Theoretische Übungen zur Vorbereitung auf das Einführungspraktikum. Anfängerseminar. Anfängerseminar WS10/11 1

Transkript

1 Theoretische Übungen zur Vorbereitung auf das Einführungspraktikum Anfängerseminar Anfängerseminar WS10/11 1

2 Grundlagen 1. Allgemeines, Maßsysteme und Einheiten 2. Gemische, Verbindungen, Elemente 3. Atombegriff, Chemische Formel, Mol-Definition Anfängerseminar WS10/11 2

3 1. Allgemeines Allgemeines Chemie ist die Wissenschaft, die sich mit der Charakterisierung Zusammensetzung Umwandlung von Stoffen befasst. Aus der Charakterisierung erhält man die Eigenschaften der Stoffe, damit auch mögliche Anwendungen. Die Zusammensetzung gibt Auskunft über Mengenverhältnisse und so Aussagen über Bindungskräfte und Struktur der Stoffe. Anfängerseminar WS10/11 3

4 Allgemeines Hauptsächliches Anliegen des Chemikers sind jedoch Stoffumwandlungen, d.h. chemische Reaktionen. Etwa die Frage, wie erhalte ich aus einem Stoff A mit bestimmten Eigenschaften einen Stoff B mit anderen gewünschten Eigenschaften? Beispiele: Wie erhält man aus einem Erz das Metall? Wie erhält man aus Erdöl Polyethylen? Wie erhält man aus Früchten Wein? Anfängerseminar WS10/11 4

5 Allgemeines Geschichtlicher Abriss Alte Kulturen (vor ca v.chr., z. B. Ägypten, Mesopotamien, China,...): Praktischer Erfahrung, Empirie, z.b. Darstellung von Metallen wie Kupfer oder die Herstellung von Glas. Griechische Theorien (ca. 600 bis 300 v. Chr.): Vier Elemente: Feuer, Wasser, Erde, Luft. Kleinste unteilbare Teilchen, Atome (Leukipp, Plato). Alchemie (300 v.chr. bis 1650 n.chr.): Zeit der Alchemie Umwandlung wie die von unedlen Metallen wie Eisen zu Gold, Stein der Weisen. Pharmazie und Medizin. Theorie (1650 bis 1790). Phlogiston Theorie Anfängerseminar WS10/11 5

6 Allgemeines Geschichtlicher Abriss Moderne Chemie (seit ca. 1790) Quantitative Betrachtung Chemischer Reaktionen. Gesetz von der Erhaltung der Masse. (A. Lavoisier, ~1785): Bei allen chemischen Reaktionen bleibt die Gesamtmasse der Reaktionsteilnehmer unverändert. ndert. Anmerkung: Später stellte A. Einstein die Äquivalenz von Masse und Energie fest: E = m * c 2. Da der Energieumsatz bei chemischen Reaktionen vergleichsweise klein ist, ist der Massenerhalt hier praktisch immer gegeben. Anfängerseminar WS10/11 6

7 Maßsystem, Einheiten Quantitatives Auswerten Messen bestimmter Eigenschaften: Z.B.: Temperatur, Masse,... Eine bestimmte Messgröße besteht aus einem Zahlenwert (Messwert) und Einheit (z.b. Liter). Messgröße = Zahlenwert * Einheit Heute (seit ~1960): SI-Einheiten Das SI-Einheitensystem (System International) legt willkürlich sieben Basiseinheiten fest (plus zwei supplementäre Einheiten). Alle anderen lassen sich hieraus ableiten. Anfängerseminar WS10/11 7

8 Maßsystem, Einheiten Länge Masse Zeit Größ öße Elektr. Strom Temperatur Stoffmenge Leuchtstärke Meter Kelvin Mol Einheit Kilogramm Sekunde Ampère Candela Symbol m kg s A K mol cd Anfängerseminar WS10/11 8

9 Maßsystem, Einheiten Abgeleitete Einheiten: Beispiel: Arbeit 1 Joule(J) = 1 kg * m 2 * s -2 Die SI-Einheiten sind im Handelsverkehr gesetzlich vorgeschrieben. In der Wissenschaft sind weitere erlaubt, z.b.: C: Grad Celsius für die Temperatur L : Liter für das Volumen h, min: Stunde, Minute für die Zeit bar: Bar für den Druck Aber: Zusätzlich alte Einheiten, z.b.: Torr für Druck Ångström für Länge ( 1Å = m = 100pm) Anfängerseminar WS10/11 9

