Allgemeine Chemie für PharmazeutInnen

Август 9, 2022

Главная
Химия
Allgemeine Chemie für PharmazeutInnen

Содержание

2. Einführung: Chemie ist die Lehre von Stoffen und Stoffveränderungen. Physik ist die Lehre von Zuständen und
3. Chemische Reaktionen, also substantielle Umwandlungen von Stoffen, werden oft durch Zustandsveränderung ausgelöst, weshalb physikalischen Veränderungen in
4. Chemie ist die Lehre von Stoffen und Stoffveränderungen Was ist ein Stoff ? Das Material woraus
5. Zerlegung heterogener Systeme: Die Zerlegung heterogener System kommt durch Ausnutzung der unterschiedlichen physikalischen Eigenschaften der einzelnen
6. Die Auftrennung durch Dichteunterschiede wird bei flüssig-flüssig Gemischen (Emulsionen) durch Absetzen in einem Scheidetrichter erreicht:
7. Manche Emulsionen sind stabil (stabile Emulsionen haben auch Bedeutung in der Arzneimittelherstellung, der Kosmetik und der
8. Unterscheiden sich die Phasen eines festen heterogenen Gemisches durch den Schmelzpunkt, so kann das Gemisch erhitzt
9. Unterscheiden sich die Phasen in ihrer Teilchengröße, so können feste heterogene Systeme durch Sieben oder Sortieren
10. Fest-gasförmige Systeme (zb. Rauch, Aerosol) können durch Durchleiten durch ein Wattefilter getrennt werden oder mit Hilfe
11. Trennung homogener Systeme: Bei dem homogenen kann es sich schon um einen an sich reinen Stoff
12. Trennung homogener Systeme: Physikalische Methoden: Hier wird zb. eine flüssige Phase durch Temperaturänderung, Zusatz anderer nicht
13. Diesen Vorgang bezeichnet man als Destillation.
14. Auf diese Weise kann auch ein fester Bestandteil, der nicht verdampft, von einem flüssigen verdampfbaren getrennt
15. Homogene Mischungen von Gasen können verflüssigt und anschließend destilliert werden (zb. Destillation verflüssigter Luft: auf diese
16. Trennung durch Zugabe eines Lösungsmittels. Beispiel: eine wässrige Lösung einer Substanz, die auch in einem lipophilen
17. Trennung durch Zugabe eines Lösungsmittels.
18. Trennung durch Zugabe eines Lösungsmittels. Dieses Verfahren ist auch auf andere Aggregatzustände anwendbar: So kann man
19. Trennung durch Adsorption: Beispiel: Cola ist eine Lösung unterschiedlicher Substanzen, Zuckert, Farbstoffe ect., jedenfalls ein homogenes
20. Trennung durch chemische Umsetzung: Hier wird ein homogenes Gemisch dadurch getrennt, dass einer der Bestandteile durch
21. Nachdem das heterogene oder das homogene Gemisch aufgetrennt wurde, erhält man einen reinen Stoff. Ein wesentliches
23. Nach der altgriechischen Vorstellung von der Materie kommt man nach wiederholter Zerteilung zu einem kleinsten unteilbaren
24. Über den Aufbau chemischer Verbindungen: Chemische Verbindungen sind aus Elementen aufgebaut, dabei gelten folgende Gesetze: Gesetz
25. Über den Aufbau der Elemente: Elemente sind aus Atomen aufgebaut. Experimente von Rutherford, bei denen er
26. Über den Aufbau der Atome: Das Proton: Aus Atomen und Molekülen können Elektronen entfernt werden, es
27. Über den Aufbau der Atome: Das Elektron: Bei Versuchen elektrischen Strom durch ein Vakuum zu leiten
29. Jede Materie kann demnach in die Elementarteilchen Elektronen, Protonen und Neutronen zerlegt werden. Wodurch unterscheiden sich
30. Atomsymbole Ein Atom wird zunächst mit zwei Zahlen identifiziert: Der Ordnungszahl und der Massenzahl. Ordnungszahl Z
