AC01 Allgemeine Chemie

Transkript

1 Wintersemester 2013/14 AC01 Allgemeine Chemie David Scheschkewitz Universität des Saarlandes Allgemeine und Anorganische Chemie Joseph Wright of Derby ( ) "The Alchymist, in Search of the Philosopher's Stone, Discovers Phosphorus ; Derby, Museum and Art Gallery

2 Copyright Hinweis Alle elektronischen Unterlagen zu dieser Vorlesung sind ausschließlich für das eigene Studium bestimmt und dürfen nicht weitergegeben, reproduziert oder in anderen Dokumenten verwendet werden. Auch wenn nicht ausdrücklich gekennzeichnet, können einzelne Abbildungen aus Copyright-geschützten Quellen stammen.

3 Allgemeines - Literatur KEIN SKRIPT ZUR VORLESUNG! Lehrbücher Erwin Riedel, Allgemeine und Anorganische Chemie, degruyter Erwin Riedel, Christoph Janiak, Anorganische Chemie, degruyter Guido Kickelbick, Chemie für Ingenieure, Pearson Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Bruce E. Bursten, Chemie, Pearson

4 Allgemeines Vorlesungszeiten, Prüfungen Vorlesung: mittwochs: 8:30-10:00 Uhr freitags: 8:30-10:00 Uhr Übungen (Dr. Andreas Rammo und Tutoren): donnerstags: 9:15 Uhr - 10:00 Uhr Letzter Termin AC01 Allgemeine Chemie: Freitag, Beginn AC02 Chemie der Hauptgruppenelemente: Freitag, Ort: Großer Hörsaal der Chemie, Gebäude C4.3 Bei den Prüfungen darf benutzt werden: Stift Taschenrechner Kein Periodensystem!

5 Klausurtermin Studienfach Chemie Bachelor Chemie Lehramt Physik Bachelor (Wahlpflichtfach) Mathematik Bachelor AC01 Allgemeine Chemie Klausur Mittwoch, :30-10:00 Uhr AC02 Grundlagen der Hauptgruppenchemie Modulklausur AC I (Klausur AC02+ ACG) Freitag, , 10: Uhr Klausur AC 02 Freitag, :00-12:00 Uhr AC01 Nachklausur: Donnerstag, , 10 Uhr s.t. großer Hörsaal AC 02 Nachklausur : Freitag, , 10 Uhr s.t. großer Hörsaal

6 Inhalt 1. Materie, Stoff, Verbindung, Element 2. Aufbau der Atome 3. Aufbau des Periodensystems 4. Die chemische Bindung 5. Aggregatzustände 6. Chemische Reaktionen 7. Chemisches Gleichgewicht 8. (Elektrochemie)

7 Kapitel 1 Materie, Stoff, Verbindung, Element 1. Die chemischen Elemente 2. Elementhäufigkeiten 3. Klassifizierung der Stoffe 4. Basiseinheiten 5. Abgeleitete Einheiten 6. Naturkonstanten 7. Zusammenfassung

8 Die chemischen Elemente (H-Mt) Name des Englischsprachiger Symbol Ordnungszahl Relative Name des Englischsprachiger Symbol Ordnungszahl Relative Elements Name des Elements Atommasse Elements Name des Elements Atommasse Wasserstoff Hydrogen H 1 1,00794 Barium Barium Ba ,327 Helium Helium He 2 4,00260 Lanthan Lanthanium La Lithium Lithium Li Cer Cerium Ce Beryllium Beryllium Be 4 9, Praseodym Praseodymium Pr Bor Boron B 5 10,811 Neodym Neodymium Nd Kohlenstoff Carbon C 6 12,0107 Promethium Promethium Pm Stickstoff Nitrogen N Samarium Samarium Sm Sauerstoff Oxygen O Europium Europium Eu Fluor Fluorine F Gadolinium Gadolinium Gd Neon Neon Ne Terbium Terbium Tb Natrium Sodium Na 11 22, Dysprosium Dysprosium Dy ,50 Magnesium Magnesium Mg 12 24,3050 Holmium Holmium Ho Aluminium Aluminium Al 13 26, Erbium Erbium Er ,259 Silicium Silicon Si 14 28,0855 Thulium Thulium Tm Phosphor Phosphorus P 15 30, Ytterbium Ytterbium Yb Schwefel Sulfur S 16 32,065 Lutetium Lutetium Lu Chlor Chlorine Cl Hafnium Hafnium Hf Argon Argon Ar Tantal Tantalum Ta Kalium Potassium K 19 39,0983 Wolfram Tungsten W ,84 Calcium Calcium Ca 20 40,078 Rhenium Rhenium Re Scandium Scandium Sc 21 44, Osmium Osmium Os ,23 Titan Titanium Ti 22 47,867 Iridium Iridium Ir Vanadium Vanadium V Platin Platinum Pt Chrom Chromium Cr Gold Gold Au Mangan Manganese Mn Quecksilber Mercury Hg Eisen Iron Fe Thallium Thallium Tl ,3833 Kobalt Cobalt Co 27 58, Blei Lead Pb Nickel Nickel Ni 28 58,6934 Bismut Bismuth Bi Kupfer Copper Cu Polonium Polonium Po Zink Zinc Zn Astat(in) Astatine At Gallium Gallium Ga Radon Radon Rn Germanium Germanium Ge Francium Francium Fr Arsen Arsenic As 33 74,92160 Radium Radium Ra Selen Selenium Se Actinium Actinium Ac Brom Bromine Br Thorium Thorium Th Krypton Krypton Kr 36 83,80 Protactinium Protactinium Pa Rubidium Rubidium Rb Uran Uranium U Strontium Strontium Sr Neptunium Neptunium Np Yttrium Yttrium Y Plutonium Plutonium Pu Zirkon(ium) Zirconium Zr 40 91,224 Americium Americium Am Niob Niobium Nb Curium Curium Cm Molybdän Molybdenum Mo Berkelium Berkelium Bk Technetium Technetium Tc CaliforniumLebensdauer Monate Cf Ruthenium Ruthenium Ru Einsteinium Einsteinium Es Rhodium Rhodium Rh Fermium Fermium Fm Palladium Palladium Pd Mendelevium Mendelevium Mv Silber Silver Ag ,8682 Nobelium Nobelium No Cadmium Cadmium Cd ,411 Lawrentium Lawrentium Lr Indium Indium In ,818 Rutherfordium Rutherfordium Rf Zinn Tin Sn ,710 Dubnium Dupnium Db Antimon Antimony Sb ,760 Seaborgium Seaborgium Sg Tellur Tellurium Te ,60 Bohrium Bohrium Bh Jod(Iod) Iodine I Hassium Hassium Hs Xenon Xenon Xe ,293 Meitnerium Meitnerium Mt Cäsium Cäsium Cs Lebensdauer Minuten

