ETW Aufbaukurs Chemie Vorlesung 1: Einführung. Jörg Petrasch

Transkript

1 ETW Aufbaukurs Chemie Vorlesung 1: Einführung Jörg Petrasch

2 Literatur C.E. Mortimer, U. Müller, Chemie - Das Basiswissen der Chemie, 8. Auflage, Thieme, 2003 Die in den Folien versendeten Abbildungen stammen mit wenigen Ausnahmen aus o.g. Werk

3 LV Übersicht LV, Datum Inhalt Kapitel 1, , Einführung, Atomtheorie, Chemische Formeln, Reaktionsgleichungen Energieumsatz, Elektronenstruktur, Ionen und Kovalente Bindugen, Gase Kap. 1, 2, 3, 4 Kap. 5, 6, 7, 8, 10 3, Chemisches Gleichgewicht, Thermodynamik, Prüfung Kap. 15, 19

4 Prüfungsmodus Schriftlich Eine Stunde am Ende von LV3 Sehr ähnlich den Übungsbeispielen aus den Folien Stoff bis Ende LV2

5 Übersicht Einleitung Einführung in die Atomtheorie Stöchiometrie: Chemische Formeln

6 Einführung

7 Einführung Inhalte Definition & Motivation Begründung der modernen Chemie Elemente, Verbindungen, Gemische Stofftrennung Genauigkeit und signifikante Stellen

8 Warum Chemie? Unsere Energiewirtschaft basiert auf chemischen Energieträgern (Fossil, Biomasse, Batterien). Die Energiedichte ist bei Chemischer Speicherung hoch. Verbrennung ist der zentrale Prozess in der Energietechnik Chemische Prozesse verbrauchen einen signifikanten Teil der Primärenergie (Verbrennung, Kalzinierung, Amoniaksynthese, Reformierung, Vergasung, etc.)

9 Definition Chemie ist die Wissenschaft von der Charakterisierung, Zusammensetzung und Umwandlung von Stoffen.

10 Massenerhaltung Begründung der modernen Chemie durch Antoine Lavoisier ( ) Erkannte durch genaue Wägung dass die Masse bei jeder chemischen Reaktion erhalten bleibt.

11 Teilgebiete der modernen Chemie Anorganische Chemie Organische Chemie Analytische Chemie Physikalische Chemie Biochmie Kernchemie Technische Chemie

12 Materie Materie: Alles was Masse besitzt und Raum beansprucht Alle Materie ist aus einer bestimmten Anzahl einfache Stoffe aufgebaut

13 Die Elemente Elemente sind Stoffe, die sich mit chemischen Mitteln (beschränkter Energie) nicht in andere Stoffe zerlegen lassen. 113 Elemente bekannt, 88 natürlich vorkommend, Jedes Element hat ein chem. Symbol.

14 Verbindungen Verbindungen entstehen durch Zusammenfügen von Elementen In jeder Verbindung treten die Elemente in konstanten Massenverhältnissen auf (Gesetz der konstanten Proportionen). z.b. Wasser: mh : mo = 1:7.937

15 Klassifizierung der Stoffe

16 Gemische Mehrere reine Stoffe in verschiedenen Mengenverhältnissen. Heterogen: Man erkennt unterschiedliche begrenzte Teile (Phasen) Homogen: Nur eine Phase Phase: abgegrenzte Menge eines homogenen reinen Stoffes

17 Heterogene Gemische

18 Stofftrennung: heterogen Sortieren Sedimentieren, Dekantieren, Zentrifugieren Filtrieren Extrahieren Abdampfen und Trocknen

19 Stofftrennung: homogen Extraktion Kristallisation Destillation Chromatographie

20 Genauigkeit und signifikante Stellen z.b. Wägung: 69.3 g 3 Signifikante Stellen 6 und 9 sind genau, 3 nicht genau, aber näher an 3 als an 2 oder 4, Könnte auch g oder sein wäre falsch!

