Vorlesung Chemie Zusammenfassung mit Übungen PDF

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Sommersemester 2019...

Description

Vorlesung Chemie Zusammenfassung mit Übungen Allgemeine Chemie Chemie • • •

= Lehre von Stoffen und stofflichen Veränderungen Makrobereich: stoffliche Betrachtungsebene = Elementsubstanz Mikrobereich: atomare Betrachtungsebene = Element

Stoffe • • •

Körper bestehen aus Stoffen und Stoffe bestehen aus Teilchen lassen sich anhand von Eigenschaften/Merkmalen identifizieren Unterteilung: ◦ reine Stoffe: Elementsubstanzen und chem. Verbindungen ◦ Stoffgemische: homogen (eine Phase) und heterogen (2 oder mehr Phasen)

Dichte=

•

Masse Volumen

Reinheitsgrade p.A. = pro Analysi

z.S. = zur Synthese

DAB = dt. Arzneimittelbuch

techn. = technisch

Elemente und Elementsubstanzen • •

Element = Atomart mit bestimmter Kernladungszahl Elementsubstanz (ES) = Stoff einer einzigen Atomart = Einelementverbindungen = chemische Grundstoffe

Chemische Verbindungen • • •

•

Elementsubstanzen (Einelementverbindungen) oder... Stoffe aus mehreren Atomarten = Mehrelementverbindungen chem. Verbindungen mittels chemischer Reaktionen in ES zerlegbar, bis dahin Eigenschaften der ES nicht enthalten: Elementsubstanz + Elementsubstanz → Verbindung (Synthese) Verbindung → Elementsubstanz + Elementsubstanz (Analyse) Reaktionsrichtung temperaturabhängig

Kristalle • •

Festkörper bestimmter äußerer Gestalt aufgrund bestimmter innerer Gestalt Unterscheidung Kristallstrukturen anhand Gitterkonstanten

Chemische und physikalische Vorgänge • •

physikalische V.: beteiligte Stoffe mit charakteristischen Eigenschaften erhalten, äußere Form / Aggregatzustand verändert chemische V.: neue Stoffe entstehen aus Reaktionen vorhandener Stoffe, Veränderungen der Elektronenhülle

Aggregatzustände

• •

Tripelpunkt: 3 Aggregatzustände eines Stoffes im thermodynamische Gleichgewicht abhängig von Druck und Temperatur

Protonen-Neutronen-Schema

•

p = Protonen, n = Neutronen, m = Masse

•

Isobare:

m = konstant; p/n = veränderlich; β-Zerfall

•

Isodiaphere:

p/n/m = veränderlich; n-p = konstant (gleicher Neutronenüberschuss); α – Zerfall z.B:

•

Isomere:

p/n/m: konstant (unterschiedliche innere Zustände); γ-Zerfall z.B.:

•

Isotope:

p = konstant; n/m = veränderlich (gleiche Elemente) z.B.:

•

Isotone:

n = konstant; p/m = veränderlich z.B.:

•

Neutrinos entstehen beim β-Zerfall als Masseteilchen (Energie)

Kernspaltungsreaktionen •

α – Zerfall: nur bei schweren Elementen

•

β-Zerfall:

Freisetzung von Elektronen

•

γ-Zerfall:

Kein Verlust von Protonen/Elektronen → Energiezerfall

Reaktionsarten Endotherme Reaktion

Exotherme Reaktion

Atome-Moleküle-Ionen

•

alle Stoffe aus Atomen aufgebaut, die einzel, als Moleküle, als positiv und negativ geladene Ionen oder in Kristallgittern vorliegend

Chemische Reaktionen • •

Vorgänge bei denen aus Ausgangsstoffen neue Stoffe (Reaktionsprodukte) entstehen RP unterscheiden sich mehr oder weniger deutlich von den AS → unterscheidbar