9 0,07 0,06 0,06 0,04 Prozent Elementhäufigkeiten Elementhäufigkeit in der Erdkruste Prozent ,2 25,7 7,5 4,7 3,4 2,6 2,4 1,9 0,9 0,6 0,2 0,1 0,1 0,09 0,05 0,56 NASA Erdkruste Elementhäufigkeit im Universum ,8 0,3 0,2 0,1 Universum

10 Klassifizierung der Stoffe Materie Heterogene Gemische (veränderliche Zusammensetzung) Trennung mit physikalischen Methoden Homogene Stoffe Homogene Gemische (Lösungen; veränderliche Zusammensetzung) Trennung mit physikochemischen Methoden Reine Stoffe (feste Zusammensetzung) Verbindungen Trennung mit chemischen Methoden Elemente

11 Wichtige Definitionen und Formeln in der Stöchiometrie Avogadro-Zahl (Lohschmidtsche Zahl) 1 mol = N A Teilchen (N A = 6,02214*10 23 mol -1 ) = Stoffmenge aus so vielen Teilchen, wie die Zahl der Atome in 12 g C 12 6 Amadeo Avogadro Stoffmenge n(x) = Stoffmenge des Stoffes mit Formel X; Maßeinheit: Mol (mol) m(x) = Masse des Stoffes mit Formel X; Maßeinheit: Gramm (g) M(X) = molare Masse des Stoffes mit Formel X; Maßeinheit Gramm pro Mol (g/mol) n( X ) m( X ) M( X ) Stoffmengenkonzentration n = c V n = gelöste Stoffmenge V = Volumen der Lösung

12 Klassifizierung der Stoffe Materie Heterogene Gemische (veränderliche Zusammensetzung) Trennung mit physikalischen Methoden Homogene Stoffe Homogene Gemische (Lösungen; veränderliche Zusammensetzung) Trennung mit physikochemischen Methoden Reine Stoffe (feste Zusammensetzung) Verbindungen Trennung mit chemischen Methoden Elemente

13 Basiseinheiten und supplementäre Einheiten Präfixe zur Bezeichnung von Vielfachen der Maßeinheiten: Präfix Abkürzung Faktor Basiseinheiten und supplementäre Einheiten des Internationalen Einheitensystems Zu messende Größe Einheit Symbol Basiseinheiten Länge Meter m Masse Kilogramm kg Zeit Sekunde s Elektrischer Strom Ampere A Temperatur Kelvin K Stoffmenge Mol mol Leuchtstärke Candela cd Supplementäre Einheiten ebener Winkel Radiant rad Raumwinkel Steradiant sr exa- E peta- P tera- T giga- G 10 9 mega- M 10 6 kilo- k 10 3 hecto- h 10 2 deca- da 10 1 deci- d 10-1 centi- c 10-2 milli- m 10-3 micro- u 10-6 nano- n 10-9 pico- p femto- f atto- a 10-18

14 Abgeleitete Einheiten

15 Naturkonstanten Konstante Symbol Zahlenwert Avogadro-Zahl N A 6, mol -1 Bohr-Radius a 0 5, m Elektron, Ruhemasse 9, g 5, u Elementarladung e 1, C Faraday-Konstante F = N A e 9, C mol -1 Ideale Gaskonstante R 8,31451 J mol -1 K -1 8,31451 kpa L mol -1 K -1 Lichtgeschwindigkeit c 2, m s -1 Molares Volumen eines idealen Gases V m 22,4141 L mol -1 Neutron, Ruhemasse 1, g 1, u Planck-Konstante h 6, J s Proton, Ruhemasse 1, g 1, u Normal-Fallbeschleunigung g m 9,80665 m s -2 Amadeo Avogadro Niels Bohr Michael Farraday Max Planck

16 Zusammenfassung Kapitel 1 Chemie beschäftigt sich mit Charakterisierung, Zusammensetzung und Umwandlung von Stoffen. Elemente sind Stoffe, die in keine einfacheren Stoffe zerlegt werden können. Jedes Element besitzt ein chemisches Symbol. Verbindungen sind aus Elementen in einem definierten Verhältnis aufgebaut. Elemente und Verbindungen sind reine Stoffe. Gemische bestehen aus zwei oder mehr reinen Stoffen in einem nicht notwendigerweise festgelegten Mengenverhältnis. Das internationale Einheitensystem (abgekürzt SI) dient der standardisierten Wiedergabe chemischer und physikalischer Größen. Es basiert auf sieben Basiseinheiten und zwei supplementären Einheiten. Die Kenntnis der Mengenangaben ist wichtig für das chemische Rechnen (Stöchiometrie), man unterscheidet relative Atom- und Molekülmassen und Stoffmengen die in Mol angegeben werden

17 Kapitel 2 Aufbau der Atome 1. Aufbau der Atome 2. Experimentelle Hinweise auf Atombau 3. Die chemischen Elemente (aus Kapitel 1) 4. Massendefekt 5. Bohrsches Postulate und Atommodell 6. Plancksches Wirkungsquantum 7. Bohrsches Atommodell und Spektrallinien 8. Flammenfärbung 9. Die stehende Welle 10. Quantenzahlen 11. Orbitale 12. Elektronenkonfiguration 13. Zusammenfassung

18 Aufbau der Atome Protonenzahl = Kernladungszahl = 6 Nukleonenzahl = Protonenzahl + Neutronenzahl = 12 Zahl der Elektronen = Zahl der Protonen = 6 Elementarteilchen Elektron Proton Neutron Symbol e p n Masse 9, g 1, g 1, g 5, u 1, u 1, u leicht schwer, nahezu gleiche Masse Ladung -e +e keine Ladung negative positive neutral Elementarladung Elementarladung u: Atommasseneinheit: 1/12 der Masse des Atoms 12 C, 1 u = 1, kg e: Elementarladung e = C

19 Experimentelle Hinweise auf Atombau 1897 J. J. Thomson: Entdeckung des Elektrons ( ) 1/1836 der Protonenmasse Damals: Debatte ob Kathodenstrahlen Wellen oder Teilchen seien Physik Ernest Rutherford: Entdeckung des Atomkerns Positiv geladen (+) Chemie 1908 Bilder:

