Modul BCh 1.2 Praktikum Anorganische und Analytische Chemie I

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1 Institut für Anorganische Chemie Prof. Dr. R. Streubel Modul BCh 1.2 Praktikum Anorganische und Analytische Chemie I Vorlesung für die Studiengänge Bachelor Chemie und Lebensmittelchemie Im WS 08/09 Die ins Netz gestellte Foliensammlung soll Sie vom schnellen Mitschreiben entlasten. Sie erspart Ihnen jedoch keinesfalls das Lernen mit Büchern. Die Folien sind nur für Ihren eigenen Gebrauch bestimmt ein Vervielfältigen und Verbreiten ist nicht gestattet. Es sind weiterhin an vielen Stellen absichtlich Auslassungen vorhanden, die von Ihnen zu ergänzen sind. r.streubel@uni-bonn.de

2 Themenübersicht 1. Die chemische Reaktion 2. Chemie der wässrigen Lösung 3. Säure-Base-Reaktionen 4. Reduktion-Oxidations-Reaktionen 5. Einführung in nasschemische Analysemethoden 6. (Nachweis-)Reaktionen von HGE-Verbindungen (I) 7. (Nachweis-)Reaktionen von HGE-Verbindungen (II) 8. (Nachweis-)Reaktionen von HGE-Verbindungen (III) Folie 1

3 Zustandsformen der Materie (I) Aggregatzustände: 1) gasförmig [g] als Index an der Summenformel 2) flüssig [l] als Index an der Summenformel 3) fest [s] als Index an der Summenformel Erfahrungssätze und phänomenologische Beobachtungen Gase besitzen weder eine definierte Form, noch ein definiertes Volumen. Flüssigkeiten besitzen keine definierte Form, aber ein definiertes Volumen. Festkörper besitzen sowohl eine definierte Form, als auch ein definiertes Volumen. Folie 2

4 Zustandsformen der Materie (II) Das System als tatsächlicher oder gedachter Reaktionsraum: 1) abgeschlossen 2) geschlossen 3) offen Homogene und heterogene Systeme: Homogen: Materie beliebigen Aggregatzustandes, die sowohl einheitlich in ihrer chemischen Zusammensetzung wie auch in ihren physikalischen Eigenschaften ist, Phasen: Homogen (erscheinende) Systeme. Lösung: Homogenes, flüssiges Stoffgemisch aus mehreren Komponenten. Heterogen: Materie, die nicht einheitlich in ihrer Zusammensetzung und/ oder physikalischen Eigenschaften ist. Es existieren mehrere Phasen, die durch Phasengrenzen separiert sind. Folie 3

5 Heterogene Phasen (Klassifizierung/Stofftrennung) Gemische: Aggregatzustände Beispiele 1) Gemenge: fest/fest Sand/Salz 2) Suspension: fest/flüssig Schlamm 3) Emulsion: flüssig/flüssig Milch 4) Aerosol (I): fest/gasförmig Rauch 5) Aerosol (II): flüssig/gasförmig Schaum Stofftrennung (s. Versuche im Praktikum) Folie 4

6 Die chemische Reaktion (I) Energetische Effekte bei chemischen Reaktionen: 1) Die pro Formelumsatz entwickelte oder verbrauchte Wärmemenge heißt Reaktionswärme (Einheiten: 2) Die Reaktionswärme einer chemischen Reaktion, die bei konstantem Druck abläuft, 3) Reaktionen, bei denen H negativ ist, nennt man exotherm solche bei denen H positiv ist, nennt man endotherm. Standardzustand: Angabe der Reaktionsenthalpie für einen def. Anfangs- und Endzustand. Gase: Idealer Zustand Flüssige und feste Stoffe: Den Zustand der reinen Phase, jeweils bei 1,013 bar = 1 atm Druck Folie 5

7 Die chemische Reaktion (II) Wichtige Aspekte chemischer Gleichungen 1) Der stöchiometrische Faktor gibt an wieviele Einheiten einer chemischen Spezies an der Reaktion beteiligt sind: H + H H 2 2) Die Unterscheidung zwischen Ausgangsstoffen (Edukte; links des Pfeils) und den Endstoffen (Produkte; rechts des Pfeils): H 2 + Cl 2 3) Die Stoffbilanz muß ausgeglichen sein (kontrollieren!). SiO HF 4) Die Ladungsbilanz muß ausgeglichen sein (kontrollieren!). Mg F - Folie 6

8 Die chemische Reaktion (III) 5) Die Reaktionsenthalpie H ergibt sich durch Σ H Produkte Σ H Edukte H 2 + Cl 2 H = -184,8 kj/mol N 2 + O 2 H = +180,6 kj/mol Folie 7

