AC01 Allgemeine Chemie

Wintersemester 2013/14 AC01 Allgemeine Chemie David Scheschkewitz Universität des Saarlandes Allgemeine und Anorganische Chemie scheschkewitz@mx.uni-saarland.de Joseph Wright of Derby (1734-1797) "The Alchymist, in Search of the Philosopher's Stone, Discovers Phosphorus ; Derby, Museum and Art Gallery

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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

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, 06. 12. 2013 Beginn AC02 Chemie der Hauptgruppenelemente: Freitag, 10. 01. 2014 Ort: Großer Hörsaal der Chemie, Gebäude C4.3 Bei den Prüfungen darf benutzt werden: Stift Taschenrechner Kein Periodensystem!

Klausurtermin Studienfach Chemie Bachelor Chemie Lehramt Physik Bachelor (Wahlpflichtfach) Mathematik Bachelor AC01 Allgemeine Chemie Klausur Mittwoch, 08.01.2014 08:30-10:00 Uhr AC02 Grundlagen der Hauptgruppenchemie Modulklausur AC I (Klausur AC02+ ACG) Freitag, 14.02.2014, 10:00-12.00 Uhr Klausur AC 02 Freitag, 14.02.2014 10:00-12:00 Uhr AC01 Nachklausur: Donnerstag, 10.04.2014, 10 Uhr s.t. großer Hörsaal AC 02 Nachklausur : Freitag, 11.04.2014, 10 Uhr s.t. großer Hörsaal http://www.uni-saarland.de/fak8/scheschkewitz/html/student_page.html

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)