20 Die chemischen Elemente (H-Mt) Name des Englischsprachiger Symbol Ordnungszahl Relative Name des Englischsprachiger Symbol Ordnungszahl Relative Elements Name des Elements Atommasse Elements Name des Elements Atommasse Wasserstoff Hydrogen H 1 1,00794 Barium Barium Ba ,327 Helium Helium He 2 4,00260 Lanthan Lanthanium La Lithium Lithium Li Cer Cerium Ce Beryllium Beryllium Be 4 9, Praseodym Praseodymium Pr Bor Boron B 5 10,811 Neodym Neodymium Nd Kohlenstoff Carbon C 6 12,0107 Promethium Promethium Pm Stickstoff Nitrogen N Samarium Samarium Sm Sauerstoff Oxygen O Europium Europium Eu Fluor Fluorine F Gadolinium Gadolinium Gd Neon Neon Ne Terbium Terbium Tb Natrium Sodium Na 11 22, Dysprosium Dysprosium Dy ,50 Magnesium Magnesium Mg 12 24,3050 Holmium Holmium Ho Aluminium Aluminium Al 13 26, Erbium Erbium Er ,259 Silicium Silicon Si 14 28,0855 Thulium Thulium Tm Phosphor Phosphorus P 15 30, Ytterbium Ytterbium Yb Schwefel Sulfur S 16 32,065 Lutetium Lutetium Lu Chlor Chlorine Cl Hafnium Hafnium Hf Argon Argon Ar Tantal Tantalum Ta Kalium Potassium K 19 39,0983 Wolfram Tungsten W ,84 Calcium Calcium Ca 20 40,078 Rhenium Rhenium Re Scandium Scandium Sc 21 44, Osmium Osmium Os ,23 Titan Titanium Ti 22 47,867 Iridium Iridium Ir Vanadium Vanadium V Platin Platinum Pt Chrom Chromium Cr Gold Gold Au Mangan Manganese Mn Quecksilber Mercury Hg Eisen Iron Fe Thallium Thallium Tl ,3833 Kobalt Cobalt Co 27 58, Blei Lead Pb Nickel Nickel Ni 28 58,6934 Bismut Bismuth Bi Kupfer Copper Cu Polonium Polonium Po Zink Zinc Zn Astat(in) Astatine At Gallium Gallium Ga Radon Radon Rn Germanium Germanium Ge Francium Francium Fr Arsen Arsenic As 33 74,92160 Radium Radium Ra Selen Selenium Se Actinium Actinium Ac Brom Bromine Br Thorium Thorium Th Krypton Krypton Kr 36 83,80 Protactinium Protactinium Pa Rubidium Rubidium Rb Uran Uranium U Strontium Strontium Sr Neptunium Neptunium Np Yttrium Yttrium Y Plutonium Plutonium Pu Zirkon(ium) Zirconium Zr 40 91,224 Americium Americium Am Niob Niobium Nb Curium Curium Cm Molybdän Molybdenum Mo Berkelium Berkelium Bk Technetium Technetium Tc CaliforniumLebensdauer Monate Cf Ruthenium Ruthenium Ru Einsteinium Einsteinium Es Rhodium Rhodium Rh Fermium Fermium Fm Palladium Palladium Pd Mendelevium Mendelevium Mv Silber Silver Ag ,8682 Nobelium Nobelium No Cadmium Cadmium Cd ,411 Lawrentium Lawrentium Lr Indium Indium In ,818 Rutherfordium Rutherfordium Rf Zinn Tin Sn ,710 Dubnium Dupnium Db Antimon Antimony Sb ,760 Seaborgium Seaborgium Sg Tellur Tellurium Te ,60 Bohrium Bohrium Bh Jod(Iod) Iodine I Hassium Hassium Hs Xenon Xenon Xe ,293 Meitnerium Meitnerium Mt Cäsium Cäsium Cs Lebensdauer Minuten

21 Massendefekt und Kernbindungsenergie Albert Einstein Physik 1921

22 Bohrsches Postulate und Atommodell Physik 1922 Niels Bohr Das Elektron des Wasserstoff-Atoms kann sich nur auf bestimmten Kreisbahnen aufhalten. Die Bahnen sind konzentrisch um den Atomkern angeordnet. Jede Bahn wird mit einem Buchstaben (K, L, M, N...) oder einer Zahl n = 1, 2, 3, 4,... bezeichnet. 2. Für jede Bahn, auf der das Elektron den Atomkern umkreist, hat das Elektron eine bestimmte Energie, die umso höher ist je weiter das Elektron vom Kern entfernt ist. Bei der Umkreisung wird KEINE Energie abgestrahlt 3. Wenn das Elektron sich auf der innersten Bahn befindet und die geringste Energie hat, so sagen wir, das Atom befindet sich im Grundzustand. Durch Zufuhr von Energie kann das Elektron auf eine größere Bahn springen und einen höheren Energiezustand annehmen; diesen nennen wir angeregten Zustand. 4. Wenn das Atom von einem angeregten Zustand auf eine weiter innen liegende Bahn springt, wird ein definierter Energiebetrag freigesetzt und in Form eines Lichtquants emittiert.

23 Maßstäbliches Modell

24 Planksches Wirkungsquantum 1900 Max Planck: Quantelung der Wärmestrahlung 1905 Albert Einstein Quantelung elektromagnetischer Strahlung E h Physik 1918 n = Frequenz [s 1 ] h = Wirkungsquantum [kg m 2 s 1 ] Physik 1921 Planck Konstante Einheit! Ein Drehmoment Originalarbeiten:

25 Bohrsches Atommodell und Spektrallinien Absorption E hc λ Emission E hc λ Emissionsspektrum von Magnesium Emissionsspektrum von Silicium:

26 Flammenfärbung Bariumchlorid Kaliumiodid Magnesium Calciumchlorid Lithiumchlorid Natriumchlorid

27 Welle-Teilchen Dualismus

28 Heisenbergsche Unschärfe 1927 Werner Heisenberg Unschärfeprinzip x ( m v) h 4 Physik 1932 Je genauer man das Moment eines Teilchens/einer Welle kennt, desto weniger genau kennt man den Ort. (siehe Verschlusszeiten bei Fotokamera)

29 Die stehende Welle Harmonische von stehenden Wellen I 1 (Fundamental) Eine Gitarrensaite erzeugt nur Noten bestimmter Wellenlängen I 2 I 3 Für das Bohrsche Modell: n = 2 n = 3 Nicht erlaubt n h 2 m v r Drehmomentquantelung Bohr-Postulat

30 Quantenzahlen Bezeichnung von Unterschalen: n Bezeichnung von l Unterschalen Symbol 1 0 1s 2 0 2s 2 1 2p 3 0 3s 3 1 3p 3 2 3d 4 0 4s 4 1 4p 4 2 4d 4 3 4f Orbitale der vier ersten Schalen: Schale n Unterschale l Orbital m Unterschalen -Bezeichnung Anzahl der Orbitale pro Unterschale s s , 0, -1 2p s ,0, -1 3p , +1, 0, -1, -2 3d s , 0, -1 4p , +1, 0, -1, -2 4d , +2, +1, 0, -1, -2, -3 4f 7

31 Orbitale Maximale Anzahlen für die Elektronen der ersten vier Schalen Orbitale pro Unterschale (2l+ 1) Elektronen pro Unterschale 2(2l+ 1) Elektronen pro Schale (2n 2 )