10 Gemische, Verbindungen, Elemente Begriffe Materie ist alles in der Umwelt mit Masse und Raumbeanspruchung. Materie kann aus den unterschiedlichsten Stoffen bestehen. System: Teilbereich der Umwelt, kontrollierter Materie- und Energieaustausch mit der Umgebung. Anfängerseminar WS10/11 10

11 Gemische, Verbindungen, Elemente Materie Heterogene Gemische z.b.: Sand + Eisenpulver Granit-Gestein, Blut Homogene Gemische Lösungen z.b.: Luft, Zuckerlösung, Legierungen Trennung physikal. Methoden Trennung physikal. Methoden Homogene Stoffe z.b.: Eisenpulver Reine Stoffe z.b.: Gold, Zucker, Sauerstoff Verbindungen z.b.: Schwefelsäure, Benzol Trennung chemische Methoden Elemente z.b.: Schwefel, Gold Anfängerseminar WS10/11 11

12 Gemische, Verbindungen, Elemente Aggregatzustände der Materie Fest: Flüssig: Stabile äußere Form, definiertes Volumen. Keine stabile äußere Form, definiertes Volumen. Gasförmig: Keine stabile äußere Form, kein definiertes Volumen. Heterogene Gemische: Fest + fest: Fest + flüssig: Flüssig + flüssig Fest + gasförmig Flüssig + gasförmig: Gemenge Suspension Emulsion Aerosol Aerosol Bspl.: Granit, Sand + Salz Bspl.: Farbe, Schlamm Bspl.: Milch Bspl.: Rauch Bspl.: Nebel, Schaum Anfängerseminar WS10/11 12

13 Gemische, Verbindungen, Elemente Lösungen (homogen) Zur Auftrennung in heterogene Gemische überführen, z.b.: Kristallisation: Abkühlen der Lösung, wenn die Löslichkeit stark mit der Temperatur steigt. Anschließend Abfiltrieren. Destillation: Andere: Die Komponenten müssen unterschiedliche Siedepunkte haben. Extraktion, Chromatographie, Windsichten, Flotation,... Anfängerseminar WS10/11 13

14 Atomtheorie nach Dalton (1803 bis 1808): Vor Dalton gab es nur die nicht experimentell begründeten, abstrakten Überlegungen der griechischen Philosophen. Dalton leitete aus Beobachtungen seiner Experimente Befunde ab und stellte mit diesen Befunden Postulate auf: Chemische Elemente bestehen aus extrem kleinen Teilchen, den Atomen. Alle Atome eines Elementes sind gleich, Atome verschiedener Elemente sind verschieden. Bei chemischen Reaktionen werden Atome miteinander verbunden oder voneinander getrennt. Dabei werden nie Atome neu gebildet oder zerstört, und kein Atom eines Elementes wird in das eines anderen Elementes verwandelt. Chemische Verbindungen sind Verknüpfungen der Atome von zwei oder mehr Elementen. Eine gegebene Verbindung enthält immer die gleichen Atomsorten, die in einem festen Mengenverhältnis zueinander stehen. Anfängerseminar WS10/11 14

15 Grundlagen der Postulate: Gesetz von der Erhaltung der Masse (siehe oben). Gesetz von den konstanten Proportionen (J. Proust 1799): In einer Verbindung sind stets die gleichen Elemente im gleichen Massenverhältnis enthalten. Gesetz der multiplen Proportionen: Wenn mehr als eine Verbindung zwischen den Elementen A und B existiert, dann stehen die Massen in einem ganzzahligen Verhältnis zueinander. Beispiel: Zwischen Kohlenstoff und Sauerstoff existieren zwei Verbindungen: Kohlenmonoxid: 12 Gramm Kohlenstoff; 16 Gramm Sauerstoff Kohlendioxid: 12 Gramm Kohlenstoff; 32 Gramm Sauerstoff Sauerstoffmassen: Verhältnis 16 : 32 bzw. 1 : 2 Anfängerseminar WS10/11 15

16 Heutiges Atommodell Stark vereinfachte Vorstellung nach Rutherford (1911): Ein Atom besteht aus Kern und Hülle: Hülle: Elektronen, Masse: 9 * g, elektr. Ladung: -1 Kern: Protonen, Masse: * g, elektr. Ladung: +1 Neutronen, Masse: * g, elektr. Ladung: 0 Durchmesser Kern: ~ m Durchmesser Hülle (Atomgröße): ~ m (Faktor ) A Z Atomsymbol: X: Elementsymbol X Z: Zahl der Protonen A: Zahl der Nucleonen (Kernteilchen) Massenzahl, Summe Protonen + Neutronen Anfängerseminar WS10/11 16