31. Atomsymbole Neben der Ordnungszahl und der Massenzahl wird rechts oben noch die Ionenladung (Ladungszahl) angegeben und
32. Isotope: Isotope sind Atome gleicher Ordnungszahl aber unterschiedlicher Massenzahl. Da sie die gleiche Ordnungszahl besitzen spricht
33. Isotope: Isotope werden nicht von allen Elementen ausgebildet, es gibt Elemente, die nur in Form eines
34. Atommasse: Wegen ihrer geringen Masse können Atome nicht gewogen werden. Deshalb Angabe relative Atommassen : Früher
35. Die Elektronenstruktur der Atome: Atommodell: Positiv geladener Kern, umgebende Elektronen. Die Anzahl, Verteilung und Energie der
36. Die elektromagnetische Strahlung: Es gilt folgender Zusammenhang: c = λ.ν Spektrum der elektromagnetischen Strahlung:
37. Die elektromagnetische Strahlung: Die Beschreibung der Elektromagnetischen Strahlung als Wellenbewegung erfasst viele Eigenschaften erfolgreich. Es gibt
38. Atomspektren: Wird weißes Licht durch ein Prisma geleitet, so erhält man ein kontinuierliches Farbspektrum, das aus
39. Das Bohr‘sche Atommodell: Ein Elektron kann sich nur auf bestimmten Kreisbahnen aufhalten. Die Kreisbahnen werden auch
40. Das Periodensystem: Es wurde zunächst festgestellt, dass Elemente mit ähnlich Massenzahlen auch ähnliche chemische Eigenschaften haben
42. Das Periodensystem: Die ersten beiden senkrechten Spalten sind die beiden ersten Hauptgruppen. In ihnen werden die
43. Zur Erklärung der Orbitale: Wellenmechanik: 1900 -1905 wurde die Quantentheorie des Lichts von Max Planck und
44. Die Heisenbergsche Unschärferelation: Nach der Bohr‘schen Theorie ist das Elektron ein bewegtes Teilchen. Um seine Bahn
45. Das Elektron im Kasten: Stellt man sich ein Elektron in einem eindimensionalen Kasten vor, so verhält
46. Quantenzahlen: Charakterisieren die Aufenthaltsbereiche eines Elektrons in einem Atom. Um ein Elektron vollständig zu charakterisieren braucht
49. Quantenzahlen: Charakterisieren die Aufenthaltsbereiche eines Elektrons in einem Atom. Um ein Elektron vollständig zu charakterisieren braucht
50. Das Pauli Prinzip : Ist ein Ausschlussprinzip nach dem keine zwei Elektronen in einem Atom in
52. Hund‘sche Regel: Orbitalbesetzung: Die Verteilung der Elektronen eines Atoms auf die verschiedenen Orbitale nennt man Orbitalbesetzung.
54. Einfluss der Orbitalbesetzung auf die magnetischen Eigenschaften von Substanzen: Substanzen in denen ungepaarte Elektronen vorhanden sind,
55. Die Elektronenstruktur der Elemente: Ausgehend vom Wasserstoff wird jeweils ein Proton im Kern und ein Elektron
56. Im Periodensystem der Elemente sind die Elemente nach ihrer Elektronenkonfiguration geordnet: Maßgeblich ist dabei das als
58. Ionen: Ionen sind Atome oder Moleküle, die eine elektrische Ladung tragen. Kationen sind positiv geladen, sie
59. Ionische Verbindungen sind aus Kationen und Anionen aufgebaut, sie bilden im festen Zustand Kristalle, in denen
60. Ionen: In diesem Kristall kommt genau ein Chloridion auf ein Natriumion, die chemische Formel NaCl beschreibt
61. Ionen: In diesem Kristall kommt genau ein Chloridion auf ein Natriumion, die chemische Formel NaCl beschreibt
62. Eigenschaften der Atome, Bindungen: Verbinden sich Atome miteinander zu einer chemischen Verbindung, treten Veränderungen in der
63. Eigenschaften der Atome, Bindungen: Die kovalente Bindung Hier teilen sich Atome gemeinsam Elektronen. Eine kovalente Bindung