32 Quantenzahlen Bezeichnung von Unterschalen: n Bezeichnung von l Unterschalen Symbol 1 0 1s 2 0 2s 2 1 2p 3 0 3s 3 1 3p 3 2 3d 4 0 4s 4 1 4p 4 2 4d 4 3 4f Orbitale der vier ersten Schalen: Schale n Unterschale l Orbital m Unterschalen -Bezeichnung Anzahl der Orbitale pro Unterschale s s , 0, -1 2p s ,0, -1 3p , +1, 0, -1, -2 3d s , 0, -1 4p , +1, 0, -1, -2 4d , +2, +1, 0, -1, -2, -3 4f 7

33 Elektronenkonfiguration Ausschließungsprinzip nach Pauli Es dürfen keine zwei Elektronen in einem Atom in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen. Hundsche Regel der maximalen Multiplizität Elektronen verteilen sich auf entartete (d.h. energiegleichen) Orbitalen so, dass eine maximale Zahl von ungepaarten Elektronen resultiert.

34 Zusammenfassung Kapitel 2 Das Atom als kleinstes Teilchen eines Elementes besteht aus subatomaren Teilchen, den Elektronen, Protonen und Neutronen. Protonen und Neutronen befinden sich im Atomkern der nahezu die gesamte Masse enthält. Neutrale Atome besitzen gleich viele positiv geladene Protonen wie negativ geladene Elektronen. Durch Veränderung der Elektronenzahl erhält man Ionen. Die Ordnungszahl eines Elementes entspricht Zahl der Elektronen, die Massenzahl Zahl der Protonen und Neutronen zusammengenommen. Atome eines Elementes können unterschiedlich viele Neutronen aufweisen und damit unterschiedliche Massenzahlen besitzen, sie heißen Isotope. Bohr-Atommodell kann Linienspektrum des Wasserstoffatoms erklären.

35 Zusammenfassung Kapitel 2 Elektronen sind als Welle oder als Teilchen aufzufassen. Nach der Heisenberg-Unschärferelation kann von kleinen Teilchen, wie Elektronen, nie gleichzeitig Ort und Impuls bestimmt werden. Mittels der Schrödinger-Gleichung können Wellenfunktionen von Elektronen (Orbitale) berechnet werden. Jedes Orbital wird durch drei Quantenzahlen bezeichnet und hat eine charakteristische Gestalt und Ausdehnung. Elektron ist ein kleiner Magnet mit einem Spin der durch Spinquantenzahl festgelegt wird. Nach Pauli-Prinzip müssen sich die Elektronen eines Atoms in mindestens einer der vier Quantenzahlen unterscheiden.

36 Kapitel 3 Aufbau der Periodensystems 1. Elektronenkonfiguration (aus Kapitel 2) 2. Energetische Abfolge der Orbitale 3. Elektronenkonfiguration II 4. Periodensystem der Elemente 5. Namen von Gruppen und Perioden im PSE 6. Ionisierungsenergien 7. Elektronegativitäten 8. Bindungsradius und van-der-waals Radius 9. Zusammenfassung

37 Energetische Abfolge der Orbitale

38 Elektronenkonfiguration II Merkschema zur energetischen Abfolge der Orbitale: Ordnung der Elemente im PSE nach ihrer Elektronenkonfiguration:

39 Periodensystem der Elemente (PSE) Haupt- -gruppen I II III IV V VI VII VIII H He Li Be Nebengruppen B C N O F Ne Na Mg III IV V VI VII VIII I II Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La-Lu* Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac-Lr** Du Jl Rf Bh Ha Mt Uun Uuu Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo s 1 s 2 d 1 d 2 d 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d 10 p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 p 6 Schale 1 / K 2 / L 3 / M 4 / N 5 / O 6 / P 7 / Q Lanthanoide La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Actinoide Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7 f 8 f 9 f 10 f 11 f 12 f 13 f 14 V Metalle Pm fest Pm nur radioaktive Isotope H Nichtmetalle H gasförmig B Halbmetalle Hg flüssig

40 Modernes Periodensytem

41 Namen von Gruppen und Perioden im PSE Haupt- -gruppen I II III IV V VI VII VIII H He Li Be Nebengruppen B C N O F Ne Na Mg III IV V VI VII VIII I II Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La-Lu* Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac-Lr** Du Jl Rf Bh Ha Mt Uun Uuu Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo Alkalimetalle Erdalkalimetalle Eisengruppe Münzmetalle Borgruppe (Triele) Kohlenstoffgruppe (Tetrele) Stickstoffgruppe (Pnictogene, Pentele) Chalkogene Halogene Edelgase Lanthanoide Actinoide La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

42 Ionisierungsenergien N 2s 2p O 2s 2p Elektronen stossen einander ab (Paarungsenergie) Zusätzliche Stabilität (halb-)gefüllter Schalen

43 Elektronenaffinitäten Be 2s 2p N 2s 2p E a 0 Stabilität (halb-)gefüllter (Unter-)Schalen Werte nach Myers:

44 Gebräuchliche Namen von Anionen und Kationen Fluorid F - Hypochlorit OCl - Carbonat CO 3 2- Ammonium NH 4 + Chlorid Cl - Chlorat - ClO 3 Bromid Br - Perchlorat - ClO 4 Iodid I - Sulfit 2- SO 3 Oxid O 2- Sulfat 2- SO 4 Sulfid S 2- Nitrit - NO 2 Nitrid N 3- Nitrat - NO 3 Peroxid 2- O 2 Phosphat - PO 4 Hydroxid OH - Arsenat 3- AsO 4 Cyanid CN - Acetat - CH 3 CO 2 Oxalat 2- C 2 O 4 Chromat 2- CrO 4 Dichromat 2- Cr 2 O 7 Permanganat - MnO 4 Oxonium + OH 3 Phosponium + PH 4 [Carbonium CH + 5 ] Carbenium + CH 3

45 Elektronegativität c P Linus Pauling: Tendenz eines Elements Elektronen in einer Bindung zu sich zu ziehen Chemie 1954

46 Elektronegativität c M 1932 Robert Mulliken: Absolute Elektronegativität c M c M = ½ (E I + E a ) [in ev] Originalarbeit Chemie 1966 c P 0.168(c M )

47 Abschirmungskonstante und effektive Kernladung In Mehrelektronensystemen wird die auf ein bestimmtes Elektron wirksame Kernladung durch die anderen Elektronen abgeschirmt: Effektive Kernladung, Z eff. Die Abschirmung von s-elektronen ist am ineffektivsten weil s-orbitale deutlich in die Sphäre der kernnahen Elektronen penetrieren (radiale Verteilung) Z eff ist für s-orbitale größer Elektronen in s-orbitalen erfahren eine höhere elektrostatische Anziehung s-orbitale sind energetisch günstiger Gleiches gilt für p vs. d und d vs. f Energie: s < p < d < f