17 Beispiel: Chlor kommt in der Natur in zwei Formen vor: Als Chloratom mit : 17 Protonen und 18 Neutronen Z = 17 und A = Cl Als Chloratom mit : 17 Protonen und 20 Neutronen Z = 17 und A = Cl 17 Anfängerseminar WS10/11 17

18 Erweiterung der Elementdefinition: Atome eines Elementes haben die gleiche Kernladungszahl, können verschiedene Neutronenzahlen haben. Die verschiedenen Atomsorten eines Elementes heißen Isotope. Atommassen Die ganzzahligen Massenverhältnisse der Elemente in ihren Verbindungen führte zum Postulat kleinster Teilchen, den Atomen. Atome sind sehr klein, ihre Masse kann nicht durch Wägen einzelner Atome bestimmt werden. Daher gibt man die relativen Massen der Atomsorten zueinander an. Dalton nahm Wasserstoff als Bezugselement an und fand, dass Sauerstoff die 16-fache Wasserstoffmasse besitzt: Vorgehen: Wasser enthält 88,89 Massen-% Sauerstoff 11,11 Massen-% Wasserstoff und zwei Wasserstoffatome sind an ein Sauerstoffatom gebunden. Anfängerseminar WS10/11 18

19 Das Bezugselement heute ist Kohlenstoff, und zwar das Isotop 12 6 C Auf die Masse diese Isotops beziehen sich die relativen Atommassen (A ). r Eine Atommasseneinheit u ist 1/12 der Masse eines Atoms 12 6C 1 u = 1/12 m 6 12C Dieser Wert ist eine Verhältniszahl! Anfängerseminar WS10/11 19

20 Anmerkung zur Masse eines Atoms Die tatsächliche Atommasse darf man nicht aus der Summe der Massen von Protonen, Neutronen und Elektronen berechnen. Die wahre Atommasse ist kleiner als dieser Wert. Der Grund hierfür sind starke Bindungskräfte der Kernteilchen untereinander. Die in diesen Bindungen enthaltene Energie ( starke Kernkraft ) entspricht nach der Beziehung E = m * c 2 der fehlenden Masse ( Massendefekt ). Anfängerseminar WS10/11 20

21 Die Chemische Formel Die Chemische Formel gibt die atomaren Verhältnisse an, in denen die Elemente in einer Verbindung miteinander verbunden sind. Oft sind implizit mit der Chemischen Formel weitere Informationen verbunden, die sich meist aus dem Zusammenhang ergeben. Man sollte dann den Formelbegriff genauer fassen. Hier sind zu nennen: Die Molekularformel Zwei oder mehr Atome bilden isolierte Teilchen, die Moleküle. Diese Moleküle werden durch die Molekularformel beschrieben. Beispiele: Wasser: 2 H-Atome und 1 O-Atom bilden ein Wassermolekül H 2 O. Elemente: H 2, O 2 ; Cl 2, S 8. Anfängerseminar WS10/11 21

22 Die Chemische Formel Die Strukturformel oder Konstitutionsformel Sie gibt das Verknüpfungsschema der Atome an. Beispiel: Ammoniak NH 3 H N H Die Lewis-Formel Hier werden die Bindungsstriche als Bindungs- Elektronenpaare gesehen. Man geht so vor, dass die Elektronen auf der äußersten Schale ( Bindungselektronen, die Zahl entspricht der Gruppennummer des Elementes im Periodensystem) Paare bilden (Elektronenpaarbindung, kovalente Bindung). Die Lewis-Formel für das Ammoniak-Molekül hat folgende Gestalt: H N H H Anfängerseminar WS10/11 22 H

23 Die Chemische Formel Die Formeleinheit Der Begriff findet Verwendung, wenn die Verbindung keine isolierten Teilchen, insbesondere keine isolierten Ionen enthält. Der Begriff Ion: Ein Ion ist ein Atom oder Molekül, das eine elektrische Ladung trägt. Beispiele: Na +, Cl -, OH -, Mg 2+, SO 2-4 Kationen: Positiv geladen; Anionen: Negativ geladen. Ionenkristalle Hier sind oft keine räumlich isolierten, geladene Teilchen enthalten, sondern unendlich ausgedehnte räumliche Verbände, die durch elektrostatische Wechselwirkungen zusammengehalten werden. Ein Beispiel ist Kochsalz, NaCl. Bei diesen Substanzen gibt die Formel nur die summarische Zusammensetzung an, die Formeleinheit. Anfängerseminar WS10/11 23

