Zusammenfassung Anorganische Chemie PDF

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Summary

Eine Sammlung an Infos und Formeln für den anorganischen Teil des Moduls (WiSe2021)...

Description

-Wichtigste Formeln und Infos-ChemieAllgemeines Orbitalreihenfolge 1s ➔

2s 5p

2p 6s

3s 4f

3p 5d

4s 6p

3d 7s

4p 5f

5s 6d

4d 7p

Hundsche Regel -

Energetisch gleiche Orbitale werden immer erstmal einzeln besetzt Beispiel: 3𝑑5 : Nicht so:

Sondern so:

Pauli-Prinzip Es kann in einem Atom nicht zwei oder mehr Elektronen geben, deren Zustand durch den gleichen Satz der viel Quantenzahlen charakterisiert ist Atomradius Paarig vorkommende Elemente: O2, H2, N2, Cl2, Br2, I2

Elektronegativität

Metallcharakter

Redox-Reaktionen Oxidationszahlen Geben die gedachte Ladung von Atomen innerhalb einer Verbindung ab, wobei die Elektronen immer dem elektronegativeren Element zugeschrieben wird

Online Redoxreaktionsrechner periodni.com

Oxidationszahl berechnet sich dann durch: Elementare Elektronenzahl – zugewiesene Elektronen Regeln: -

-

Elementare Stoffe Oxidationszahl = 0 H= + I O= - II Ausnahme: In Peroxiden (z.B H2O2) O= -I In Hyperoxiden O= -0.5 In Verbindung mit Flour= + II Neutrale Moleküle Summe der Oxidationszahlen = 0 Geladene Moleküle Summe der Oxidationszahlen = Ladung Metallionen haben positive Oxidationszahlen 1. Hauptgruppe (Alkalimetalle)= + I 2. Hauptgruppe (Erdalkalimetalle) = + II 7. Hauptgruppe (Halogene) = -I Höchstmögliche Oxidationszahl = Gruppenzahl im Periodensystem Redox-Chemie Oxidation/Reduktionsmittel: Abgabe von Elektronen, Erhöhung der Oxidationszahl Reduktion/Oxidationsmittel: Aufnahme von Elektronen, Erniedrigung der Oxidationszahl

-

Dabei spielt es keine Rolle, ob die Elektronen vollständig abgegeben oder aufgenommen werden (also Ionen entstehen) oder nur teilweise (polare kovalente Atombildungen). - Ox. Und Red. können nur zusammen auftreten (korrespondierende Redoxpaare) - Anzahl der Elektronen, die bei der Oxidation frei werden, müssen der Anzahl der bei der Reduktion abgegebenen Elektronen entsprechen - Oxidationszahl ist auf Produkt Seite niedriger als Edukt Seite? = Reduktion - Oxidationszahl ist auf Produkt Seite höher als Edukt Seite? = Oxidation 𝐼2 → 𝐼− Oxidationszahl sinkt von 0 auf -1 Knallgasreaktion: Oxidation: 𝐻2 → 2𝐻+ + 2ⅇ − Reduktion: 𝐶𝑙2 + 2ⅇ → 2𝐶𝑙− Redox: 𝐻2 + 𝐶𝑙2 → 2𝐻𝐶𝑙

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Disproportionierung: Ein Stoff reagiert mit sich selbst und ist sowohl Oxidationsmittel als auch Reduktionsmittel (z.B. 𝐶𝑙2 + 𝐻2 𝑂 → 𝐻𝑂𝐶𝑙 )

Heterogene Gleichgewichte

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Löslichkeitsprodukt: Merke: Der osmotische Druck ist von der Zahl der gelösten Teilchen abhängig, aber fest/flüssig-Gleichgewichte von Salzen, da diese in nicht von ihrer Größe oder Ladung (musste Wasser zu Ionen dissoziieren, aber nicht alle Salze sind in einer Klausurfrage beim berechnen in gleich gut löslich. beachtet werden) In einer gesättigten Lösung mit einem Bodenkörper des schwerlöslichen Salzes liegt ein dynamisches Verteilungsgleichgewicht zwischen Ionen, die aus dem Salz dissoziieren und Ionen die sich wieder in das Kristallgitter des Salzes abscheiden Für das Salz 𝐴𝑥 𝐵𝑦 gilt (die Formel enspricht einfach den Konzentrationen der einzelnen Ionen)