48 Abschirmungskonstante und effektive Kernladung Z eff = Z SC Die Abschirmungskonstante SC für ein bestimmtes Elektron hängt vom Grad der Penetration des betreffenden Orbitals ab (d.h. wieviel Elektronendichte in Kernnähe vorhanden ist)

49 Effektive Kernladung (Slater-Regeln) 1930 John Slater Atomare Abschirmungskonstanten Ein Satz empirischer Regeln zur Abschätzung der effektiven Kernladung, die auf ein Valenzelektron wirkt Originalarbeit Ermitteln Sie die Elektronenkonfiguration unter strikter Einhaltung der folgenden Reihenfolge von Unterschalen, die durch die Hauptquantenzahl n vorgegeben ist (s und p sind dabei in Gruppen zusammengefasst, aber nicht d and f): [1s]+[2s2p]+[3s3p]+[3d]+[4s4p]+[4d]+[4f]+[5s5p]+[5d]+[5f] Beispiel: Silicium [1s 2 ]+[2s 2 2p 6 ]+[3s 2 3p 2 ]+[3d]+[4s4p] etc. WICHTIG: Entspricht nicht unbedingt der tatsächlichen energetischen Abfolge

50 Slater-Regeln II Alle Elektronen in Gruppen rechts der Gruppe des betrachteten Elektrons tragen nicht zur Abschirmungskonstante bei Screening constant contribution SCC = 0 pro Elektron Beispiel: Silicium [1s 2 ] + [2s 2 2p 6 ] + [3s 2 3p 2 ] + [0] Alle anderen Elektronen in der Gruppe des betrachteten Elektrons tragen 0.35 zur Abschirmung bei (außer in der [1s] Gruppe, in der der Wert 0.30 beträgt) SCC = 0.35 (0.30) pro Elektron Beispiel: Silicium [1s 2 ] + [2s 2 2p 6 ] + [0.35 3] + [0]

51 Slater-Regeln III Jedes Elektron in der (n-1) Schale trägt 0.85 bei, aber nur wenn sich das betrachtete Elektron in der der [nsnp] Gruppe befindet SCC = 0.85 pro Elektron Beispiel: Silicium [1s 2 ] + [0.85 8] + [0.35 3] + [0] Alle (anderen) Elektronen in Gruppen zur linken der Gruppe des betrachteten Elektrons tragen 1.00 zur Abschirmung bei, unabhängig davon, ob die betrachtete Gruppe [nsnp], [nd] or [nf] ist SCC = 1.00 per electron SC = 9.85 Z eff = Z SC Z eff (Si) = = 4.15 Beispiel: Silicium SC = [1 2] + [0.85 8] + [0.35 3] + [0]

52 Slater-Regeln IV Bezieht sich auf ein Elektron in der [nsnp] Valenzschale!

53 Kovalenzradius Li Be B C N O F Ne Kovalenzradius [pm] nimmt ab Valenzelektronen kommen dem Kern immer näher kleinerer Kovalenzradius Die effektive Kernladung nimmt zu (Slater-Regeln) Li Be B C N O F Ne Z eff

54 Übergangsmetall- und Lanthanoidenkontraktion Kovalenzradien [pm] Kovalenzradius nimmt zu Gruppe 1 Gruppe 2 Gruppe 13 Li: 128 Be: 96 B: 84 Na: 166 Mg: 141 Al: 121 K: 203 Ca: 176 Ga: 122 Rb: 220 Sr: 195 In: 142 Cs: 244 Ba: 215 Tl: 145 Starke Abnahme zwischen Gruppe 2 und 13 Übergangsmetalle werden eingebaut (d-elektronen schirmen Kernladung weniger effektiv ab) Von Gruppe 13 an haben Elemente der 3. und 4. Periode sehr ähnliche Kovalenzradien

55 Kovalenzradius und van-der-waals Radius

56 Zusammenfassung Kapitel 3 Elektronenkonfiguration eines Atoms kann nach dem Aufbauprinzip abgeleitet werden, wobei Orbitale nach ihrer Energie besetzt werden. Bei energiegleichen Orbitalen wird nach der Hund-Regel jedes Orbital zunächst mit einem Elektron besetzt. Einordnung der Elemente ins Periodensystem erfolgt nach Ordnungszahlen. Elemente, die eine gleiche Elektronenkonfiguration in der äußeren Schale besitzen stehen untereinander in Gruppen. Im Periodensystem ändern sich Eigenschaften von Atomen und Ionen, wie z.b. Ionisierungsenergien, Elektronenaffinitäten, Elektronegativitäten, Atomund Ionenradien und der metallische Zustand, systematisch. Diese Tendenzen im Periodensystem können ungefähr auf die Veränderung der effektiven Kernladung Z eff zurückgeführt werden (Slater-Regeln).

57 Atombindung

58 Bindungsbildung im Wasserstoffmolekül

59 Elektronenkonfiguration des N-Atoms: -Bindung

60 Dreidimensionale Darstellung der Molekülorbitale von N 2 s-bindung 1 -Bindung 2 -Bindung

61 NaCl-Bildung Schema nach Bohrschem Atommodell

62 Ionenbindung

63 Metalle: Elektronengasmodell

64 Metalle: Bändermodell

65 Polare Atombindungen + H Cl Elektronegativitätsunterschied HF 1,9 HCl 0,9 abnehmende Polarität HBr 0,7 HI 0,3 Schreibweise

66 Bindungsdipole Elektronendichte-Modell Hohe Elektronendichte: rot Niedrige Elektronendichte: blau

67 Moleküle mit polaren Bindungen

68 Ballon-Analogie für Elektronenpaare An ihren Enden aneinandergebundene Ballons nehmen von Natur aus die Anordnung mit der geringsten Energie ein.

69 Valenzelektronen-Abstoßungs-Theorie Regeln: Negativ geladene Elektronenpaare stoßen sich ab. Elektronenpaare in der Valenzschale des Zentralatoms ordnen sich so zueinander an, dass sie soweit wie möglich voneinander entfernt stehen. Molekülgestalt ist Konsequenz dieser gegenseitigen Elektronenpaar-Abstoßung. Alle Elektronen der Valenzschale des Zentralatoms werden berücksichtigt, sowohl die an einer Bindung beteiligten als auch die nichtbindenden Elektronenpaare. Nichtbindende Elektronenpaare tragen zur Molekülgestalt bei. Molekülgestalt selbst wird aber nur durch Positionen der Atomkerne beschrieben. Nichtbindende Elektronenpaare und Mehrfachbindungen haben höheren Platzanspruch in Valenzschale als Einfachbindungen.

