Anorganische Chemie 1. Grundlagen PDF

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Prof. Dr. Henry Strasdeit...

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Anorganische Chemie 1.Grundlagen 1.1 Definition Chemie ist die Lehre von den Stoffen (deren Zusammensetzung, Eigenschaften und Charakterisierung und den Stoffänderungen)

1.2 Physikalische Eigenschaften Härte, Dichte, Schmelzpunkt, Siedepunkt, elektrische Leitfähigkeit, Aggregatzustand(fest, flüssig o. gasförmig)  Keine Veränderung der stofflichen Zusammensetzung

1.3 Chemische Eigenschaften Brennbarkeit, allgemeine Reaktivität, saure und basische Verhalten  Veränderung der stofflichen Zusammensetzung Bsp.: Natrium (Na): Härt (Weichheit), elektrische Leitfähigkeit = physikalische Eigenschaften Verhalten gegenüber Wasser

1.4 Stoffe Stoffe Reine Stoffe Elemente

Mischungen

Verbindungen

homogene

heterogene

Homogen: äußerlich(mit bloßem Auge oder unter dem Lichtmikroskop einheitlich) Heterogen: äußerlich uneinheitlich Aggregatzustand Fest/fest

Fest/flüssig Fest/gasförmig

Flüssig/flüssig Flüssig/gasförmig

Homogene Systeme(Lösungen) Messing (eine Legierung, eine feste Lösung aus Kupfer und Zink) Wässrige Kochsalzlösung Methanhydrat (ein Gashydrat, aus Methan und Wasser) Branntwein (Ethanol und Wasser) Sauerstoff in Wasser

Heterogene Systeme Schwarzpulver (Kaliumnitrat, Schwefel, Holzkohle) Schlamm (eine Suspension) Rauch(Umgebung ist gasförmig), Schaumstoffe Milch (eine Emulsion) Schaum

Gasförmig/gasförmig

Luft (hautsächlich N und O2)

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Physikalische Trennverfahren für Mischungen: Fest/fest: z.B. Schlämmen (Goldwäsche! Dichteunterschied) Sublimieren (Dampfdruckunterschied) Fest/flüssig: Filtration ( nur bei heterogenen, Partikelgrößenunterschied) Flüssig/flüssig: Extrakion (Löslichkeitsunterschied, es wird eine 3. Flüssigkeit benutzt die nur eine Flüssigkeit auflöst -> neue gebildete Flüssigkeit ist dann nicht mehr mit der übrig gebliebenen mischbar) Destillation (Dampdruckunterschied; die Flüssigkeit mit dem niedrigeren Siedepunkt wird zu erst gasförmig)

1.5 Elemente und Verbindungen; Atome, Moleküle, Ionen Definition: Elemente sind reine Stoffe, die mit chemischen Methoden nicht weiter zerlegt werden können. Verbindungen sind Stoffe, die mit chemischen Methoden in Elemente zerlegt werden können, aus denen sie bestehen Gesetz der konstanten Proportionen: Eine Verbindung enthält immer dieselben Elemente im selben Verhältnis Massenanteile in Erdkruste + Ozeane + Atmosphäre: 1. Sauerstoff (O) 49.2% 2. Silicium (Si) 25.7% (Sand besteht zum g.T. aus Quarz und Quarz=reines Siliciumdioxid) 3. Aluminium (Al) 7.5% 4. Eisen (Fe) 4.7% 5. Calcium (Ca) 3.4% 6. Natrium (Na) 2.6% 7. Kalium (K) 2.4% 8. Magnesium (Mg) 1.9% 9. Wasserstoff (H) 0.9%  Alle 9 Elemente machen 98.3% von allen 88 Elemente die in der Natur vorkommen aus Definitionen: Atom: Ein Atom ist das kleinste Teilchen eines Elements Molekül: In einem Molekül sind gleicharge oder unterschiedliche Atome miteinander verknüpft z.B. S8 (elementarer Schwefel) -> gleiche Elemente H2SO4 (Molekül der Schwefelsäure) -> unterschiedliche Elemente