𝑳𝒑 = [𝑨𝒎+ ]𝒙 ⋅ [𝑩𝒏− ]𝒚 -

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-

Je größer Lp desto löslicher der Stoff Lp ist temperatur- und stoffabhängig, dann aber immer gleich (z.B hat AgCl bei 25°C immer einen Wert von 1.7 ⋅ 10−10 𝑚𝑜𝑙2 /𝑙2) Will man dann bestimmen, ob es zu einer Fällungsreaktion kommt, muss man das Ionenprodukt (buchstäblich die Multiplikation der einzelnen Ionenkonzentrationen) berechnen, ist dies größer als Lp, kommt es zur Fällung Nernst‘scher Verteilungssatz Flüssig/flüssig-Phasen: Ein Stoff wird zwischen zwei Flüssigkeiten verteilt, die sich nicht miteinander mischen Das Gleichgewicht dieses Stoffes zwischen der Oberphase und der Unterphase wird durch den Verteilungskoeffizienten K bestimmt [𝑨]

𝑲 = [𝑨]𝑷𝟏

A: die Konzentration des Stoffes in der jeweiligen

𝑷𝟐

Phase -

Henry-Dalton‘sches Gesetz Gas/flüssig-Gleichgewichte Löslichkeit steigt mit dem Partialdruck und abnehmender Temperatur 𝒑𝑨 = 𝑲 ⋅ [𝑨]𝒇𝒍 pa: Partialdruck

-

Beispiele für Heterogene Gleichgewichte: Semipermeable Membran, Osmose, Donnan-Gleichgewicht Massenwirkungsgesetz Bei 𝒂𝑨 + 𝒃𝑩 → 𝒙𝑿 + 𝒛𝒁 Gilt 𝑲 =

-

𝒄𝐱 (𝑿) 𝒄𝐳 (𝒁) 𝒄𝐚 (𝑨)𝒄𝐛(𝑩)

Bei komplexeren Reaktionen ist K das Produkt der Teilreaktionen

n: Stoffmenge in mol m: Masse in g M: Molare Masse in g/mol c: Konzentration in mol/L v: Volumen in L

-

Prinzip des kleinsten Zwangs Bedeutet, dass das Gleichgewicht einer Änderung von Reaktionsbedingungen ausweicht, indem sich ein neues Gleichgewicht einstellt Konzentrationsänderung Erhöhung: Gleichgewicht so verlagert, dass die betroffene Substanz verbraucht wird - Erniedrigung: betroffenen Substanz wird nachgebildet

-

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Druckänderung Gleichgewicht wird auf die Seite mit weniger Teilchen verlagert Temperaturänderung Erhöhung: Bevorzugung von endothermen (Wärme wird verbraucht) Reaktionen und hemmt exotherme (Wärme wird freigesetzt) Reaktionen Erniedrigung: Bevorzugung von exothermen Reaktionen und hemmt endotherme Reaktionen

H > 0 Endotherm H < 0 Exotherm

Säure und Basen Beispiele für: Base in Wasser 𝑁𝐻3 + 𝐻2 𝑂 → 𝑁𝐻4+ + 𝑂𝐻− Säure in Wasser 𝐻𝐶𝑙 + 𝐻2 𝑂 → 𝐶𝑙 − + 𝐻3 𝑂+ Säure mit Base 𝐻𝐶𝑙 + 𝑁𝐻3 → 𝐶𝑙− + 𝑁𝐻4+ ➔ Anders als bei Redox-Reaktionen ändern sich hier die Oxidationszahlen nicht Beispiele für konjugierte Säure-Base-Paare und damit Puffer: -

-

-

-

Essigsäure / Natriumacetat Zitronensäure / Mononatriumcitrat Natriumhydrogencarbonat / Natriumcarbonat Ammoniumchlorid / Ammoniak Phosphorsäure / Trinatriumphosphat Bestimmen der Stärke einer Säure/Base: Allgemein gilt: Je kleiner der PKs- Wert/PKb-Wert ist, desto stark ist eine Säure/Base Starke Säuren: pKS < 0 (negativ) Schwache Säure: pKS > 0 (positiv) (analog mit dem PKb der Basen) in Wasser kann die stärkste Säure/Base nur pkb/pks= -1.7 haben (dies liegt an dem nivellierenden Effekt des Wassers, nach dem alle Säuren/Basen, die stärker als H30/OH- sind, vollständig dissoziiert werden, sodass Wasser für diese Säuren/Basen nicht als Bezugssystem verwendet werden kann, um die relative Säurestärke zu bestimmen) Je stärker eine Säure, desto schwächer die konjugierte Base (und umgekehrt) Bei mehrprotonigen Säuren nimmt die Säurestärke mit jedem Protolyseschritt ab, während die Basenstärke zunimmt (jedem Schritt wird dementsprechend ein eigener Pk-Wert zugesprochen)

Beispiel Phosphorsäure: H3PO4: pks: -2.1 (mittelstarke Säure) H2PO4: pks: 7.2 (schwach sauer) HPO−2 4 : pks: 12.3 (kaum noch sauer)

