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Allgemeine Chemie mit Übungen Felix Brieler (Raum AC 317a, Tel. 4308)

Wintersemester 2018/2019

Das Modul CHE 001 CHE 001 A 62-001.2

Experimentalvorlesung: Grundlagen der Chemie (Prof. Fröba) inkl. Sicherheitsunterweisung

62-001.3

Allgemeine Chemie mit Übungen

62-001.7 (62-001.8

Experimentalvorlesung: Grundlagen der Chemie – Ergänzung für Nanowissenschaftler Experimentalvorlesung: Grundlagen der Chemie II im Sommersemester)

CHE 001 B 62-001.5

Grundpraktikum in Allgemeiner Chemie mit Begleitseminar

Prüfungen: Klausur am Ende des Semesters 2

1

Inhalt der Vorlesung

1. Maßeinheiten und Konzentration 2. Reaktionsgleichungen und Stöchiometrie 3. Bindungsarten, LEWIS-Formeln und VSEPR-Modell 4. Oxidationszahlen und Redoxreaktionen 5. Das chemische Gleichgewicht und seine Beeinflussung 6. Löslichkeit und Löslichkeitsprodukt 7. Säuren, Basen, Puffer und Indikatoren 8. (Elektrochemie, NERNSTsche Gleichung) 9. Abschlussübungen 3

Lehrbücher

ca. 65 Euro (broschiert)

ca. 80 Euro (broschiert) 4

2

Lehrbücher

ca. 60 Euro (gebunden)

ca. 30 Euro (broschiert) 5

Lehrbücher

ca. 40 Euro (broschiert)

ca. 100 Euro (gebunden) 6

3

Lehrbücher

je ca. 80 Euro (gebunden) 7

Lehrbücher

Als ebook verfügbar:  Mortimer "Chemie" (Thieme Verlag)  Riedel/Janiak "Anorganische Chemie" (de Gruyter Verlag)  Hollemann/Wiberg "Lehrbuch der Anorganischen Chemie (de Gruyter Verlag)  Jander/Jahr "Maßanalyse" (de Gruyter Verlag)  "Fit in Anorganik" (Springer Verlag)

8

4

SI-Maßeinheiten Système International d'unités Zu messende Größe

Einheit

Symbol

Länge

Meter

m

Masse

Kilogramm

kg

Sekunde

s

Temperatur

Kelvin

K

Stoffmenge

Mol

mol

Elektrischer Strom

Ampère

A

Leuchtstärke

Candela

cd

Basiseinheiten

Zeit

9

SI-Maßeinheiten Système International d'unités Zu messende Größe

Einheit

Symbol

Quadratmeter

m2

Kubikmeter

m3

Liter (1 L = 1 dm3)

L

Gramm pro Kubikzentimeter

g/cm3

Mol pro Liter

mol/L

Energie

Joule (= kg m2 s-2)

J

Druck

Pascal (= kg m-1 s-2)

Pa

Abgeleitete Einheiten Fläche Volumen Dichte Stoffmengenkonzentration

Bar

(105

Pa = 1 bar)

bar 10

5

Präfixe bei Vielfachen der Maßeinheiten

Präfix Präfix

Abkürzung

Faktor

Abkürzung

Faktor

deci-

d

10-1

giga-

G

109

centi-

c

10-2

mega-

M

106

milli-

m

10-3

kilo-

k

103

micro-

µ

10-6

hecto-

h

102

nano-

n

10-9

deca-

da

101

pico-

p

10-12

femto-

f

10-15

11

Herstellen von Lösungen aus Feststoffen

1. Abwiegen des Feststoffes auf Wägepapier oder in einem Becherglas

2. Feststoff in 50-80% des Endvolumens auf einem Magnetrührer lösen

3. Lösung in einem Messzylinder auf das Endvolumen auffüllen 12

6

Aufgaben zu Kapitel 1 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

1 L einer 500 mM NaCl-Lösung herstellen 200 mL einer 50 mM NaOH-Lösung herstellen 400 mL 20%ige Glucoselösung herstellen In 500 mL Wasser werden 15 g NaCl gelöst. Welche Molarität hat die Lösung? 500 mL 0.5 M NaOH aus 3 M NaOH herstellen Verdünnung von 10 mL 1.2 M NaCl auf 0.7 M NaCl Zu 50 mL einer 0.9 M NaCl-Lösung wurden versehentlich 20 statt 10 mL Wasser hinzugegeben. 8. 500 mL 3 M Essigsäure aus 100%iger Essigsäure herstellen 9. 200 mL 5 M NaOH aus 32%iger NaOH herstellen 10. Aus 5 molarer NaCl-Lösung sollen 800 mL 20%iger NaCl-Lösung hergestellt werden. Wie viel 5 M NaCl muss man einsetzen?