70 Punkte auf einer Kugel Modell Anordnung mit minimaler Abstoßungsenergie

71 VSEPR AB 2, AB 3, AB 2 E, AB 4, AB 3 E, AB 2 E 2

72 VSEPR AB 5, AB 4 E, AB 3 E 2, AB 2 E 3, AB 6, AB 5 E, AB 4 E 2

73 Dipol- und Van der Waals-Wechselwirkungen Schmelz- und Siedepunkte der Edelgase

74 Wasserstoff-Brücken

75 Anomalie des Wassers

76 Zusammenfassung Kapitel 4 Drei Arten der chemischen Bindung bekannt: kovalente Bindung, ionische Bindung und metallische Bindung Kovalente Bindung: Atome teilen sich gemeinsame Elektronenpaare Moleküle bestehen aus Atomen die über kovalente Bindungen miteinander verknüpft sind, Ziel: Erreichen der Edelgaskonfiguration Ionenbindung: Elektronen werden vollständig von einem Atom auf anderes Übertragen es entstehen positiv geladene Kationen und negativ geladene Anionen die sich zu einem Ionengitter verbinden Metallische Bindung kann durch Elektronengasmodell oder Bändermodell erklärt werden Atombindungen können aufgrund des Elektronegativitätsunterschiedes verzerrt sein es entstehen polare Bindungen Mittels der VSEPR-Theorie können Strukturen einfacher Moleküle abgeleitet werden Neben den verschiedenen Bindungsarten existieren noch andere Wechselwirkungen, nämlich Dipol-Wechselwirkungen, van der Waals- Wechselwirkungen und Wasserstoffbrücken

77 Aggregatszustände

78 Gasgesetze Druck-Volumen-Abhängigkeit eines idealen Gases (Gesetz von Boyle- Mariotte) Temperatur-Volumen-Abhängigkeit eines idealen Gases (Gesetz von Gay-Lussac)

79 Reale Gase

80 Linde-Verfahren zur Luftverflüssigung

81 Dreidimensionale Darstellung der Molekülorbitale von O 2 1 -Bindung 2 -Bindung s p -Bindung vgl. TAFEL s s -Bindung s* s -Bindung

82 Arten von kristallinen Feststoffen Strukturtyp Teilchen Bindungskräfte Typische Eigenschaften Beispiele Ionenkristall positive und negative Ionen Elektrostatische Anziehung hoher Smp., hart, spröde elektrischer Isolator NaCI, BaO, KN0 3 Molekülkristall Polare Moleküle London- und Dipol- Dipol Anziehung Niedriger Smp., weich, H 2 0, NH 3, S0 2 elektrischer Isolator Unpolare Moleküle London- Anziehung H 2, Cl 2, CH 4 Gerüststruktur (Raumnetzstruktur) Atome Schichtenstruktur Kettenstruktur Metallkristall Atome Atome und Ionen Atome Atome und Ionen Positive Ionen und Elektronen bewegliche hoher Smp., sehr hart, Kovalente Bindungen elektrischer Isolator kovalente Bindungen in 2 Dimensionen, London-Kräfte kovalente Bindungen in 2 Dimensionen, elektrostatische Anziehung kovalente Bindungen in 1 Dimension, London-Kräfte, evtl. Dipol-Dipol- Anziehung kovalente Bindungen in 1 Dimension, elektrostatische Anziehung Metallische Bindung hoher Smp., weich hoher Smp., zum Teil mit Wasser quellbar, elektrischer Isolator faserig, zum Teil zu einer viskosen Flüssigkeit schmelzbar Diamant, SiC, SiO 2 Graphit, Cdl 2, MoS 2 Glimmer, Kaolinit (Ton) SiS 2, Selen faserig, elektrischer Isolator Asbest oft hoher Smp., verformbar, elektrisch leitend Cu, Ag, Fe, Na

83 Kristallgitter Gittertypen

84 Auflösungsprozess von Salzen in Wasser

85 Lösungsvorgang bei Salzen Salz Gitterenergie [kj/mol] Hydrationsenergie [kj/mol] Lösungswärme [kj/mol] Lösungsvorgang KCl endotherm AgCI schwerlöslich CaCl exotherm

86 Temperatur-Energie-Diagramm für 1 kg Wasser

87 Phasendiagramme Phasendiagramm Wasser Phasendiagramm Kohlenstoffdioxid

88 Zusammenfassung Kapitel 5 Druck (p), Volumen (V) und Temperatur (T) sind Zustandsgrößen eines Gases. Das ideale Gasgesetz (p V=n R T) setzt sie in Bezug zueinander. Nach dem Avogadro-Gesetz enthalten gleiche Volumina beliebiger Gase bei gleicher Temperatur und gleichem Druck die gleiche Anzahl von Molekülen. Bei Normbedingungen beträgt das Volumen eines Mols eines Gases 22,414 L. Das Verhalten realer Gase weicht von dem eines idealen Gases ab. In kristallinen Körpern sind die Bestandteile des Feststoffes in regelmäßigen dreidimensionalen Gittern angeordnet. Amorphe Festkörper zeigen diese Regelmäßigkeit nicht. Man unterscheidet homogene und heterogene Mischungen. In Lösungen ist ein gelöster Stoff in einem Lösungsmittel molekulardispers verteilt. Die Zusammensetzung einer Lösung kann über den Massengehalt, die Konzentration oder die Molalität beschrieben werden. Ob sich eine Substanz auflöst oder nicht hängt von der Solvatationsenthalpie und der Entropie des Vorgangs ab.

89 Zusammenfassung Kapitel 5 Ein Phasendiagramm ist eine graphische Darstellung der Existenzbereiche der verschiedenen Phasen in Abhängigkeit von Druck und Temperatur. Unter Ausnutzung der Verdampfungsenthalpie von Substanzen kann man Kälte erzeugen.

90 Exotherme vs. Endotherme Reaktion

91 Reaktionsgeschwindigkeit in Abhängigkeit von Konzentration

92 Wirkungsweise eines Katalysators

93 Heterogene Katalyse H 2 C CH 2 + H 2 Metallkatalysator H 3 C CH 3

94 Autoabgaskatalyse Katalytisch aktive Substanz: ca. 2g Platin mit Beimengungen anderer Platinmetalle An der Oberfläche der Edelmetallpartikel laufen folgende Prozesse ab: Oxidation von CO: 2 CO + O 2 2 CO 2 Oxidation von KWs: 2 C 8 H O 2 16 CO H 2 O Reduktion von NO: 2 NO + 2 CO N CO 2 Wichtig für geringen Schadstoffausstoß: Kraftstoff/Luftverhältnis

95 Regeln zum Aufstellen von Oxidationszahlen 1. Ein einzelnes Atom oder ein Atom in einem Element hat die Oxidationszahl Null. 2. Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions ist identisch mit seiner lonenladung. 3. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines mehratomigen Ions ist gleich der Ladung dieses Ions. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines Moleküls (mehratomiges lon" mit Ladung Null) ist Null. 4. Fluor, das elektronegativste Element, hat in allen Verbindungen die Oxidationszahl -l. 5. Sauerstoff, das zweit-elektronegativste Element, hat meistens die Oxidationszahl -II. Ausnahmen: H 2 O 2 : -I, O 2- ; -1/2, OF 2 ; +II. 6. Wasserstoff hat in Verbindungen mit Nichtmetallen die Oxidationszahl +I. In Metallhydriden (z.b. LiH, MgH 2 ) hat Wasserstoff die Oxidationszahl -I. 7. In Verbindungen der Nichtmetalle ist die Oxidationszahl des elektronegativeren Elements negativ und entspricht der lonenladung, die für lonenverbindungen dieses Elements gilt.