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Verdünnungsfaktor Beispiel-Frage: Sie haben eine 12,5 M Stammlösung von NH3 in Wasser. Wie viel Milliliter (mL) dieser Lösung müssen Sie verdünnen, um 100 mL einer 0,25 M NH3Lösung herzustellen? 1.Schritt 𝑀 Verdünnungsfaktor berechnen: 𝐺𝑒𝑤ü𝑛𝑠𝑐ℎ𝑡 𝑀𝑆𝑡𝑎𝑚𝑚𝑙ö𝑠𝑢𝑛𝑔

➔ 0.025/12.5 = 0.02 2. Schritt Verdünnungsfaktor mit gewünschter Menge multiplizieren ➔ 0.02 * 100 ml = 2 ml Lösung Man muss 2 ml der Lösung verdünnen, 100 mL einer 0,25 M NH3-Lösung herzustellen PH-Werte - Ist definiert als negativer dekadischer Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration -Eine PH-Abnahme um 1 entspricht einer Verzehnfachung der c(𝐻3 𝑂+ ) PH= 3 c(𝐻3 𝑂+ ): 10−3 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙−1 c(O𝐻 − ): 10−11𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙−1 (berechnet aus dem Ionenprodukt)

-

Säure-Base-Titration Je kleiner der Ks-Wert, desto kleiner der PH-Sprung am Äquivalenzpunkt

Wasser: pH= 7 (neutral)

100 ml einer 0.01 M HCl enthalten 0.1 L * 0.01 mol/l = 0.001 mol 𝐻3 𝑂+ −Ionen (Ph= 2)

Starke Säure mit starker Base: (z.B. HCl mit NaOH) Der Äquivalenzpunkt (Stoffmenge Base= Stoffmenge Säure) ist auch Neutralisationspunkt (pH=7)

Schwache Säure mit starker Base: Äquivalenzpunkt  Neutralisationspunkt 1 PH ist nicht dort neutral, sondern errechnet sich durch: 𝑝𝐻: × (𝑝𝐾𝑠1 × 𝑝𝐾𝑠2 ) 2 Säure Stark

Base Stark

Lösung Neutral (pH=7)

Beispiele NaCl, KNO3 , Na2 SO4

Schwach

Stark

Basisch (pH > 7)

Stark Schwach

Schwach Schwach

Schwach

Schwach

Schwach

Schwach

Sauer (pH < 7) pKs > pKb = basisch Pks  Pkb = Neutral Pks < pKb = sauer

NaCN, NaCH3CO2, Na2S, NaOCl NH4Cl, NH4NO3 NH4CN NH4CH3CO2 NH4HCO2

Amphotere Beispiele: 𝐻2 𝑂, 𝑁𝐻3 , 𝐻𝑆𝑂4− , 𝐻𝑃𝑂42− WICHTIGE GLEICHUNGEN - PH-Werten: Starke schwache Säure: PH: -lg(H3O) Säure: PH: ½ (pks – lg(H3O)) Base: POH: -lg(OH-) Base: POH: ½ (pks – lg(OH-)) PH: 14-POH PH: 14-POH (H3O/OH- Konzentration in mol) -

Titration c= n/V ; M= m/n n(Maßlösung)= n(Säure); Ph=Pks (am Äquivalenzpunkt)

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Puffergleichung/ Henderson-Hasselbalch-Gleichung 𝐻𝐴 + 𝐻2 0 = 𝐻3 𝑂+ + 𝐴− 𝐴− PH: PKs + lg ( c( ) ) 𝐻𝐴

-

Ionenprodukt des Wassers 𝑲𝒘 :2𝐻2 𝑂 = 𝐻3 𝑂+ + 𝑂𝐻 −

:𝑲𝒘 : 𝑐(𝐻3 𝑂) + 𝑐(𝑂𝐻−) Bei Standartbedingungen (25°C) beträgt 𝑲𝒘 : 𝟏 ⋅ 𝟏𝟎−𝟏𝟒𝒎𝒐𝒍𝟐 ⋅ 𝒍𝟐 -

Wenn pK= 3 dann K= 10−3

Dissoziationsgrad  Am Beispiel C𝐇𝟑COOH +𝐇𝟐𝟎 = 𝐇𝟑𝐎+ + C𝐇𝟑COO(verwendet bei schwachen S/B um den Bruchteil zu berechnen, der in Ionen dissoziiert) 𝑐(CH3 COOH) + 𝒄(𝐂𝐇𝟑 𝐂𝐎𝐎−) = c(CH3 COO −) entspricht 𝐜(𝐂𝐇𝟑 𝐂𝐎𝐎𝐇) +𝐜(𝐂𝐇𝟑 𝐂𝐎𝐎−)

-

PKs + Pkb = 14 Von konjugierten S/B-Paaren

Dissoziationskonstante K Massenwirkungsgesetz angewendet auf Dissoziationsreaktionen und kann damit zur Bestimmung des Elektrolytenstärke herangezogen werden (logarithmierte Form entspricht Pk-Wert)

c(CH3 COOH)0 vor Reaktionsablauf.