13

Wiederholung Kapitel 1

 Atomgewicht (Einheit u)  Avogadro-Zahl NA = 6.022 · 1023 Elementareinheiten = 1 Mol  molare Masse (Einheit g/mol).  Stoffmengen-Konzentration c (Einheit mol/L)  SI-Maßeinheiten  Lösungen herstellen (molare, prozentige, …)

14

7

Molekülstruktur Molekülgestalt wird durch alle Elektronenpaare bestimmt, bindende und freie Elektronenpaare (schwarze "Stäbe") an einem Zentralatom (rot): 2

3

4

5

6

7

© Wile VCH, Weinheim; Atkins / Chemie einfach all es; ISBN:

52 3157 9

 jeweils maximaler Abstand der Elektronenpaare durch Abstoßung  Abstoßung zwischen bindenden und freien Elektronenpaaren nicht gleich groß!  Vorhersage der Molekülgestalt möglich: VSEPR-Modell 15

Molekülstruktur Molekülgestalt einfacher Moleküle (ein Zentralatom, bis zu sieben terminale Atome)

schwarze "Stäbe": bindende Elektronenpaare

© Wile VCH, Weinheim; Atkins / Chemie einfach alles; ISBN:

52 3157 9

freie Elektronenpaare am Zentralatom sind nicht gezeigt 16

8

Aufgaben zu Kapitel 3

1. Zeichnen Sie die Valenzstrichformeln für folgende Moleküle und Molekülionen einschließlich der freien Elektronenpaare und Formalladungen: GeH4, SeF3+, SCl2, PCl4+, PCl6-, AsF4-, XeF5+, H4SiO4, H3PO4, H2SO4 2. Welche Verbindungen gehorchen nicht der Oktettregel? 3. Geben Sie den räumlichen Bau der gezeichneten Moleküle sowie die Form des Koordinationspolyeders (inklusive der freien Elektronenpaare) an!

17

Wiederholung Kapitel 2 und 3

 Reaktionsgleichungen und Energieumsatz  ionische Bindungen, Kation und Anion  Elektronegativität

O=C=O - + |C ≡ O|

 kovalente Bindungen  Oktettregel, Formalladung  Molekülgestalt, VSEPR-Modell

18

9

Regeln für das Ermitteln von Oxidationszahlen 1. Atome in Elementen haben die Oxidationszahl 0. 2. Bei einatomigen Ionen ist die Oxidationszahl gleich der Ladung. 3. Die Summe der Oxidationszahlen entspricht der Gesamtladung des Moleküls. 4. Fluor hat in allen Verbindungen die Oxidationszahl –I. 5. Metalle haben positive Oxidationszahlen. 5. Alkalimetalle +I 5. Erdalkalimetalle +II 5. Aluminium +III 6. Wasserstoff hat gegenüber Nichtmetallen die Oxidationszahl +I, gegenüber Metallen (und Bor) die Oxidationszahl –I. 7. Sauerstoff hat die Oxidationszahl –II, in Peroxiden (H2O2) –I. 19

Aufgaben zu Kapitel 4 1. Bestimmen Sie jeweils die Oxidationszahl des Zentralatoms der folgenden Moleküle und Molekülionen: SO32– , NO2 –, SeF3+, PCl4+, PCl6– , AsF4–, XeF5+, UO22+ , AsH3 2. Geben Sie Beispiele für Verbindungen des Stickstoffs in den Oxidationsstufen +V bis –III. 3. Vervollständigen Sie die folgenden Redoxgleichungen: a) Experimentell wurde festgestellt, dass Permanganat-Ionen in saurer Lösung aus Chloriden Chlorgas entstehen lassen und selber als Mn2+ in Lösung verbleiben. b) Chlorgas wird in heiße Lauge eingeleitet. Es entstehen Chlorid und Chlorat. c) Cu + HNO3 ⇌ Cu2+ + NO d) Cr2O72– + H2S ⇌ Cr3+ + S e) SbH3 ⇌ Sb(OH)4– + H2 f) P4 ⇌ H2PO2– + PH3

20

10

Wiederholung Kapitel 4

 Oxidation und Reduktion immer gekoppelt  Elektronenübertragungsreaktion  Reduktionsmittel / Oxidationsmittel  Oxidationszahlen  Symproportionierung / Disproportionierung  Aufstellen von Redoxgleichungen

21

Das chemische Gleichgewicht

22

11

Das chemische Gleichgewicht Beispiel: H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2 HI (g) Reaktion ist hier nicht zu Ende! Hin- und Rückreaktion finden nach wie vor statt, aber mit exakt gleicher Geschwindigkeit. Ein chemisches Gleichgewicht ist also kein statischer Zustand, sondern ein dynamisches System.