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

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 56 137,327 Helium Helium He 2 4,00260 Lanthan Lanthanium La 57 138.9055 Lithium Lithium Li 3 6.941 Cer Cerium Ce 58 141.116 Beryllium Beryllium Be 4 9,012182 Praseodym Praseodymium Pr 59 140.90765 Bor Boron B 5 10,811 Neodym Neodymium Nd 60 144.24 Kohlenstoff Carbon C 6 12,0107 Promethium Promethium Pm 61 146.9151 Stickstoff Nitrogen N 7 14.0067 Samarium Samarium Sm 62 150.36 Sauerstoff Oxygen O 8 15.9994 Europium Europium Eu 63 151.964 Fluor Fluorine F 9 18.9984032 Gadolinium Gadolinium Gd 64 157.25 Neon Neon Ne 10 20.1797 Terbium Terbium Tb 65 158.92534 Natrium Sodium Na 11 22,989770 Dysprosium Dysprosium Dy 66 162,50 Magnesium Magnesium Mg 12 24,3050 Holmium Holmium Ho 67 164.93032 Aluminium Aluminium Al 13 26,981538 Erbium Erbium Er 68 167,259 Silicium Silicon Si 14 28,0855 Thulium Thulium Tm 69 168.93421 Phosphor Phosphorus P 15 30,973761 Ytterbium Ytterbium Yb 70 173.04 Schwefel Sulfur S 16 32,065 Lutetium Lutetium Lu 71 174.967 Chlor Chlorine Cl 17 35.453 Hafnium Hafnium Hf 72 178.49 Argon Argon Ar 18 39.948 Tantal Tantalum Ta 73 180.9479 Kalium Potassium K 19 39,0983 Wolfram Tungsten W 74 183,84 Calcium Calcium Ca 20 40,078 Rhenium Rhenium Re 75 186.207 Scandium Scandium Sc 21 44,955910 Osmium Osmium Os 76 190,23 Titan Titanium Ti 22 47,867 Iridium Iridium Ir 77 192.217 Vanadium Vanadium V 23 50.9415 Platin Platinum Pt 78 195.078 Chrom Chromium Cr 24 51.9961 Gold Gold Au 79 196.96654 Mangan Manganese Mn 25 54.938049 Quecksilber Mercury Hg 80 200.59 Eisen Iron Fe 26 55.845 Thallium Thallium Tl 81 204,3833 Kobalt Cobalt Co 27 58,933200 Blei Lead Pb 82 207.2 Nickel Nickel Ni 28 58,6934 Bismut Bismuth Bi 83 208.98038 Kupfer Copper Cu 29 63.546 Polonium Polonium Po 84 208.9824 Zink Zinc Zn 30 65.39 Astat(in) Astatine At 85 209.9871 Gallium Gallium Ga 31 69.723 Radon Radon Rn 86 222.0176 Germanium Germanium Ge 32 72.64 Francium Francium Fr 87 223.0197 Arsen Arsenic As 33 74,92160 Radium Radium Ra 88 226.0254 Selen Selenium Se 34 78.96 Actinium Actinium Ac 89 227.0278 Brom Bromine Br 35 79.904 Thorium Thorium Th 90 232.0381 Krypton Krypton Kr 36 83,80 Protactinium Protactinium Pa 91 231.03588 Rubidium Rubidium Rb 37 85.4678 Uran Uranium U 92 238.02891 Strontium Strontium Sr 38 87.62 Neptunium Neptunium Np 93 237.0482 Yttrium Yttrium Y 39 88.90585 Plutonium Plutonium Pu 94 244.0642 Zirkon(ium) Zirconium Zr 40 91,224 Americium Americium Am 95 243.0614 Niob Niobium Nb 41 92.90638 Curium Curium Cm 96 247.0703 Molybdän Molybdenum Mo 42 95.94 Berkelium Berkelium Bk 97 247.0703 Technetium Technetium Tc 43 98.9063 CaliforniumLebensdauer Monate Cf 98 251.0796 Ruthenium Ruthenium Ru 44 101.07 Einsteinium Einsteinium Es 99 252.0829 Rhodium Rhodium Rh 45 102.9055 Fermium Fermium Fm 100 257.0951 Palladium Palladium Pd 46 106.42 Mendelevium Mendelevium Mv 101 258.0986 Silber Silver Ag 47 107,8682 Nobelium Nobelium No 102 259.1009 Cadmium Cadmium Cd 48 112,411 Lawrentium Lawrentium Lr 103 262.11 Indium Indium In 49 114,818 Rutherfordium Rutherfordium Rf 104 261.1089 Zinn Tin Sn 50 118,710 Dubnium Dupnium Db 105 262.1144 Antimon Antimony Sb 51 121,760 Seaborgium Seaborgium Sg 106 263.1186 Tellur Tellurium Te 52 127,60 Bohrium Bohrium Bh 107 262.1231 Jod(Iod) Iodine I 53 126.90447 Hassium Hassium Hs 108 265.1306 Xenon Xenon Xe 54 131,293 Meitnerium Meitnerium Mt 109 266.1378 Cäsium Cäsium Cs 55 132.90545 Lebensdauer Minuten

0,07 0,06 0,06 0,04 Prozent Elementhäufigkeiten Elementhäufigkeit in der Erdkruste Prozent 50 40 30 20 10 0 49,2 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 80 70 60 50 40 30 20 10 0 77 21 0,8 0,3 0,2 0,1 Universum

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

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 1776-1856 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

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

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 10 18 peta- P 10 15 tera- T 10 12 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 10-12 femto- f 10-15 atto- a 10-18

Abgeleitete Einheiten

Naturkonstanten Konstante Symbol Zahlenwert Avogadro-Zahl N A 6,022137 10 23 mol -1 Bohr-Radius a 0 5,29177 10-11 m Elektron, Ruhemasse 9,10939 10-28 g 5,485799 10-4 u Elementarladung e 1,6021773 10-19 C Faraday-Konstante F = N A e 9,648531 10 4 C mol -1 Ideale Gaskonstante R 8,31451 J mol -1 K -1 8,31451 kpa L mol -1 K -1 Lichtgeschwindigkeit c 2,99792458 10 8 m s -1 Molares Volumen eines idealen Gases V m 22,4141 L mol -1 Neutron, Ruhemasse 1,674929 10-24 g 1,00866501 u Planck-Konstante h 6,626076 10-34 J s Proton, Ruhemasse 1,672623 10-24 g 1,00727647 u Normal-Fallbeschleunigung g m 9,80665 m s -2 Amadeo Avogadro 1776-1856 Niels Bohr 1885-1962 Michael Farraday 1791-1867 Max Planck 1858-1947