K=

𝐴∗ 𝐵 𝐴𝐵

oder

𝑥−1 𝑥

Thermodynamik und Kinetik -

-

Enthalpie H: die Reaktionswärme bei isobar (gleicher Druck) auftretenden Vorgängen Bildungsenthalpie: Reaktionswärme die bei einer Molekülbildung entsteht 𝛥𝐻 𝑛ⅇ𝑔𝑎𝑡𝑖𝑣 = ⅇ𝑥𝑜𝑡ℎⅇ𝑟𝑚ⅇ 𝑅ⅇ𝑎𝑘𝑡𝑖𝑜𝑛 𝛥𝐻 𝑝𝑜𝑠𝑖𝑡𝑖𝑣 = ⅇ𝑛𝑑𝑜𝑡ℎⅇ𝑟𝑚ⅇ 𝑅ⅇ𝑎𝑘𝑡𝑖𝑜𝑛 Entropie S: ein Maß für die Unordnung im System. Je größer die Unordnung desto größer die Entropie 𝜟𝑯 − +

𝜟𝑺 + −

𝜟𝑮 − 𝜟𝑯 − 𝑻 − 𝜟𝑺 − +

−

−

− niedrige Temperatur + hohe Temperatur

+

+

+ niedrige Temperatur − hohe Temperatur

läuft? Freiwillig Nicht freiwillig Niedrige T: freiwillig Hohe T: nicht freiwillig Hohe T: freiwillig Niedrige T: nicht freiwillig

Elektrochemie Elektromotorische Kraft EMK 𝜟𝑬𝒛𝒆𝒍𝒍𝒆 -

-

Die Potenzialdifferenz der Halbzellen einer galvanischen Zelle Abhängig von Art des Redoxprozesses Konzentration der Teilchen Temperatur Es berechnet sich aus 𝜟𝑬𝒛𝒆𝒍𝒍𝒆 = 𝑬𝑲𝒂𝒕𝒉𝒐𝒅𝒆 − 𝑬𝑨𝒏𝒐𝒅𝒆 Unter Standartbedingungen (Temperatur= 25°C; Druck= 1 ba+r; gelöste Reaktanden ° c= 1 mol/L) spricht man von Normalpotenzial/Standart-Halbzellenpotenzial 𝜟𝑬𝒛𝒆𝒍𝒍𝒆

elektrochemische Spannungsreihe Gemessen mit einer Wasserstoffhalbzelle als Referenzhalbzelle Ist der Wert negativ, fließen die Elektronen zur Wasserstoffhalbzelle (Stoff wird oxidiert) Ist der Wert positiv fließen die Elektronen von der Referenzzelle weg (Stoff wird reduziert) Kathode: Reduzierter Stoff Anode: Oxidierter Partner

Merke:

Wann findet eine Freiwillige Reaktionen statt? Eine Reaktion läuft freiwillig ab, wenn: 𝐸°𝐾𝑎𝑡ℎ𝑜𝑑𝑒 − 𝐸°𝐴𝑛𝑜𝑑𝑒 > 0 1.Schritt: Bestimmen, wer reduziert und wer oxidiert wird Beispiel: Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu O: Zn→ ZnSO4 + 2ⅇ − R:CuSO4 + 2ⅇ − → 𝐶𝑢

2.Schritt: Bestimmen der E° in V Zn: -0.76 Cu: + 0.35

freiwillige Reaktion: E > 0 und G < 0

3.Schritt: Formel anwenden +0.35 – (-0.75) = 1.1 ➔ 1.1 > 0 ➔ Reaktion läuft freiwillig ab

Elektrolyse - Durch eine von außen angelegte Spannung erzwungener, nicht freiwillig ablaufender Redoxprozess - Im Gegensatz zur elektrochemischen Zelle ist die Kathode der Minuspol und die Anode der Pluspol - die Gleichung 𝜟𝑬𝒛𝒆𝒍𝒍𝒆 = 𝑬𝑲𝒂𝒕𝒉𝒐𝒅𝒆 − 𝑬𝑨𝒏𝒐𝒅𝒆 gilt immer noch, da aber diesmal nicht freiwillig ablaufende Prozesse betrachtet werden, erhält man einen negativen Wert -...