Chemische Formeln • • • • •

Verbindungen und Elementsubstanzen dadurch wiedergegeben Aussagen: Stoff, Elemente, in welchen Verhältnissen Formeln: auf stofflicher und atomarer Betrachtungsebene Symbole: atomare Betrachtungsebene Unterscheidung: Molekülsubstanz, Ionensubstanz und Metalle

Summenformeln und Molekülsubstanzen • • •

Zusammensetzung nach Art und Anzahl der Atome = Bruttoformeln; Formeln als „Modelle“ Anzahl gleicher Molekülatome/Atome innerhalb Formeleinheit durch tiefgestellte Ziffer hinter Symbol angegeben

Aufstellen von Summenformeln 1. 2. 3. 4.

Am Aufbau beteiligte Atome bzw. Atomgruppen mit Symbolen schreiben Wertigkeiten ermitteln (AlIII, O-II) oder Oxidationszahlen (Al3+, O2-) Kleinste gemeinsame vielfache Wertigkeit ermitteln (hier 6) durch die Wertigkeit dividieren (6:3=2; 6:2=3 → Al2O3)

Formeleinheiten und Ionensubstanzen • • •

vorliegendes Verhältnis Atomarten Ionen über Dissoziationsgleichungen Formeleinheit = kleinste Anzahl Ionen, die Zusammensetzung Ionensubstanz wiedergibt

Chemische Gleichungen • • • • •

geben chemische Reaktionen wieder Ausgangsstoffe → Reaktionsprodukte sagt nichts über Bedingungen aus im Prinzip alle chemische Reaktionen umkehrbar, daher Doppelpfeil zum Beispiel:

Aufstellen von Reaktionsgleichungen 1. Summenformeln AS links; RP rechts 2. Einsetzen von Reaktionsstöchiometriezahlen 3. Gleichungen überprüfen

Dissoziations- und Ionengleichung • •

für Reaktionen zwischen Ionensubstanzen zwei aufeinander folgende Schritte

Dissoziationsgleichung • •

geben elektrolytische Dissoziation Ionensubstanz wieder drückt den Übergang im Kristallgitter gebundener Ionen in mehr oder weniger freibeweglichen Ionen aus

Ionengleichung • • •

geben Reaktionen zwischen Ionensubstanz wieder umfasst stets mehrere Stoffe in Ionenschreibweise nur Stoffe, die in betrachteter Reaktion in Form frei beweglicher Ionen vorliegen

Stöchiometrische Wertigkeit • • •

= Bindungswertigkeit Anzahl Wasserstoffatome, die Element an sich binden/ersetzen kann Beispiel: HCl (Wertigkeit 1), CH4 (Wertigkeit 4) und H2O (Wertigkeit 2)

Bestimmung der Oxidationszahl •

•

mit Hilfe folgender Regeln herleitbar: ◦ Atome im elementaren Zustand haben immer die Oxidationszahl 0 (0 ist aber auch in Verbindungen möglich) ◦ bei einatomigen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung ◦ Summe Ox.-zahlen aller Atome einer mehratomigen neutralen Verbindung gleich 0 ◦ Summe der Oxidationszahlen aller Atome eines mehratomigen Ions ist gleich der Gesamtladung dieses Ions ◦ bei kovalent formulierten Verbindungen wird die Verbindung formal in Ionen aufgeteilt Hilfsregeln ◦ Das Fluoratom (F) als Element mit höchster Elektronegativität bekommt in Verbindungen immer die Oxidationszahl −I ◦ Sauerstoffatome bekommen die Oxidationszahl −II - außer in Peroxiden (dann: −I) und in Verbindung mit Fluor (dann: +II) ◦ Weitere Halogenatome (wie Chlor, Brom, Iod) haben im Allgemeinen die Oxidationszahl (−I), außer in Verbindung mit Sauerstoff oder einem Halogen, das im PSE höher steht ◦ Metallatome bekommen in Verbindungen als Ionen immer eine positive Oxidationszahl ◦ Alkalimetalle haben stets +I und Erdalkalimetalle stets +II als Oxidationszahl. ◦ Wasserstoffatome bekommen die Oxidationszahl +I, außer wenn Wasserstoff mit „elektropositiveren“ Atomen wie Metallen (Hydride) oder sich selbst direkt verbunden ist ◦ Im elementaren Zustand ist die Oxidationszahl stets gleich 0 (z.B. I2, C, O2, P4, S8) ◦ In ionischen Verbindungen (Salzen) Summe der Oxidationszahlen gleich Ionenladung ◦ In kovalenten Verbindungen (Molekülen) werden die Bindungselektronen dem elektronegativeren Bindungspartner zugeteilt. Gleiche Bindungspartner erhalten je die Hälfte der Bindungselektronen. Die Oxidationszahl entspricht somit den zugeteilten Bindungselektronen im Vergleich zu der Anzahl der vorhandenen Außenelektronen ◦ Die höchstmögliche Oxidationszahl eines Elementes entspricht der Haupt- bzw. Nebengruppenzahl im Periodensystem (PSE)