9 Die chemische Reaktion (IV) 6) Bei der Angabe der Reaktionsenthalpie H muß auch die Temperatur und der Aggregatzustand angeben werden. 8) Bei gleichem Anfangs- und Endzustand der Reaktion ist die Reaktionsenthalpie für jeden Reaktionsweg gleich groß! (Satz von Heß) 9) Die Standardbildungsenthalpie H Bo : Bildung von 1 mol einer Verbindung im Standardzustand (25 C; 1,013bar) Folie 8

10 Die chemische Reaktion (V) Entropische Effekte bei chemischen Reaktionen: 1) In einem stofflich und energetisch abgeschlossenen System können nur solche Vorgänge ablaufen, bei denen die Entropie (S) wächst. 2) Am absoluten Nullpunkt (T = -273 C [K]) ist d ie Entropie eines idealen, kristallinen Stoffes gleich null. 3) Die Entropie einer reinen Phase unter Standardbedingungen heißt Standardentropie (S o ); für Gase wird ideales Verhalten angenommen. Ausgewählte Beispiele einiger Stoffe [J/Kmol]: Folie 9

11 Die chemische Reaktion (VI) Entropieänderungen bei Phasenübergängen (T = 298 K): C Diamant C Graphit S o = +3,3 J/Kmol S o = Σ S Produkte Σ S Edukte Entropieänderungen bei chemischen Reaktionen (T = 298 K): C Graphit + O 2 CO 2 S o = +2,9 J/Kmol S o = Σ S Produkte Σ S Edukte N H 2 2 NH 3 S o = -198,7 J/Kmol S o = Σ S Produkte Σ S Edukte Folie 10

12 Die chemische Reaktion (VII) Merksatz: Entropieänderungen sind besonders groß, wenn bei der Reaktion eine Änderung der Stoffmenge der gasförmigen Teilnehmer erfolgt (vgl. z.b. NH 3 -Bildung)! Entropische Effekte bei chemischen Reaktionen (Forts.): Nach Satz 1 gilt Solche Prozesse heißen irreversibel, d.h. nicht umkehrbar! 4) Finden in einem abgeschlossenen System nur reversible Prozesse statt, so bleibt die Entropie (S) konstant. Folie 11

13 Die chemische Reaktion (VIII) Zur vollständigen Beschreibung des Zustandes eines Systems benötigen wir eine Kombination der drei Größen: Enthalpie, Entropie und Temperatur Freie Reaktionsenthalpie G = H - T. S freie Standardbildungsenthalpie Für Reaktionen bei konst. Temperatur und konst. Druck können wir drei Situationen unterscheiden: G < 0 G = 0 G > 0 Spontan verlaufende Reaktion Es herrscht Gleichgewicht Die Reaktion verläuft nicht freiwillig Folie 12

14 Die chemische Reaktion (IX) Gibbs-Helmholtz-Gleichung G = H - T. S Ein negativer H-Wert führt unter Normalbed. i.r. zu spontanen Reaktionen Ein positiver H-Wert kann überwunden werden, wenn S > 0 und T groß! durch Zufuhr von thermischer Energie: [kj/mol] Folie 13

15 Die chemische Reaktion (X) Kinetische Effekte bei chemischen Reaktionen: 1) Chemische Reakt. verlaufen mit sehr unterschiedlicher Geschwindigkeit. 3) Manche Reaktionen verlaufen irreversibel (nicht umkehrbar). 4) Manche Reaktionen verlaufen reversibel (umkehrbar). Beispiel: reversible Bildung und Zerfall von Iodwasserstoff Folie 14

16 Die chemische Reaktion (XI) 1) Ausgangs- Energieniveau 2) Ausgangs-Energieniveau 3) Gleichgewicht: Die Geschwindigkeit der Hin- entspricht der Rückreaktion. Folie 15

17 Die chemische Reaktion (XII) Die Geschwindigkeitskonstante als Funktion der Temperatur: 1) z.b. T = 300 K 2) z.b. T = 600 K Folie 16

18 Die chemische Reaktion (XIII) Folie 17

19 Die chemische Reaktion (XIV) Beispiele heterogen-katalytischer Reaktionen (vgl. A16): 1) V 2 O 5 -Katalyse in der H 2 SO 4 -Synthese (vgl. NO-Katalyse!) 2) α-fe-katalyse in der NH 3 -Synthese (Haber-Bosch-Verfahren) Weitere Aspekte katalytischer Reaktionen: Promotoren und Katalysatorgifte/Inhibitoren, d.h. reaktionsfördernde bzw. reaktionshemmende Stoffe Folie 18