23

Aufgaben zu Kapitel 5 1.

2 Ag2O (s) ⇌ 4 Ag (s) + O2 (g)

DH = 62 kJ/mol

Wie wird die Gleichgewichtslage verändert, wenn a) Silber zugesetzt wird b) der Druck erhöht wird c) die Temperatur erhöht wird d) Platin als Katalysator eingesetzt wird?

2. Für die Reaktion NiO (s) + CO (g) ⇌ Ni (s) + CO2 (g) ist Kc = 4540 bei 936 K und 1580 bei 1125 K. Ist die Reaktion exo- oder endotherm? Wird das Gleichgewicht vom Druck beeinflusst? 24

12

Aufgaben zu Kapitel 5 3. Berechnen Sie Kc für das Gleichgewicht H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2 HI (g) aus den Gleichgewichtskonzentrationen c(H2) = 0.0064 mol/L, c(I2) = 0.0016 mol/L, c(HI) = 0.0250 mol/L bei 395 °C. 4. Beim Erhitzen von HgO auf 450 °C in einem evakuierten Gefäß stellt sich das Gleichgewicht 2 HgO (s) ⇌ 2 Hg (g) + O2 (g) mit einem Gesamtdruck von 1.084 bar ein. Wie groß ist Kp bei 450 °C?

25

Aufgaben zu Kapitel 5

5. Für das Gleichgewicht H2O (g) + CO (g) ⇌ H2 (g) + CO2 (g)

DH = –41 kJ/mol

ist Kc = 1.30 bei 750 °C. Wenn 0.600 mol H2O (g) und 0.600 mol CO (g) bei 750 °C in einem Einliter-Gefäß gemischt werden, welche Konzentrationen stellen sich dann für die vier Substanzen ein? Ist das Gleichgewicht druck- und temperaturabhängig?

26

13

Wiederholung Kapitel 5

 chemische Reaktionen sind reversibel  Gleichgewicht: Hin- und Rückreaktion gleich schnell  dynamischer Zustand  Massenwirkungsgesetz  homogene und heterogene Gleichgewichte  Prinzip von LE CHATELIER

27

Aufgaben zu Kapitel 6 1. Bei 25 °C lösen sich 7.8 · 10–5 mol Ag2CrO4 in einem Liter Wasser. Wie groß ist das Löslichkeitsprodukt? 2. Bei 25 °C lösen sich 0.00188 g AgCl in einem Liter Wasser. Wie groß ist das Löslichkeitsprodukt? 3. Wird Mg(OH)2 ausgefällt, wenn in einer Lösung von Magnesiumnitrat, c = 0.0010 mol/L, die Konzentration der Hydroxid-Ionen auf c = 10-5 mol/L eingestellt wird? KL (Mg(OH)2) = 8.9 · 10–12 mol3/L3 4. Wie groß ist die Löslichkeit von CaSO 4 (Gips) in a) reinem Wasser b) 0.1 molarer Schwefelsäurelösung c) 0.1 molarer NaCl-Lösung?

KL (CaSO4) = 2.4 · 10–5 mol2/L2 28

14

Aufgaben zu Kapitel 6

5. Wie viel Kubikmeter Wasser werden benötigt, um ein Mol Mg(NH4)PO4 zu lösen? KL (Mg(NH4)PO4) = 10–12 mol3/L3 6. Sowohl Ba2+ als auch Ag+-Ionen bilden ein schwerlösliches Carbonat. Für das Bariumsalz beträgt das Löslichkeitsprodukt 1.6 · 10–9 mol2/L2, Silbercarbonat hat ein Löslichkeitsprodukt von 8.2 · 10–12 mol3/L3. a) Welches der beiden Salze hat die niedrigere Löslichkeit? b) Wie lässt sich ausgefälltes BaCO3 wieder in Lösung bringen (Reaktionsgleichung)?