Valenzelektronen • •

Elektronen äußerster Schale/Außenelektronen Gruppennummer: Anzahl der Valenzelektronen

Lösungen – Lösungsmittel – Suspensionen • • • • • •

Lösungen sind homogene Gemenge aus zwei oder mehr Stoffen nach Teilchengröße eingeteilt; wichtigstes Lösungsmittel: Wasser organische Lösungsmittel: Ethanol, Aceton, Benzen weiterer Sinn: alle homogenen Gemenge; engerer Sinn: nur homogene Gemenge, bei denen Dispersionsmittel flüssig in flüssigen Lösungsmitteln lösen sich gasförmige, flüssige und feste Stoffe Suspensionen snd heterogene Gemenge Echte

Kolloide

molekulardisperse Systeme -9

Suspensionen

kolloiddisperse Systeme -7

grobdisperse Systeme -9

Teilchengröße < 10 m

unter 5*10 m & über 1*10 m

Teilchengröße > 5*10-7 m

optisch nicht erkennbar

unter Mikroskop erkennbar

mit bloßem Auge erkennbar

laufen durch Papierfilter

nicht

Echte Lösung •

• •

enthalten... ◦ Molekülsubstanzen in Form ihrer Moleküle ◦ Ionensubstanzen in Form ihrer Ionen Moleküle und Ionen weder mit bloßem Auge noch unter Mikroskop erkennbar; mehr/weniger frei beweglich; gibt Elektrolyte und nicht-Elektrolyte Stoffe größerer Moleküle können keine echten, sondern nur kollide Lösungen bilden

Löslichkeit • • • •

•

Masseverhältnis zwischen gelöstem Stoff und Lösungsmittel in gesättigter Lösung Stoffe unbegrenzt, begrenzt (bis Entstehung zweiter Phase) oder garnicht mischbar jeder Stoff hat in jedem Lösungsmittel eine andere Löslichkeit; Temperaturabhängig in flüssigen Lösungsmitteln ◦ steigt die LK von Feststoffen mit steigender Temperatur ◦ nimmt LK von Gasen mit steigender Temperatur ab zusätzlich steigt bei Gasen die LK mit zunehmendem Druck

Sättigungsgrad von Lösungen • • •

gesättigte Lösungen: Gehalt an gelösten Stoffen = LK ungesättigte Lösungen: Gehalt an gelöstem Stoff kleiner als LK, weiteres lösen möglich bei übersättigter Lösung: Ausfällung, da Gehalt an gelöstem Stoff größer als LK ist

Kolloide Lösungen • • • •

alle Stoffe in kollioden Zustand überführbar kolloide Teilchen groß → trüb → wegen Lichtstreuung einzelne Teilchen erkennbar zum filtrieren halbdurchlässige Membran = Dialyse nach Art und Entstehung ◦ Molekülkolloide ◦ Assoziationskolloide ◦ Dispersionskolloide