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

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

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 9,1094 10-28 g 1,6726 10-24 g 1,6749 10-24 g 5,4859 10-4 u 1,007277 u 1,008665 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 = 1,6606 10-27 kg e: Elementarladung e = 1.60219 10-19 C

Experimentelle Hinweise auf Atombau 1897 J. J. Thomson: Entdeckung des Elektrons ( ) 1/1836 der Protonenmasse Damals: Debatte ob Kathodenstrahlen Wellen oder Teilchen seien Physik 1906 1911 Ernest Rutherford: Entdeckung des Atomkerns Positiv geladen (+) Chemie 1908 Bilder: http://www.rsc.org/chemsoc/timeline/timeline.asp

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 56 137,327 Helium Helium He 2 4,00260 Lanthan Lanthanium La 57 138.9055 Lithium Lithium Li 3 6.941 Cer Cerium Ce 58 141.116 Beryllium Beryllium Be 4 9,012182 Praseodym Praseodymium Pr 59 140.90765 Bor Boron B 5 10,811 Neodym Neodymium Nd 60 144.24 Kohlenstoff Carbon C 6 12,0107 Promethium Promethium Pm 61 146.9151 Stickstoff Nitrogen N 7 14.0067 Samarium Samarium Sm 62 150.36 Sauerstoff Oxygen O 8 15.9994 Europium Europium Eu 63 151.964 Fluor Fluorine F 9 18.9984032 Gadolinium Gadolinium Gd 64 157.25 Neon Neon Ne 10 20.1797 Terbium Terbium Tb 65 158.92534 Natrium Sodium Na 11 22,989770 Dysprosium Dysprosium Dy 66 162,50 Magnesium Magnesium Mg 12 24,3050 Holmium Holmium Ho 67 164.93032 Aluminium Aluminium Al 13 26,981538 Erbium Erbium Er 68 167,259 Silicium Silicon Si 14 28,0855 Thulium Thulium Tm 69 168.93421 Phosphor Phosphorus P 15 30,973761 Ytterbium Ytterbium Yb 70 173.04 Schwefel Sulfur S 16 32,065 Lutetium Lutetium Lu 71 174.967 Chlor Chlorine Cl 17 35.453 Hafnium Hafnium Hf 72 178.49 Argon Argon Ar 18 39.948 Tantal Tantalum Ta 73 180.9479 Kalium Potassium K 19 39,0983 Wolfram Tungsten W 74 183,84 Calcium Calcium Ca 20 40,078 Rhenium Rhenium Re 75 186.207 Scandium Scandium Sc 21 44,955910 Osmium Osmium Os 76 190,23 Titan Titanium Ti 22 47,867 Iridium Iridium Ir 77 192.217 Vanadium Vanadium V 23 50.9415 Platin Platinum Pt 78 195.078 Chrom Chromium Cr 24 51.9961 Gold Gold Au 79 196.96654 Mangan Manganese Mn 25 54.938049 Quecksilber Mercury Hg 80 200.59 Eisen Iron Fe 26 55.845 Thallium Thallium Tl 81 204,3833 Kobalt Cobalt Co 27 58,933200 Blei Lead Pb 82 207.2 Nickel Nickel Ni 28 58,6934 Bismut Bismuth Bi 83 208.98038 Kupfer Copper Cu 29 63.546 Polonium Polonium Po 84 208.9824 Zink Zinc Zn 30 65.39 Astat(in) Astatine At 85 209.9871 Gallium Gallium Ga 31 69.723 Radon Radon Rn 86 222.0176 Germanium Germanium Ge 32 72.64 Francium Francium Fr 87 223.0197 Arsen Arsenic As 33 74,92160 Radium Radium Ra 88 226.0254 Selen Selenium Se 34 78.96 Actinium Actinium Ac 89 227.0278 Brom Bromine Br 35 79.904 Thorium Thorium Th 90 232.0381 Krypton Krypton Kr 36 83,80 Protactinium Protactinium Pa 91 231.03588 Rubidium Rubidium Rb 37 85.4678 Uran Uranium U 92 238.02891 Strontium Strontium Sr 38 87.62 Neptunium Neptunium Np 93 237.0482 Yttrium Yttrium Y 39 88.90585 Plutonium Plutonium Pu 94 244.0642 Zirkon(ium) Zirconium Zr 40 91,224 Americium Americium Am 95 243.0614 Niob Niobium Nb 41 92.90638 Curium Curium Cm 96 247.0703 Molybdän Molybdenum Mo 42 95.94 Berkelium Berkelium Bk 97 247.0703 Technetium Technetium Tc 43 98.9063 CaliforniumLebensdauer Monate Cf 98 251.0796 Ruthenium Ruthenium Ru 44 101.07 Einsteinium Einsteinium Es 99 252.0829 Rhodium Rhodium Rh 45 102.9055 Fermium Fermium Fm 100 257.0951 Palladium Palladium Pd 46 106.42 Mendelevium Mendelevium Mv 101 258.0986 Silber Silver Ag 47 107,8682 Nobelium Nobelium No 102 259.1009 Cadmium Cadmium Cd 48 112,411 Lawrentium Lawrentium Lr 103 262.11 Indium Indium In 49 114,818 Rutherfordium Rutherfordium Rf 104 261.1089 Zinn Tin Sn 50 118,710 Dubnium Dupnium Db 105 262.1144 Antimon Antimony Sb 51 121,760 Seaborgium Seaborgium Sg 106 263.1186 Tellur Tellurium Te 52 127,60 Bohrium Bohrium Bh 107 262.1231 Jod(Iod) Iodine I 53 126.90447 Hassium Hassium Hs 108 265.1306 Xenon Xenon Xe 54 131,293 Meitnerium Meitnerium Mt 109 266.1378 Cäsium Cäsium Cs 55 132.90545 Lebensdauer Minuten