24 Die Empirische Formel Die empirische Formel gibt das einfachste atomare Zahlenverhältnis an, mit dem die Verbindung beschrieben werden kann, wenn eine Molekülgröße nicht bekannt ist oder nicht angegeben werden kann. Beispiele: Stoffname Molekularformel Empirische Formel Wasserstoffperoxid H 2 O 2 HO Benzol C 6 H 6 CH Ethin C 2 H 2 CH Ethan C 2 H 6 CH 3 Methan CH 4 CH 4 Anfängerseminar WS10/11 24

25 Das Mol Wir wollen uns den Begriff des Mols anhand eines Beispiels erarbeiten. Man findet: Die relative Atommasse eines Fluor-Atoms ist 19u (A r (F) = 19) Die relative Atommasse eines Wasserstoff-Atoms ist 1u (A r (H) = 1) Betrachtet man eine beliebige Zahl von Fluor-Atomen und eine gleich große Zahl von Wasserstoff-Atomen so findet man, dass die Masse der Fluor-Atome immer 19 mal größer ist, als die Masse der Wasserstoff-Atome. Somit gilt aber für die Umkehrung dieses Befundes: 19 g Fluor enthalten genau so viele Atome wie 1 g Wasserstoff Atome enthält. Diese Teilchenzahl heißt Avogadro sche Konstante N A. Ihr Wert Ist N A = 6,02214 * Teilchen. Die zugehörige Stoffmenge ist das Mol. Anfängerseminar WS10/11 25

26 Das Mol Definition: Ein Mol ist die Stoffmenge einer Substanz, in der dieselbe Anzahl von Teilchen enthalten ist, wie Atome in 12 g des reinen Isotops 12 C vorliegen. 1 mol = N A Teilchen N A = 6,02214 * mol -1 1 Mol einer (molekularen) Substanz besteht aus 6,02214 * Teilchen (Molekülen) und hat die Masse in Gramm, deren Zahlenwert der relativen Molekülmasse lmasse (M( r ) entspricht. Die Masse eines Mols ist die molare Masse bzw. Molmasse (M). Falls keine Moleküle vorhanden sind, spricht man von der molaren Formelmasse. Anfängerseminar WS10/11 26

27 Das Mol Beispiel: Wasser hat die relative Molekülmasse M r (H 2 O) = 18,015 18,015 g H 2 O enthalten 6,02214 * Moleküle. 1 H 2 O-Molekül hat die relative Masse 18,015 u. Molare Masse von H 2 O: M(H 2 O) = 18,015 g/mol (A r (H) = 1,008; A r (O) = 15,999) Größen, Symbole, Beziehungen: Stoffmenge: Symbol n Maßeinheit mol Masse: Symbol m Maßeinheit g Molare Masse: Symbol M Maßeinheit g/mol Für einen Stoff X gilt: Stoffmenge, Molzahl n(x) = m(x)/m(x) Anfängerseminar WS10/11 27

28 Das Mol Begriffe und Beispiele: Natrium hat die relative Atommasse A r (Na) = 22,98977 Die relative Masse eines Natrium-Atoms ist 22,98977 u Die molare Masse von Natrium beträgt 22,98977 g/mol Anfängerseminar WS10/11 28

29 Das Mol Zusammensetzung von Verbindungen: Hier werden normalerweise die Massenanteile der Elemente in Prozent (% bzw. Massen-%) angegeben. Der Bezug ist daher immer 100 g. Beispiel: Wieviel % (Massen-%) Eisen sind im Oxid Fe 2 O 3 enthalten? (A r (Fe): 55,8; A r (O): 16,0) Lösungsweg: Wir betrachten 1 Mol Fe 2 O 3. 1 Mol Fe 2 O 3 enthält n(fe) = 2 mol n(o) = 3 mol Somit gilt: m(fe) = n(fe) * M(Fe) = 2 mol * 55,8 g/mol = 111,6 g m(o) = n(o) * M(O) = 3 mol * 16,0 g/mol = 48,0 g m(fe 2 O 3 ) = m(fe) + m(o) = 111,6 g + 48,0 g = 159,6 g Massenanteil (W) Eisen in Fe 2 O 3 : W(Fe) = m(fe) / m(fe 2 O 3 ) = 111,6 g / 159,6 g = 0,6993 In Prozent: W(Fe) * 100% = 69,93 % Anfängerseminar WS10/11 29

30 Das Mol Chemische Formel berechnen: Ziel ist die Angabe der molaren Zusammensetzung der Verbindung. Messwerte sind meist Angaben der Zusammensetzung in % (Massen-%). Somit ist es sinnvoll 100 g als Bezugsgröße zu wählen, weil dann die Zahlenwerte Gleich sind. Beispiel: Berechnen Sie die empirische Formel der Verbindung, die 43,6% Phosphor und 56,4% Sauerstoff enthält. (A r (P): 30,97; A r (O): 16,00) 100 g der Verbindung enthalten 43,6 g Phosphor und 56,4 g Sauerstoff. Berechnung der Molzahlen: n(p) = m(p) / M(P) = 43,6g / 30,97 g *mol -1 = 1,41 mol n(o) = m(o) / M(O) = 56,4g / 16,00g*mol -1 = 3,53 mol Anfängerseminar WS10/11 30