Reversible und irreversible Kolloide • • •

jedes kolloiddisperse System kann in 2 Zustandsformen vorliegen: Sol ( = kolloide Lösung) → kolloide Teilchen mehr oder weniger frei beweglich Gel ( = gallertartige Masse) → kolloide Teilchen raumnetzförmig miteinander verbunden → nicht freibeweglich → gallertartig steif

Beständigkeit kolloider Lösungen • • •

= Widerstand der Koagulation entgegengesetzt ist gegen Ausflocken gibt es Schutzkolloide Erzeugung durch Auflösen von Gel oder Ultraschallzerstäubung

Mischungsarten und Trennverfahren

Periodensystem

• •

• • •

Hauptquantenzahl => Periode Nebenquantenzahl => Orbitalgestalt (s,p,d,f) ◦ s – Orbitale -> Erste Schale max. 2 Elektronen ◦ p – Orbitale -> Zweite Schale max. 6 Elektronen ◦ d – Orbitale -> Dritte Schale max. 10 Elektronen ◦ f – Orbitale -> Vierte Schale max. 14 Elektronen Magnetquantenzahl => Raumrichtung (von -1 bis +1) Spinquantenzahl => Drehrichtung Masse Neutron/Proton: 1,67 * 10−27 kg

Chemische Reaktionen Masse-Erhaltungsgesetz • • •

bei chemischer Reaktion bleibt Gesamtmasse der beteiligten Stoffe unverändert Summe Masse AS = Summe Masse RP lediglich Änderung der Anordnung und Anzahl der Masse/Atome unverändert

Relative Atommasse • • •

jedes Atom besitzt eine bestimmte Masse Verhältnis zwischen Massen verschiedener Atome relevant Formelzeichen: Ar

•

Bezugsbasis: Kohlenstoffisotop 12C

Relative Molekülmasse • • • •

gleiche Bezugsbasis wie bei Ar Maß für die Masse der Moleküle Mr = Molekulargewicht / relativeFormelmasse Beispiel: ◦ Ar (H) = 1,008 und Ar (Cl) = 35,450 ◦ Mr (HCl) = 36,458

Gesetz der konstanten Proportionen • •

durch relative Molekül- und Atommasse Aussagen über Massenverhältnisse möglich in allen chemischen Verbindungen stets bestimmte Massenverhältnisse, daher sind die Elemente in konstanten Proportionen enthalten

Stoffmenge • Mol ◦ chemische Reaktionen stets mit wägbaren Substanzmengen durchgeführt ◦ erfasst quantitative Beziehung → Stoffmenge als Basisgröße eingeführt ◦ Formelzeichen: n; Einheit: Mol; Einheitszeichen: mol • Avogado-Konstante Molare Masse – stoffbezogene Masse • • •

Beziehung zwischen Stoffmenge und Masse stoffspezifische Größe; quantitativ Reaktionen im Verhältnis ganzzahliger Stoffmengen

Daltons Atomhypothese • • •

jedes Element aus den gleichen kleinsten Teilchen – Atomen – aufgebaut in chemischen Verbindungen bestimmte Anzahl Atome beteiligter Elemente zu Molekül vereinigt Beispiel: C6H12O6 6x12 g/mol + 12x1 g/mol + 6x16 g/mol = 180 g/mol

Äquivalent und Äquivalenzfaktor • • •

bei gleicher Wertigkeit der Stoffe einer Reaktion → gleiche Stoffmengen → entsprechendes Verhältnis molarer Massen unterschiedliche Wertigkeiten → feq entspricht dem reziprokem Wert für maßgebliche Wertigkeit z eines Stoffes in der Reaktion Beispiel: ◦ bei Zweiwertigkeit: Schwefelsäure = ½ ◦ bei Einwertigkeit: Chlorwasserstoff = 1 ◦ bei Dreiwertigkeit: Aluminiumhydroxid = 1/3 ◦ das heißt: 1/3 mol Aluminiumhydroxid, ½ mol Chlorwasserstoff und 1 mol Schwefelsäure einander äquivalent