64. Eigenschaften der Atome, Bindungen: Die metallische Bindung: Tritt bei Metallen und Legierungen auf. Zahlreiche Atome sind
65. Eigenschaften der Atome, Bindungen: Die Atomgröße: Die chemischen Eigenschaften der Atome werden primär durch ihre Kernladung
66. Eigenschaften der Atome, Bindungen: Die Atomgröße: Wird nun der Abstand zwischen zwei Atomen, einer chemischen Verbindung
67. Eigenschaften der Atome, Bindungen: Die Atomgröße: Weiter effektive Größen von Atomen: Ionenradien Metall-Atomradien Der effektive Radius
68. Eigenschaften der Atome, Bindungen: Die Atomgröße: Bei den Hauptgruppenelementen nehmen die Kovalenzradien und auch die van
69. Ionisierungsenergie: Allgemein nimmt die Ionisierungsenergie innerhalb einer Hauptgruppe des Periodensystems mit zunehmender Ordnungszahl ab. Die Atomgröße
70. Ionisierungsenergie: Dritte Ionisierungsenergie: Wenn von einem zweifach positiv geladenen Ion ein weiteres Elektron entfernt wird. Je
71. Elektronenaffinitäten: Die Energie, die bei der Aufnahme eines Elektrons durch ein Atom freigesetzt wird, ist die
72. Die Ionenbindung: Bei den Hauptgruppenelementen nehmen nur die Valenzelektronen der äußersten Schale and chemischen Reaktionen teil.
74. Bei der Reaktion eines Natrium Atoms mit einem Chlor Atom gibt das Natrium sein Valenzelektron ab,
75. Die positiv geladenen Natriumionen und die negativ geladenen Chlorid-ionen ordnen sich abwechselnd in einem Ionenkristall an.
76. Die Gitterenergie: Fügt man weit voneinander entfernte, im Gaszustand befindliche positive und negative Ionen zu einem
77. Die Gitterenergie: 2. Man verdampft und ionisiert beide Reaktionspartner und lässt die Reaktion von den gasförmigen
78. Die Gitterenergie: Bildung der Chlorid-Ionen: Aufnahme von Elektronen: Cl (g) + e- → Cl- Elektronenaffinität ΔHEA
80. Arten von Ionen: Die Bildung von Ionen mit Edelgaskonfiguration ist begünstigt: Deshalb bildet Natrium leicht Na+
81. Ionenradien: Der Ionenradius für ein Kation ist immer kleiner als der Kovalenzradius für das gleiche Element.
82. Nomenklatur von Ionenverbindungen: Mehratomige Kationen bestehen aus mehreren Atomen, die durch kovalente Bindungen miteinander verknüpft sind.
83. Nomenklatur von Ionenverbindungen: Mehratomige Anionen: OH- Hydroxid, CN- Cyanid, OCl- Hypochlorit, ClO3- Chlorat, SO32- Sulfit, SO42-
84. Die kovalente Bindung: Bei Reaktionen von Metallen mit Nichtmetallen geben die Metallatome Elektronen ab und die
85. Um ein Element oder eine Verbindung korrekt zu beschreiben verwendet man chemische Formeln: Jedes vorhandene Element
86. Sollte gezeigt werden, wie die einzelnen Atome miteinander verknüpft sind, bedient man sich der Strukturformel oder
87. Die Strukturformel zeigt jedoch nicht die tatsächliche räumliche Anordnung der Atome. Manche Formelzeichenprogramme haben eine „clear
88. Eine 3-dimensionale Darstellung erhält man mit dem „Ball and Stick“- Modell, hier werden die Atome als
89. Eine realistische 3-dimensionale Darstellung erhält man mit dem Kalottenmodell, wobei die Atome als Kalotten (Kugelabschnitte) dargestellt
90. Da aber etwas kompliziertere Moleküle mit dem Kalottenmodell nur sehr unübersichtlich darstellbar sind ist es üblich
91. Schreibweise: Moleküle werden meist als Valenzstrichformeln gezeichnet, Wobei der Strich das gemeinsame Elektronenpaar darstellt. Die übrigen
92. Triebkraft für die Atome, kovalente Bindungen einzugehen ist das Erreichen einer Edelgasähnlichen Elektronenkonfiguration. Für das Wasserstoffatom