31 Das Mol Chemische Formel berechnen: Bezug auf die kleinste Molzahl, d.h. Division durch 1,41 für Phosphor: 1,41 / 1,41 = 1 für Sauerstoff: 3,53 / 1,41 = 2,5 Ganzzahlige Werte: Multiplikation mit 2 ergibt: 2 für Phosphor und 5 für Sauerstoff. Empirische Formel: P 2 O 5 Wie würde die Molekularformel lauten? Um diese Angabe machen zu können, sind weitere Experimente nötig; man kann z.b. die molare Masse bestimmen und erhält den Wert M = 284 g/mol. Somit ist die Molekularformel dieses Phosphoroxids P 4 O 10. Anfängerseminar WS10/11 31

32 Das Mol Chemische Reaktionsgleichungen Allgemein: Reaktanden (Edukte) Produkte Beispiel: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O Auch hier gilt: Massenerhalt, d.h. links und rechts des Reaktionspfeils müssen die Molzahlen jeden Elementes übereinstimmen! Vorgehensweise beim Aufstellen von Reaktionsgleichungen: 1) Formeln der Edukte, Pfeil, Formeln der Produkte Fe + H 2 O Fe 3 O 4 + H 2 Anfängerseminar WS10/11 32

33 Das Mol Chemische Reaktionsgleichungen: Ausgangsstoffe (Edukte) Reaktionsprodukte (Produkte) Molzahlen ausgleichen: Fe + H 2 O Fe 3 O 4 + H 2 Hier: Links 1 mol Fe, rechts 3 mol Fe Links 1 mol O rechts 4 mol O Somit: 3 Fe und 4 H 2 O 3 Fe + 4 H 2 O Fe 3 O 4 + H 2 Wasserstoffbilanz stimmt noch nicht: Links 8 mol, recht 2 mol somit: 3 Fe + 4 H 2 O Fe 3 O H 2 Anfängerseminar WS10/11 33

34 Das Mol Chemische Reaktionsgleichungen Produkte bei der Verbrennung (Reakt. mit O 2 ) organischer Stoffe: Kohlenstoff CO 2 (bei hohen Temperaturen (T>500 C): CO) Wasserstoff H 2 O Schwefel SO 2 Stickstoff N 2 (oft auch NO, NO 2, NO x ) Beispiel: Verbrennung von Ethan, C 2 H 6 : C 2 H 6 + O 2 CO 2 + H 2 O Wasserstoffbilanz ausgleichen: C 2 H 6 + O 2 CO H 2 O Kohlenstoffbilanz ausgleichen: C 2 H 6 + O 2 2 CO H 2 O Sauerstoffbilanz ausgleichen: C 2 H 6 + 7/2 O 2 2 CO H 2 O Gazzahlig: 2 C 2 H O 2 4 CO H 2 O Anfängerseminar WS10/11 34

35 Aufgaben Der Anteil der Xenon-Atome an der Gesamtteilchenzahl in trockener Luft wird mit 87 ppb angegeben. Xenon ist damit (abgesehen vom radioaktiven Radon) das seltenste Edelgas in der Luft Berechnen Sie die Gesamtzahl der Teilchen in 1 Liter Luft. (20 C, 1013 hpa, ideales Gas) Lösung: Molvolumen V m = 24 l mol -1 Molzahl n für 1 l Luft ist somit n = 1/24 mol = 0,0417 mol Die Zahl der Teilchen N ist N = n N A Die Teilchenzahl in einem Liter Luft ist somit N = 0,0417 mol 6, mol -1 Wie viele Xe-Atome enthält demnach 1 l Luft? N = 2, Teilchen Lösung: 1 ppb = 10-9 (ppb: parts per billion, Teile auf eine Milliarde (10 9 )) Zahl N der Xe-Atome: N(Xe) = 2, N(Xe) = 2, Stellen Sie sich vor, man könnte die Xe-Atome aus 1 l Luft abtrennen und gleichmaäßig an alle Einwohner Deutschlands ( ca ) verteilen. Wie viele Xe-Atome würde jeder erhalten? Lösung: Einwohnerzahl N(Xe) = (2, ) / = 2, Anfängerseminar WS10/11 35