29

Wiederholung Kapitel 6

 gesättigte Lösungen  Löslichkeitsprodukt KL (Spezialfall des Massenwirkungsgesetzes)  Löslichkeit L  gleichioniger Zusatz

30

15

Aufgaben zu Kapitel 7 1. Bezeichnen Sie jeweils die zusammen gehörigen Säure/Base-Paare! NH3 + HCl ⇌ NH4+ + Cl– HCN + SO 42–

HSO4– + CN–

H2O + NH2– ⇌ NH3 + OH– 2 HCO3– ⇌ CO2 + H2O + CO32– 2. Wie groß sind c (H3O+) und c ( OH–) in einer wässrigen Lösung, wenn: a) pH = 1.23, b) pH = 10.92, c) pOH = 4.32 31

KS-Werte einiger Säuren Säure HClO4

Perchlorsäure

korr. Base

KS

ClO4

10 9

sehr starke Säure

10 6

starke Säure

10 3

starke Säure

10 –2

mittelstarke Säure

10 –2

mittelstarke Säure

–

–

HCl

Salzsäure

Cl

H2SO4

Schwefelsäure

HSO 4

HSO4–

Hydrogensulfat -Anion

SO42–

H3PO4

Phosphorsäure

H2PO4

CH3COOH

Essigsäure

CH3COO–

10 –5

schwache Säure

H 2S

Schwefelwasserstoff

HS–

10 –7

schwache Säure

NH4+

Ammonium-Kation

NH3

10 –9

sehr schwache Säure

Cyanwasserstoff

CN–

10 –9

sehr schwache Säure

HCN

–

–

Je schwächer eine Säure ist, desto stärker ist ihre konjugierte Base. Aber nicht immer korrespondiert eine schwache Säure mit einer starken Base! 32

16

pH-Werte einiger Säuren

aus: Brown / LeMay / Bursten, Chemie – Die zentrale Wissenschaft, 10. Auflage, Pearson Verlag, ISBN: 3-8273-7191-0 33

Aufgaben zu Kapitel 7

3. Aus 3.0 · 10–3 mol einer schwachen Säure HX und 6.0 · 10–4 mol NaX wurde eine Lösung mit pH = 4.80 hergestellt. Wie groß ist KS von HX? 4. Für Milchsäure ist KS = 1.5 · 10–4 mol/L. Wie groß ist c (H3O+), wenn 0.15 mol/L Milchsäure in Lösung sind? Wie viel Prozent der Milchsäure sind dissoziiert?

5. In einer wässrigen Lösung von Ammoniak ist c (OH–) = 1.8 · 10–3 mol/L. Wie groß ist die NH3-Konzentration? KS (NH4+) = 10–9.21 mol/L

34

17

Titrationskurven

aus: Brown / LeMay / Bursten, Chemie – Die zentrale Wissenschaft, 10. Auflage, Pearson Verlag, ISBN: 3-8273-7191-0 35

Titrationskurven

aus: Brown / LeMay / Bursten, Chemie – Die zentrale Wissenschaft, 10. Auflage, Pearson Verlag, ISBN: 3-8273-7191-0 36

18

Säure/Base-Indikatoren

37

Aufgaben zu Kapitel 7 6. Wie groß ist der pH-Wert in einer 0.1 molaren NH4Cl-Lösung?

KS (NH4+) = 10–9.21 mol/L

7. Wie groß ist der pH-Wert in einer 0.1 molaren Natriumacetat-Lösung? KB (CH3COO–) = 10–9.2 mol/L

8. Wie groß ist der pH-Wert einer 0.1 molaren Ammoniumacetat-Lösung?

9. Wie groß ist der pH-Wert einer 0.1 molaren Lösung aus Natriumhydrogencarbonat? KS (H2CO3) = 10–6.52 mol/L KS (HCO3–) = 10–10.40 mol/L 38

19

Wiederholung Kapitel 7  Säure: bildet in Wasser H3O+ ("Oxonium"-Ion), ist Protonendonator  Base: bildet OH– ("Hydroxid"-Ion), ist Protonenakzeptor  pH = –log c (H3O+)  "korrespondierende" Säure/Base-Paare  Säurekonstante KS =

c (H3O+) · c (A–) c (HA)

 starke und schwache Säuren und Basen, Titrationskurven

pH

 Puffersysteme (schwache Säure mit korrespondierender Base)

39

Messung von Redoxpotentialen Standardwasserstoffelektrode

aus: Brown / LeMay / Bursten, Chemie – Die zentrale Wissenschaft, 10. Auflage, Pearson Verlag, ISBN: 3-8273-7191-0 40

20

Messung von Redoxpotentialen galvanische Zelle mit Normalwasserstoffelektrode

aus: Brown / LeMay / Bursten, Chemie – Die zentrale Wissenschaft, 10. Auflage, Pearson Verlag, ISBN: 3-8273-7191-0 41

Normalpotentiale elektrochemische Spannungsreihe

aus: Brown / LeMay / Bursten, Chemie – Die zentrale Wissenschaft, 10. Auflage, Pearson Verlag, ISBN: 3-8273-7191-0 42

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