96 Aufstellung von Redoxgleichungen 1. Reaktanden und Produkte, die an der Reduktion und Oxidation beteiligt sind, sind als erstes alle anzugeben; für sie werden die betreffenden Oxidationszahlen ermittelt. 2. Das Zahlenverhältnis, in dem Reduktionsmittel und Oxidationsmittel miteinander reagieren, wird bestimmt, indem die Oxidationszahl-Zunahme und die Oxidationszahl-Abnahme balanciert werden. 3. Die Summe der lonenladungen und die Anzahl anderer Atome auf beiden Seiten der Gleichung wird ausgeglichen. Um die lonenladungen in wässriger Lösung auszugleichen, dienen H + - und OH - -Ionen. Reduktion: Oxidationszahl-Abnahme um -1 2 III+ II- II+ 0 Fe S 2-2 Fe S Oxidation: Oxidationszahl-Zunahme um +2

97 Bestimmung von Oxidationszahlen

98 Das Brønsted Konzept Eine Gleichgewichtsreaktion, bei der ein Proton der Säure HA an eine Base B abgegeben wird, bezeichnet man als Protolysereaktion. Das sich einstellende Gleichgewicht als Protolysegleichgewicht. korrespondierendes (konjugiertes) Paar 1 HA Säure 1 + B Base 2 A - Base 1 + HB + Säure 2 korrespondierendes (konjugiertes) Paar 2 Ein Protolysegleichgewicht enthält immer zwei korrespondierende (konjugierte) Säure-Basen Paare (Bsp: Essigsäure).

99 ph-skala

100 Zusammenfassung Kapitel 6 In chemischen Reaktionsgleichungen reagieren Edukte zu Produkten unter Einhaltung des Gesetzes zur Erhaltung der Masse. Bei der Aufstellung chemischer Reaktionsgleichungen müssen Stoff- und Energiebilanz beachtet werden. In Abhängigkeit der Energiebilanz unterscheidet man exotherme und endotherme Reaktionen. Chemische Reaktionen können reversibel oder irreversibel ablaufen. Die Reaktionsgeschwindigkeit einer chemischen Reaktion kann durch Temperaturänderung, Konzentrationsänderung der Reaktionspartner und durch Katalysatoren beeinflusst werden. Bei Redox-Reaktionen wird ein Reaktand reduziert, der andere oxidiert. Oxidationszahlen sind die fiktiven Ionenladungen, die sich ergeben, wenn man die Elektronenpaare von kovalenten Bindungen ganz dem jeweils elektronegativeren Atom einer Bindung zuweist. Nach dem Arrhenius-Konzept ist eine Säure ein Stoff der in wässrigen Lösungen H 3 O + -Ionen bildet, während die wässrige Lösung einer Base OH - - Ionen enthält. Nach dem Brönstedt-Konzept ist eine Säure ein Protonen-Donator und eine Base ein Protonen-Akzeptor Reaktionen zwischen Säuren und Basen nennt man Neutralisation.

101 Chemisches Gleichgewicht Konzentrationsänderungen der Reaktanten und des Produktes bei Annäherung an den Gleichgewichtszustand für a) die Hinreaktion N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) und b) die Rückreaktion 2 NH 3 (g) N 2 (g) + 3 H 2 (g) bei der Herstellung von Ammoniak aus Stickstoff und Wasserstoff

102 Haber-Bosch-Verfahren

103 Indikatoren Indikator Thymolblau (1.Umschlag) Grenzfarbe bei niedrigem ph (sauer) Grenzfarbe bei höherem ph (basisch) Umschlagsbereich bei ph niedrigem ph rot gelb 1,2-2,8 Methylorange rot gelb 3,1-4,5 Methylrot rot gelb 4,2-6,3 Lackmus rot blau 6,0-8,0 Thymolblau (2.Umschlag) gelb blau 8,0-9,6 Phenolphtalein farblos rot 8,3-10,0 Thymolphtalein farblos blau 9,3-10,5 Alizaringelb Gelb Violett 10,0-12,1

104 Regeln zur Abschätzung von ph-wert von Salz-Lösungen 1. Salze von starken Basen mit starken Säuren beeinflussen den ph-wert nicht; die Lösung hat ph = 7. Beispiele: NaCI, KNO 3, Ba(ClO 3 ) 2 2. Salze von starken Basen mit schwachen Säuren ergeben basische Lösungen, ph > 7. Beispiele: KNO 2, Ca(CH 3 CO 2 ) 2, NaCN 3. Salze von schwachen Basen mit starken Säuren ergeben saure Lösungen, ph<7. Beispiele: NH 4 NO 3, FeBr 2, AlCl 3 4. Salze von schwachen Basen mit schwachen Säuren wie zum Beispiel Ammoniumacetat, NH 4 CN, Cu(NO 2 ) 2 können saure oder basische Lösungen ergeben. Der ph-wert hängt davon ab, ob der saure Charakter des Kations oder der basische Charakter des Anions überwiegt.