Äquivalenzstoffmenge • •

Stoffmenge neq Produkt aus Stoffmengen n und Wertigkeit z: neq = z * n

Äquivalenzbegriff, -faktor und Wertigkeit • •

•

Äquivalent = Äquivalenzfaktor entsprechendes Teil eines Atoms/Moleküls/Ions eines Stoffes Stoffe reagieren miteinander in den ihren Äquivalenzfaktoren entsprechenden Stoffmengen

Ermittlung des Äquivalenzfaktor ◦ stöchiometrische Wertigkeit ◦ pos. und neg. Ionenwertigkeit ◦ Protonen als Träger pos. Elementarladung ◦ Elektronen als Träger neg. Elementarladung ◦ Änderung der Oxidationszahl

Volumenverhältnisse bei chemische Reaktionen • •

Volumen kann sich ändern; bestimmte Gesetzmäßigkeiten Volumen bei gegebenem Druck/Temperatur der Masse des Gases proportional → Volumen kann anstelle der Masse eingesetzt werden

Das ideale Gas • • •

bei allen realen Gasen beanspruchen die einzelnen Moleküle einen bestimmten Raum und es herrschen Kräfte zwischen ihnen Gasmoleküle behindern sich mehr oder weniger Gegenseitig in ihrer Beweglichkeit ideales Gas: Moleküle als punktförmig angenommen und keinerlei Kräfte herrschend

Gesetz von Avogrado

•

gleiche Volumina aller Gase enthalten unter gleichen äußeren Bedingungen (Druck, Temperatur) die gleiche Anzahl Moleküle

Chemisches Volumengesetz •

bei chemischen Reaktionen Volumina beteiligter Gase in einfach ganzzahligen Verhältnissen zueinander

•

Beispiel:

Molares Volumen der Gase • • •

ein Mol eines jeden Gases hat das gleiche Volumen Volumen eines Gases mit Molekülen = molares Volumen V molares Volumen eines idealen Gases: 22,414 l * mol -1 oder 22,414 cm³ * mol-1

Stöchiometrische Berechnungen • •

folgende Grundlegende Proportionsgleichung U = unbekannt; B = Bekannt

Allgemeine Zustandsgleichung der Gase •

molares Volumen der Gase gilt nur unter Normbedingungen ◦ Druck: 101 kPa ◦ Temperatur: 273,15 K / 0 °C ◦ ideales Gasverhalten

• v Volumen bei der Temperatur T und dem Druck p p Druck, unter dem das Gas mit dem Volumen v steht T absolute Temperatur, die das Gas mit dem Volumen v besitzt v0 Volumen des Gases im Normzustand p0 Normdruck (101,325 kPa) T0 Normtemperatur (273,15 K)

•

allgemeine Zustandsgleichung und Gaskonstante

•

Häufigste Form der universellen Gasgleichung: pV = nRT und pVm=nRT

Kinetik vs. Thermodynamik

Metastabilität und Katalysator

• •

Metastabilität ◦ Reaktion thermodynamisch möglich, jedoch kinetisch durch zu große Aktivierungsenergie gehemmt Katalysator ◦ keinen Einfluss auf chemisches Reaktions-Gleichgewicht → danach unverändert ◦ initiiert/beschleunigt chemische Reaktion oder lenkt diese in bestimmte Richtung ◦ Inhibitoren verhindern, erschweren oder verlangsamen chemische Reaktion

Reaktionen erster Ordnung

• •

= katalytische/radioaktive Zerfallsprozesse Reaktionsgeschwindigkeit nur von der Konzentration der zerfallenden Stoffe abhängig integriert →