21 Bsp signifikante Stellen Addition Multiplikation

22 Zuverlässigkeit von Messungen

23 Mittelwert und Standardabweichung!! = 1!!!!!!!! = 1! 1!!!! (!!!)!! Angabe der Messgenauigkeit: (2) g (2) gibt die Standardabweichung der letzten Stelle an (0.02 g)

24 Übungsbeispiele

25 Atomtheorie

26 Atomtheorie Inhalte Dalton-Atomtheorie Das Elektron Das Proton Das Neutron Aufbau des Atoms Atomsymbole Isotope Atommasse

27 Dalton Atomtheorie

28 Quantitative Folgerungen Bsp.: CO vs CO2

29 Das Elektron Experiment, Kathodenstrahlung: Elektronen im Vakuum Ablenkung umso grösser, je grösser Ladung q und je kleiner Masse m q/m = C/g Kathode: - Anode: +

30 Das Proton Experiment Kanalstrahlung q/m = C/g

31 Das Neutron Masse der Atome grösser als die Summe der Massen der Elektronen und Protonen Postulat durch Rutherford Masse geringfügig grösser als die von Protonen

32 Subatomare Teilchen

33 Radioaktivität

34 Aufbau des Atoms Rutherford s Goldfolienexperiment, Die meisten Teichen fliegen gerade durch die Folie, Wenige werden abgelenkt oder zurückgeworfen, Statistik: Durchmesser des Atomkerns etwa m. Masse im Kern konzentriert Starke Kernkraft hält positiven Kern zusammen Atom ca mal grösser Stabile Atome haben mal so viele Neutronen wie Protonen

35 Atomsymbole Atom durch 2 Zahlen identifiziert Ordnungszahl, Z: Anzahl Protonen Massenzahl, A: Anzahl Nukleonen (Neutronen und Protonen) Geladnen Teilchen: Ionen durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen

36 Isotope Atome mit gleicher Ordnungszahl aber verschiedener Masse (unterschiedliche Anzahl von Neutronen)

37 Atommassen Wegen geringer Masse können einzelne Atome nicht gewogen werden. Relative Massen bestimmbar z.b. Masse von Sauerstoff und Wasserstoff im Wasser: 8:1, da 1 Sauerstoff und 2 Wasserstoffatome: Massenverhähltnis 16:1 Einheit der relativen Atommasse, u: 1/12 des Isotops

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39 Übungsbeispiele

40 Stöchiometrie: Chemische Formeln

41 Stöchiometrie Inhalt Moleküle und Ionen Empirische Formeln Das Mol Prozentuale Zusammensetzungen von Verbindungen Ermittlung chemischer Formeln

42 Moleküle Nur Edelgase kommen in der Natur als Einzelatome vor Alle anderen Elemente in grösseren Einheiten Moleküle: Teilchen bei denen 2 oder meherer Atome fest miteinander verknüpft sind

43 Chemische Formeln I Gibt die Zusammensetzung eines reinen Stoffs an. Enthält das Symbol jedes vorhandenen Elements Tiefgestellte Zahlen geben relative Anzahl der Atome an

44 Chemische Formeln II Strukturformeln geben an welche Atome miteinander verknüpft sind Die relative Molkülmasse Mr ist gleich der Summe der relativen Atommassen aller Atome eines Moleküls

45 Ionen Atome oder Moleküle, die eine Ladung tragen Kation: positiv geladen, wird von der Kathode (Minuspol) angezogen. Anion: negativ geladen, wird von der Anode (Pluspol) angezogen. Einatomige Ionen, z.b. Mehratomige Ionen, z.b.

46 Ionische Verbindungen Bilden im festen Zustand Kristalle Ladungen müssen sich aufheben z.b. Na +, Cl -

47 Andere Atomaggregate Netzwerke (z.b. Diamant: ein Riesenmolekül )

48 Empirische Formeln Gibt nur das einfachste Zahlenverhältnis der Atome an. z.b. bei Wasserstoffperoxid HO Lässt sich durch chemische Analyse ermitteln Um die Molekularformel zu ermitteln sind zusätzliche Daten notwendig Bei manchen Stoffen sind empirische Formel und Molekularformel identisch, z.b.: H2O, CO2, NH3

49 Das Mol Ein Mol ist eine Menge von Teilchen (Atomen, Molekülen) die, die in der relativen Atom- ode Molekülmasse in Gramm enthalten ist z.b. Menge von Wassertoffatomen in 1 g Wasserstoff oder Menge von Fluoratomen in 19 g Fluor. Ein Mol enthält immer die selbe Anzahl, N A an Teilchen. N A wird als Avogadro-Zahl bezeichnet. N A= mol -1

50 Beispiel

51 Prozentuale Zusammensetzung Berechnung des prozentualen Massenanteils aus der chemischen Formel

52 Ermittlung chemischer Formeln Mit Hilfe der analytischen Chemie lassen sich die prozentualen Massenanteile der Elemente in einer Verbindung bestimmen. Daraus kann die (empirische) Formel bestimmt werden

53 Bsp

54 Übungsbeispiele