Ionen: elektrisch geladene Atome oder Moleküle Kationen= positiv geladen, z.B. Mg2+, Fe3+ Anionen = negativ geladen, z.B. Cl- (Chlorid), SO42- (Sulfat)?? Elektrolyse von Wasser im Hofmannschen Apparat  Wasserstoff zu Sauerstoff im Volumenverhältnis 2:1 Reaktionsgleichung für die Elektrolyse von Wasser: 2H2O -> 2H2 + O2

1.6 Mengenangaben Atommasse mA: Die Atomare Masseneinheit u ist definiert als 1/12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoffisotops 12C.  Masse eines 12C-Atoms = 12u 1 u = 1.6606 * 10-24g -> im PSE Zahl oben rechts Molekülmasse mu: = Summe der Atommassen aller am Aufbau des Moleküls beteiligten Atome z.B. CO2: (12 + 2 * 16) u = 44 u HCL: 1 + 35.5)u = 36.5u Molmasse/Molare Masse M: = Stoffmenge in gramm, die betragsmäßig der Atom oder Molekülmasse entspricht z.B. für C: M = 12 g/mol für HCL: M = 36.5 g/mol  Die Molmasse enthält unabhängig vom Stoff stets dieselbe Teilchenzahl, nämlich 6,022 * 1023 Teilchen.  Die Stoffmenge, die aus 6.022 * 1023 Teilchen besteht, nennt man ein Mol (mol) z.B. 12g Kohlenstoff ≙ 1 mol C 36g Kohlenstoff ≙ 3 mol C  Avogadro-Konstante(/Zahl) NA: 6.022 * 1023 mol-1 M =m M (A ) NA Stoffmengenkonzentration(c): -> i.d.R. in mol/L - Konzentration von Lösungen also gelöste Stoffmenge pro Volumeneinheit

1.7 Chemische Formelsprache Namen und Symbole der Elemente Wasserstoff (H) : Hydrogenium = Wasserbildner

Lithium (Li): Lithos = Stein Kohlenstoff (C): carbo = Holzkohle Germanium (Ge): in Deutschland entdeckt Das Elementsymbol steht sowohl für das Element als auch für ein Atom dieses Elements Summenformel: gibt Art und Anzahl der am Aufbau eines Moleküls oder Ions oder Salzes beteiligte Atome an. z.B. H2O2 (Wasserstoffperoxid) + NH4 (Ammonium -Ion) NaCl (Natriumchlorid, Kochsalz) Herleitung einer Summenformel aus einer Analyse: z.B. Eine Verbindung enthält 26 % Eisen(Fe) und 74% Brom(Br) (beide Elemente sind verschieden schwer deswegen durch die Molmasse teilen) Molmassen: Fe = 56 g/mol Br = 80 g/mol 26 74 =0.464 =0.925 Vorgehensweise: 56 80 Atomverhältnis Fe : Br = 0.464 : 0.925 = 1:2 ( und nicht 1:3 wie man anhand der % Angabe vermutet) Daraus entstandenen Formel: FeBr2 (Eisendibromid oder Eisen(II)-bromid) Strukturformel: z.B. Ammonium – Ion H

H N

H H Tetraeder aus 4H-Atomen und N im Zentrum

Reaktionsgleichungen: Verbrennen von Magnesium an de Luft: 2Mg + O2 --> 2 MgO Stöchiometrische Zahl Ausgangsstoff(e)/ Produkt(e) Reaktand(en) Anders geschrieben (durch 2 geteilt): Mg + 1/2 O2 --> -

MgO

Auf der linken und rechten Seite müssen immer dieselben Elemente, in derselben Anzahl vorkommen Energieumsatz: H2O --> H2 + ½ O 2 ΔH (Reaktionsenthalpie) = + 286 kJ/mol (+ heißt, dass man Energie reinstecken muss für die Reaktion, System nimmt also Energie auf) => endotherme Reaktion Rückreaktion: H2 + ½ O2 --> H2O Δ H = -286 kJ/mol System verliert Energie = exotherme Reaktion (z.B. Verbrennungen)...