Massendefekt und Kernbindungsenergie Albert Einstein 1879-1955 Physik 1921

Bohrsches Postulate und Atommodell Physik 1922 Niels Bohr 1885-1962 1. 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.

Maßstäbliches Modell

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: http://www.physik.uni-augsburg.de/annalen/history/historic-papers/1901_309_553-563.pdf http://www.zbp.univie.ac.at/dokumente/einstein1.pdf

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

Flammenfärbung Bariumchlorid Kaliumiodid Magnesium Calciumchlorid Lithiumchlorid Natriumchlorid

Welle-Teilchen Dualismus

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) http://www.markstivers.com/cartoons

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 http://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/ed084p1287

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 1 0 0 1s 1 2 0 0 2s 1 1 +1, 0, -1 2p 3 3 0 0 3s 1 1 +1,0, -1 3p 3 2 +2, +1, 0, -1, -2 3d 5 4 0 0 4s 1 1 +1, 0, -1 4p 3 2 +2, +1, 0, -1, -2 4d 5 3 +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 4f 7

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 ) 1 2 2 1 2 8 3 6 1 2 18 3 6 5 10 1 2 32 3 6 5 10 7 14

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 1 0 0 1s 1 2 0 0 2s 1 1 +1, 0, -1 2p 3 3 0 0 3s 1 1 +1,0, -1 3p 3 2 +2, +1, 0, -1, -2 3d 5 4 0 0 4s 1 1 +1, 0, -1 4p 3 2 +2, +1, 0, -1, -2 4d 5 3 +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 4f 7

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.

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.

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.