93. Valenzelektronen, die ein Atom für sich alleine behält werden als nichtbindende Elektronenpaare, freie Elektronenpaare oder einsame
94. Um Lewis-Formeln im Einklang mit der Oktett-Regel richtig zu formulieren, muss die Gesamtzahl der Valenzelektronen so
95. Übergänge zwischen Ionenbindung und kovalenter Bindung: In den meisten Fällen liegt weder eine reine Ionenbindung noch
96. Wenn zwei unterschiedliche Atome durch kovalente Bindung verknüpft sind, ist die Elektronenladung nicht symmetrisch zwischen den
97. In so einem Fall spricht man von einer polaren kovalenten Bindung, gekennzeichnet werden die partiellen Ladungen
98. Ein Objekt auf dem sich zwei gegensätzliche Ladungen des gleichen Betrages q in einem Abstand d
99. Elektronegativität: Die Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, die Elektronen in einem Molekül
101. Elekronegativität: Metall-Atome geben leicht Elektronen ab und haben kleine Elektronegativitäten. Je kleiner die Elektronegativität umso größer
102. Formalladungen: In der Formel wird die Formalladung am betreffenden Atom gekennzeichnet. Die Ionenladung des Teilchens ist
103. Mesomerie: Können von einem Molekül zwei oder mehrere gleichwertige Formeln Angegeben werden spricht man von Mesomerie:
104. Mesomerie: Richtlinien zur Bewertung der Grenzformeln: Die räumliche Anordnung der Atomkerne muss für alle Grenzformeln dieselbe
105. Molekülstruktur, Molekülorbitale: Ausnahmen zur Oktettregel: Es gibt Ionen, die keine Edelgaskonfiguration besitzen, Moleküle, seren Atome die
106. VSEPR Theorie: Valence shell electron-pair repulsion theory Valenzelektronenpaar-Abstoßungs-Theorie Elektronenpaare stoßen einander ab, die Elektronen der Valenzschale
107. Beispiele: Zwei Elektronenpaare: HgCl2 Cl-Hg-Cl ist linear, so stoßen sich die Elektronenpaare am weitesten ab. Drei
108. Beispiele: Ebenso gilt das auch für das Wasser-Molekül oder das Ammoniak-Molekül:
109. Beispiele: Das Methan-Molekül sieht aufgrund der Abstoßung der Bindungen so aus: Die Wasserstoffatome weisen in die
110. Vier Elektronenpaare: Geben einen Tetraeder. Fünf Elektronenpaare: Bilden eine trigonale Bipyramide Sechs Elektronenpaare Bilden einen Oktaeder
111. Hybridorbitale: Beispiel Kohlenstoff: In der äußeren Schale finden wir Elektronen in 2s und 2p Orbitalen. Die
112. Hybridorbitale: Beispiel Kohlenstoff: die verbleibenden p-Orbitale sind hier nicht eingezeichnet !
113. Molekülorbitale: Entstehung einer kovalenten Bindung: Ein Orbital des einen Atoms mit einem ungepaarten Elektron besetzt, überlappt
114. Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen: Beispiel Ethan: H3C-CH3 sp3-Hybridorbitale ragen jeweils im Tetraederwinkel in die Ecken eines
115. Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen: Beispiel Cyclohexan: C6 H6 sp3-Hybridorbitale ragen jeweils im Tetraederwinkel in die Ecken
116. Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen: Beispiel Ethen: H2C=CH2 sp2-Hybridorbitale ragen jeweils in die Ecken einer Ebene.
117. Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen: Beispiel Cyclohexadien C6H8 sp2-Hybridorbitale ragen jeweils in die Ecken einer Ebene. Die
118. Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen: Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen: Beispiel Ethin: HC≡CH sp-Hybridorbitale liegen auf einer Linie.