105 Härtebereich des Wassers Grad deutscher Härte [ d] Erdalkalimetall-lonen [mmol/l] Benennung des Härtebereichs < 7 < 1,3 weich ,3-2,5 mittelhart ,5-3,8 hart > 21 > 3,8 sehr hart

106 Funktionsweise von Ionentauschern

107 Benennung von Komplexen 1. Zahl der Liganden in griechischen Zahlenwörtern 2. Art der Liganden anionische: Liganden durch Anhängen der Endung -o an betreffenden Namen (Cyano CN - ; Chloro Cl - ; Sulfato SO 4 2-, Hydroxo OH-) neutrales Ammoniak-Molekül mit Bezeichnung Amin NH 3 Anlagerung von Wasser durch die Bezeichnung aqua und schließlich 3. Zentralatom mit Angabe der Oxidationszahl in nachgestellten römischen Zahlen; die Zentralatome der Anionen werden dabei durch Anhängen der Silbe -at gekennzeichnet Bspe: K 4 [Fe(CN) 6 ] Kaliumhexacyanoferrat(II), Trivialname: gelbes Blutlaugensalz" K 3 [Fe(CN) 6 ] Kaliumhexacyanoferrat(III), Trivialname rotes Blutlaugensalz" [Cu(H 2 O) 4 ]SO 4 5H 2 O Tetraaquakupfer(II)-sulfat-Hydrat, Trivialname Kupfervitriol"

108 Zusammenfassung Kapitel 7 Das Massenwirkungsgesetz stellt eine allgemeingültige Gesetzmäßigkeit zur Beschreibung chemischer Gleichgewichte dar. Katalysatoren können die Geschwindigkeit beim Ablauf chemischer Reaktionen bis zur Einstellung des Gleichgewichtes beeinflussen, jedoch nicht Lage des chemischen Gleichgewichts. Übt man auf ein System, das sich im chemischen Gleichgewicht befindet, durch Änderung der äußeren Bedingungen einen Zwang aus, so verschiebt sich das chemische Gleichgewicht derart, dass dieser äußere Zwang vermindert wird (Prinzip vom kleinsten Zwang). Das Ionenprodukt des Wassers (bei 25 C) beträgt c H+ c OH- = mol 2 /l 2. Das Löslichkeitsprodukt eines Salzes gibt Auskunft über dessen Löslichkeit. In Komplexverbindungen liefert, im Gegensatz zu Atombindungen, der Ligand alle Elektronen die für die Bindung zur Verfügung stehen.

109 Zink-Kohle Batterien (Duracell) Elektrochemie Autobatterie (Blei-Akku) Korrosion Brennstoffzelle

110 Wichtige Begriffe Spannung (Potential) U W Q U: Spannung [V = N m/a s] W: Arbeit / Energie in Joule [J = N m] Q: Ladung in Coulomb [C = A s] Stromstärke I Q t I: Stromstärke [A] Elektrischer Widerstand (Ohmsches Gesetz) R U I Elektrische Leitfähigkeit R: Widerstand [Ohm = W = N m/a 2 s] 1 s R R: Widerstand [Siemens = S = W 1 ]

111 Elektrolyse

112 Elektrolyse Allgemeine Regeln: An der Kathode werden Metallionen zu Metallen oder Hydroxoniumionen oder Wasser zu Wasserstoff reduziert. An der Anode werden Anionen oxidiert. Auch Wasser kann oxidiert werden; wenn das Anodenmaterial leichter oxidierbar ist als die vorhanden Anionen oder als Wasser, wird dieses angegriffen und zu seinen Ionen oxidiert. Enthält ein Elektrolyt mehrere Teilchenarten, die reduziert oder oxidiert werden können, so lässt sich vielfach aus der Redoxreihe ableiten, welche der verschiedenen möglichen Reaktionen tatsächlich eintritt.

113 Chloralkali-Elektrolyse

114 Elektrolyse wässriger Lösung von NaCl

115 Faradaysche Gesetze Michael Faraday Faradaysches Gesetz: Die bei der Elektrolyse abgeschiedenen Stoffmengen sind proportional den durch den Elektrolyten geflossenen Ladungsmengen: m ~ Q bzw. m ~ I t. 2. Faradaysches Gesetz: Die durch gleiche Strommengen abgeschiedenen Stoffmengen verhalten sich zueinander wie ihre Äquivalentmassen. Mathematische Formulierung: m M Q a z F m = abgeschiedene Masse M= molare Masse Q = Ladungsmenge Z = Ionenladung F = Faradaysche Konstante (96485 Coulomb) a = Stromausbeute (nur im Idealfall = 1)

116 Zn-Blech in Kupferlösung

117 Galvanische Zellen I Luigi Galvani Alessandro Volta Allgemeine Regel: Führt man einen Redoxvorgang in der Weise durch, dass Oxidation und Reduktion voneinander räumlich getrennt werden und die Elektronenübertragung nur durch einen Verbindungsdraht möglich ist, so wirkt die Anordnung als Stromquelle (= Batterie).

118 Galvanische Zellen II Luigi Galvani Alessandro Volta Konzentrationskette

119 Standard-Wasserstoffelektrode

120 Elektrochemische Spannungsreihe

121 Zink-Kohle Batterie Oxidation: Zn Zn e - Reduktion: 2H e - H 2 Weitere Reaktionen: NH 4 Cl NH 3 + H + + Cl - Zn NH 3 [Zn(NH 3 ) 2 ] 2+ H 2 + 2MnO 2 H 2 O + Mn 2 O 3

122 Blei-Akkumulator Anode: Pb + SO 4 2- Entladen Laden PbSO 4 + 2e - Kathode: PbO 2 + 4H + +SO 4 2- Entladen + 2e - PbSO 4 + 2H 2 O Laden Entladen Gesamtreaktion: Pb + PbO 2 + 2H 2 SO 4 2PbSO 4 + 2H 2 O Laden

123 Lithium-Ionen-Akku Entladen Anode: LiC Li + + C + e - Laden Entladen Kathode: 2 Li 0,5 CoO 2 + Li + + e - 2 LiCoO 2 Laden Entladen Gesamtreaktion: LiC + 2 Li 0,5 CoO 2 2 LiCoO 2 + C Laden

124 Brennstoffzelle Anode: 2 H 2 4 H + + 4e - Kathode: O H + + 4e - 2 H 2 O Gesamtreaktion: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O

125 Zusammenfassung Kapitel 8 Ein elektrischer Strom ist ein Fluss von elektrischer Ladung. Bei der Elektrolyse nutzt man elektrischen Strom um chemische Umwandlungen zu erzielen, wobei die umgesetzten Stoffmengen von der Elektrizitätsmenge abhängen: Die elektrische Ladung von 1 Mol Elektronen beträgt F = C (Faraday-Konstante). In einer Galvanischen Zelle werden Redoxreaktionen zur Erzeugung von elektrischem Strom genutzt. Zwei Halbreaktionen (Oxidation/ Reduktion) laufen räumlich getrennt voneinander ab und die Elektronenübertragung erfolgt über einen äußeren Stromkreis. Die Elektromotorische Kraft (EMK) einer Zelle ist das Maß für die Tendenz zum Ablauf der Zellenreaktionen (Einheit Volt). Die elektromotorische Kraft einer Zelle kann als Differenz der beiden Halbzellenpotentiale angesehen werden. Die Halbzellenpotentiale werden werden auf einer Skala gemessen, für deren Nullpunkt die Norm-Wasserstoffelektrode festgelegt wurde. Die Werte für die Normalpotentiale sind in der Spannungsreihe aufgeführt. Die Nernstsche Gleichung dient zur Berechnung der Potentiale einer galvanischen Zelle wenn keine Standardbedingungen vorliegen.