkalisch ätzend Indikatoren sind organische Verbindungen, die bei Änderung des ph-werts ihre Farbe wechseln. So ist zb Lackmus bei ph < 7 rot, bei ph > 7 blau. 13

14 4. Dichte und spezifisches Gewicht Jeder Stoff hat eine andere Masse pro Volumeneinheit. Diese Eigenschaft wird durch den Begriff der Dichte charakterisiert. Die Dichte ist das Verhältnis zwischen der Masse eines Stoffes und seinem Volumen. Die Einheit der Dichte ist zb g/cm 3. zb: 1000 cm 3 Wasser wiegen 1000 g. Wasser hat folglich die Dichte 1 g/cm 3, Eisen hat dagegen die Dichte 7,7 g/cm 3, Luft 0,0013 g/cm 3. Nicht wassermischbare Stoffe, die eine geringere Dichte als Wasser haben, schwimmen auf dem Wasser (zb Öl, Styropor), nicht wassermischbare Stoffe, deren Dichte größer als 1 ist, werden von Wasser überschichtet, bzw. gehen unter. (zb Eisen, Chloroform) 14

15 5. Feuer- und explosionsgefährliche Eigenschaften von Chemikalien Brennbarkeit ist die Bezeichnung für das Verhalten von festen, flüssigen und gasförmigen Stoffen gegenüber der Entflammung. Ein Stoff ist brennbar, wenn er nach der Entflammung weiterbrennt, auch wenn die Zündquelle entfernt wird. Die Verbrennung ist eine chemische Reaktion. Damit diese Reaktion ablaufen kann, muß Sauerstoff vorhanden sein. Der brennbare Stoff verbindet sich im Normalfall mit dem Sauerstoff der Luft. Es gibt aber auch Stoffe, die selbst Sauerstoff enthalten und diesen bei der Reaktion freisetzen (zb Peroxide). In diesem Fall kann der Brand nicht erstickt werden, da der Stoff selbst immer wieder Sauerstoff freisetzt und so die Reaktion in Gang hält. Während bei einer Verbrennung die Reaktion langsam abläuft, verläuft sie bei einer Explosion und bei einer Verpuffung schlagartig. Die Explosion ist die Bezeichnung für eine mit einer Geschwindigkeit von ca m/s ablaufende Reaktion, bei der es zum Auftreten von Stoßwellen kommt. Demgegenüber treten bei der Verpuffung keine Stoßwellen auf. Diese läuft mit einer Geschwindigkeit von cm/s ab; man kann sie also mit einer rasch ablaufenden Verbrennung gleichsetzen. Der explosionsgefährliche Bereich von Gemischen aus brennbaren Gasen, Dämpfen oder Stäuben mit Luft wird durch die Explosionsgrenzen bestimmt. Die Entzündlichkeit eines Stoffes bedeutet jene Bedingungen, bei denen der Stoff durch Fremdzündung entflammt wird. Das Maß für die Entzündlichkeit einer Flüssigkeit ist der Flammpunkt. Er gibt die Umgebungstemperatur an, bei der sich genügend Dämpfe bilden, daß sie durch Fremdzündung entflammbar sind. Je niedriger ein Flammpunkt ist, umso 15

16 leichter ist die Flüssigkeit entzündbar. Es gibt Flüssigkeiten (zb bestimmte Benzine), die bereits bei Raumtemperatur durch einen Funken entzündet werden können. Die Entzündlichkeit eines Feststoffes wird durch die Abbrandzeit eines definierten Volumens bzw. durch die Brenngeschwindigkeit charakterisiert. Bei der Entzündlichkeit von Gasen wird jene Konzentration in Luft bestimmt, ab der sich das Gas/Luft Gemisch bei Raumtemperatur durch einen elektrischen Funken entzündet. 16