119. Delokalisierte Bindungen: Sobald mesomere Grenzformeln formulierbar sind muss man eine Mehrzentrenbindung oder auch delokalisierte Bindung annehmen:
120. Stark polare kovalente Bindungen: Beispiel Phosphorsäure: Nach Oktettregel: vier Einfachbindungen, Ladungen Formulierung mit Doppelbindung: man nahm
121. Hypervalente Atome: In der Valenzstrichformel für Moleküle wie PF5 oder SF6 müsste man mehr als vier
122. Hypervalente Atome: In der Valenzstrichformel für Moleküle wie PF5 oder SF6 müsste man mehr als vier
123. Die metallische Bindung: Metall-Atome haben relativ niedrige Ionisierungsenergien und Elektronegativitäten und geben ihre Außenelektronen leicht ab,
124. Mithilfe der relativen Atommasse lassen sich Substanzmengen quantifizieren: Die Lehre der Mengenverhältnisse der Elemente in chemischen
125. Empirische Formeln: Werden durch Elementaranalyse einer chemischen Verbindung erhalten, geben nur das Verhältnis der Atome zueinander
126. Das Mol-Stoffmenge Stoffmenge: Die Einheit der Stoffmenge ist das Mol. Das Mol ist eine Stückzahl, so
127. Das molare Masse oder Molmasse: Die molare Masse: m = die Masse des betreffenden Stoffes (zb.
128. Relative Atommasse (Ar) und relative Molekülmassen (Mr) sind reine einheitslose Verhältniszahlen: Zb.: Die relative Atommasse von
129. Relative Atommassen (Ar) häufiger verwendeter Elemente (auf zwei Dezimalstellen gekürzt) Ag Silber 107.87 Al Aluminium 26.98
130. Wie erhält man die Masse eines Mols eines bestimmten Elements ? Ein Mol eines Elements hat
131. Prozentuale Zusammensetzung einer chemischen Verbindung: Berechnen der Massenprozente der in einer Verbindung enthaltenen Elemente: Aus der
132. Beispiel: Berechnen sie die Massenprozente der einzelnen Elemente von Kochsalz NaCl M(NaCl) = 58.44g/mol M(Na) =
133. Beispiel: berechnen sie die Massenprozente der einzelnen Elemente von Bariumcarbonat PbCrO4 M(PbCrO4) = 323.2g/mol M(Pb), M(Cr),
134. Ermittlung chemischer Formeln: Berechnen der Summenformel einer unbekannten Verbindung aus den Massenprozenten. Die Summenformel einer unbekannten
135. Bei einer Elementaranalyse einer Substanz wurden folgende Werte erhalten: C: 64.54 %; H: 5.66 %; N:
136. Eine weitere Möglichkeit wäre: C: 64.54 %; H: 5.66 %; N: 10.26 %; das verbleibende ist
137. Chemische Reaktionsgleichungen: Stellen den Ablauf einer chemischen Reaktion dar Linke Seite: Ausgangsprodukte, Reaktanden Edukte Rechte Seite:
138. In jedem Fall muss das Gesetz der Erhaltung der Masse erfüllt sein ! Das heißt: Die
139. In jedem Fall muss das Gesetz der Erhaltung der Masse erfüllt sein ! Weiteres Beispiel: 2NaCl
140. Ausgleichen von Reaktionsgleichungen: Beispiel: Reaktion von Wasserdampf und heißem Eisen ergeben Eisenoxid und Wasserstoff: Fe +
141. Ausgleichen von Reaktionsgleichungen: algebraische Methode: FeCl2 + SO2 + HCl → FeCl3 + H2O + S
142. Umrechnung auf umgesetzte Massen: Beispiel: 2H2 + O2 → 2H2O Dabei reagieren 2mol H2 mit 1
143. Berechnen sie wie viel Wasser aus der Verbrennung von 8g H2 entstehen und wie viel g
144. aus der Beziehung M = m/n erhält man durch umformen: M×n = m für den Sauerstoff
145. Begrenzende Reaktanden: Wenn zwei gegeben Stoffmengen miteinander reagieren sollen, ist immer unter der Berücksichtigung der Reaktionsgleichung