Die Arrhenius-Gleichung

Temperatureinfluss auf chemische Reaktionen

Elektronegativität • • •

•

relatives Maß für die Fähigkeit eines Atoms in einer chemischen Bindung Elektronenpaare an sich zu ziehen je höher der Unterschied in der Elektronegativität, desto polarer die Bindung Bindungscharakter ◦ < 0,3 → unpolare kovalente Bindung ◦ 0,3-1,7 → polare kovalente Bindung ◦ > 1,7 → ionische Bindung 0,5 < EN < 1,7 → Dipolmolekül

Bindungsarten •

•

•

Ionenbindung ◦ Metallatom + Nichtmetallatom → elektropositiv + elektronegativ ◦ Übergang von Elektronen; pos. und neg. Ionen Metallbindung ◦ Metallatome; elektropositiver Charakter; Metallgitter ◦ Abgabe von Valenzelektronen; entstehende Teilchen: pos. Ionen, Elektronengas Atombindung ◦ Nichtmetallatome; elektronenneutral ◦ Bindung gemeinsamer Elektronenpaare; Besetzung bindender Molekülorbitale ◦ Molekülgitter: flüchtig/makromolekular ◦ Atomgitter: diamantartig

Bau der Atome • • • • • • •

Anzahl der Protonen = Anzahl der Elektronen → bestimmen das Element die Atommasse ist fast vollständig im Kern konzentriert Atomdurchmesser: 10-10 und Atomkerndurchmesser: 10-14 kleinste elektrische Ladung = Elementarladung; Elementarteilchen haben Korpuskular- und Wellencharakter Protonen + Neutronen = Zahl der Nukleonen = relative Atommasse Nuklid = Atomart mit bestimmter Protonen- und Neutronenzahl Isotop = Nuklide gleicher Kernladungszahl → gleiches Element

Aufbau der Elektronenhülle • • •

bestimmte Struktur wegen unterschiedlicher Energiegehalte einzelner Elektronen → nehmen bestimmte Energiezustände ein = Energieniveaus beginnend bei „K“ nach oben aufgetragen maximale Anzahl der Elektronen mit der ein Niveau besetz werden kann: 2*n2

Quantenzahlen • •

Hauptquantenzahl (n) = „Hauptenergieniveau“; (1,2,3,...,n) Orbital: Raum, in dem sich ein Elektron mit 90%iger Wahrscheinlichkeit aufhält und der 90% der Ladung dieses Elektrons umfasst; jedes Orbital kann 2 Elektronen aufnehmen

•

Nebenquantenzahl (l) → l = n-1 → Art des Orbitals, auf dem sich ein Elektron befindet (Merkhilfe: SPD-Fraktion) ◦ 0 → s-Orbital ◦ 1 → p-Orbital ◦ 2 → d-Orbital ◦ 3 → f-Orbital Magnetquantenzahl (m): welche & wie viele Orbitale auf welcher Schale

•

Elektronenkonfiguration

• •

gibt an, auf welchen Energiezuständen (Schalen) und welchen Orbitalen sich die Elektronen eines Atoms befinden; energieniedrigste Zustände immer bevorzugt Schreibweise: Schale, Orbital und hochgestellt die Anzahl der Elektronen im Orbital Hilfestellung:

•

Beispiel:

•

Reaktionsenergie und Reaktionsenthalpie • • •

jeder Stoff hat bei konstanten äußeren Bedingungen eine bestimmten Energiegehalt alle chemischen Reaktionen sind mit einer Energieumsetzung verbunden molare Reaktionsenergie ergibt sich aus der Teilung von Reaktionsenergie durch die Stoffmenge n (gilt nur bei konstantem Volumen!)

Verbrennungsenthalpie • • •

HV als Enthalpieänderung bei vollkommener Verbrennung eines Mols einer Verbindung oder eines Elementes Quotient aus Bildungsenthalpie und Atommultiplikator (Index), den Element in Formel Oxid aufweist Beispiel:

Freie Reaktionsenthalpie und Entropie •

um abschätzen zu können ob eine Reaktion bei gegebene Bedingunge...