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

Energetische Abfolge der Orbitale

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

Periodensystem der Elemente (PSE) Haupt- -gruppen 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 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

Modernes Periodensytem

Namen von Gruppen und Perioden im PSE Haupt- -gruppen 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 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

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

Elektronenaffinitäten Be 2s 2p N 2s 2p E a 0 Stabilität (halb-)gefüllter (Unter-)Schalen Werte nach Myers: http://dx.doi.org/10.1021/ed067p307

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

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

Elektronegativität c M 1932 Robert Mulliken: Absolute Elektronegativität c M c M = ½ (E I + E a ) [in ev] Originalarbeit http://dx.doi.org/10.1063/1.1749394 Chemie 1966 c P 0.168(c M - 1.23)

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

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)

Effektive Kernladung (Slater-Regeln) 1930 John Slater Atomare Abschirmungskonstanten Ein Satz empirischer Regeln zur Abschätzung der effektiven Kernladung, die auf ein Valenzelektron wirkt Originalarbeit http://prola.aps.org/pdf/pr/v36/i1/p57_1 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

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]

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) = 14 9.85 = 4.15 Beispiel: Silicium SC = [1 2] + [0.85 8] + [0.35 3] + [0]

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

Kovalenzradius Li Be B C N O F Ne 128 96 84 76 71 66 57 58 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 1.30 1.95 2.60 3.25 3.90 4.55 5.20 5.85

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

Kovalenzradius und van-der-waals Radius

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).

Atombindung

Bindungsbildung im Wasserstoffmolekül

Elektronenkonfiguration des N-Atoms: -Bindung

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

NaCl-Bildung Schema nach Bohrschem Atommodell

Ionenbindung

Metalle: Elektronengasmodell

Metalle: Bändermodell

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

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

Moleküle mit polaren Bindungen

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

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.

Punkte auf einer Kugel Modell Anordnung mit minimaler Abstoßungsenergie

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

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

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

Wasserstoff-Brücken

Anomalie des Wassers

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

Aggregatszustände

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

Reale Gase

Linde-Verfahren zur Luftverflüssigung

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

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

Kristallgitter Gittertypen

Auflösungsprozess von Salzen in Wasser

Lösungsvorgang bei Salzen Salz Gitterenergie [kj/mol] Hydrationsenergie [kj/mol] Lösungswärme [kj/mol] Lösungsvorgang KCl 703 690 +13 endotherm AgCI 874 845 +29 schwerlöslich CaCl 2 2148 2330-182 exotherm

Temperatur-Energie-Diagramm für 1 kg Wasser

Phasendiagramme Phasendiagramm Wasser Phasendiagramm Kohlenstoffdioxid

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.

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.

Exotherme vs. Endotherme Reaktion

Reaktionsgeschwindigkeit in Abhängigkeit von Konzentration

Wirkungsweise eines Katalysators

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

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 18 + 25 O 2 16 CO 2 + 18 H 2 O Reduktion von NO: 2 NO + 2 CO N 2 + 2 CO 2 Wichtig für geringen Schadstoffausstoß: Kraftstoff/Luftverhältnis

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.

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 3+ + 1 S 2-2 Fe 2+ + 1 S Oxidation: Oxidationszahl-Zunahme um +2

Bestimmung von Oxidationszahlen

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).

ph-skala

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.

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

Haber-Bosch-Verfahren

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

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.

Härtebereich des Wassers Grad deutscher Härte [ d] Erdalkalimetall-lonen [mmol/l] Benennung des Härtebereichs < 7 < 1,3 weich 7-14 1,3-2,5 mittelhart 14-21 2,5-3,8 hart > 21 > 3,8 sehr hart

Funktionsweise von Ionentauschern

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"

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- = 1 10-14 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.

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

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 ]

Elektrolyse

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.

Chloralkali-Elektrolyse

Elektrolyse wässriger Lösung von NaCl

Faradaysche Gesetze Michael Faraday 1791-1867 1. 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)

Zn-Blech in Kupferlösung

Galvanische Zellen I Luigi Galvani 1737-1798 Alessandro Volta 1745-1827 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).

Galvanische Zellen II Luigi Galvani 1737-1798 Alessandro Volta 1745-1827 Konzentrationskette

Standard-Wasserstoffelektrode

Elektrochemische Spannungsreihe

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

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

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

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

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 = 96485 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.