146. Ausbeute bei chemischen Reaktionen: Speziell in der organischen Chemie verlaufen die Reaktionen selten vollständig. Man gibt
147. Aus 1 mol Ammoniumisothiocyanat (NH4SCN) soll Pyrrolidiniumisothiocyanat hergestellt werden. Wieviel g Pyrrolidin wird gebraucht, wenn das
148. 4-Isothiocyanato-4-phenyl-butan-2-one: 2g benzylidene acetone (MR = 146.19) were treated with 33 ml of a HSCN solution
149. Konzentration von Lösungen: Stoffmengenkonzentration (Molarität) Die Stoffmengenkonzentration c ist die gelöste Stoffmenge n im Volumen der
150. Beispiel: Welche Stoffmengenkonzentration hat eine Lösung von 12g KCl in 1l Wasser ? M(KCl) = 74.55
151. Wieviel g Natriumchlorid enthalten 500ml einer 1 molaren Lösung ? 1 mol..........................1000ml x mol..........................500ml x =
152. Früher gab es den Begriff Normalität: Die Normalität gibt an wieviel Val (=Äquivalente) in einem Liter
153. Beispielsweise bei Säure-Basen Reaktionen: Hier wird die Stöchiometrische Wertigkeit durch die Anzahl der Protonen bestimmt, die
154. Beispielsweise bei Redox-Raktionen Reaktionen: Hier wird die Stöchiometrische Wertigkeit durch die Anzahl der Elektronen bestimmt, die
155. Temperatur und Wärme: Wärme ist eine Form von Energie, die in jedem Körper in unterschiedlicher Menge
156. Kalorimetrie: Die Wärmekapazität C eines Körpers mit der Masse m ist die Wärmemenge, die benötigt wird,
157. Beispiel Wasser hat bei 20°C eine spezifische Wärme von 4.18J g-1K-1 Die Wärmekapazität von 125 g
158. Reaktionsenergie, Reaktionsenthalpie: Jeder Stoff hat in sich Energie in irgendeiner Form gespeichert, man spricht von innerer
159. Der Satz von Heß: Das Gesetz der konstanten Wärmesummen: Die von einem chemischen System aufgenommene oder
160. Bildungsenthalpien: Unter der Bildungsenthalpie versteht man die Enthalpie (ΔHB) die notwendig ist, um 1 mol einer
161. Bindungsenergien: Die Atome von Molekülen werden durch chemische Bindungen zusammengehalten, das Aufbrechen der Bindungen erfordert Energie,
162. Gase, der gasförmige Aggregatzustand: Ein Gas ist stets form- und volumenunbeständig, da die Teilchen keine bestimmte
163. Der Druck: Der Druck ist keine Basisgröße sondern eine abgeleitet Größe: p = F/A = Kraft
164. Der Druck: An dieser Stelle ist es wichtig zu berücksichtigen, dass es mehrere verschieden Druckeinheiten gibt
165. Das Gesetz von Avogardro: Gleiche Volumina beliebiger Gase enthalten bei gleicher Temperatur und gleichem Druck die
166. Umgekehrt gilt dann: Eine gleich große Anzahl an Molekülen zweier Gase beansprucht bei gleichen Druck und
167. Für die Umsetzung von Gasen und deren Berechnung sind die Zustandsgrößen Druck Volumen und Temperatur entscheidend,
168. Das Gesetz von Boyle-Mariotte für ISOTHERME Zustände: Bei konstanter Temperatur ist der Druck umgekehrt proportional dem
169. Bei konstantem Druck (p = const.) gilt die Beziehung: V.T = const. oder V1.T2 = V2.T1
170. Das Gesetz von Gay-Lussac für ISOBARE Zustände: Das Volumen eines Gases ist proportional der Temperatur V
171. Das Gesetz von Amontons für ISOCHORE Zustände: Der Druck eines idealen Gases ist proportional der absoluten
172. Die Temperaturen in diesen Formeln werden in Kelvin (K) angegeben. Es gilt: eine Temperatur von 0°C
173. Eine Kombination aller 3 Gasgesetze ergibt das sogenannte Ideale Gasgesetz: p.V = n.R.T Wobei p der
174. Das Dalton-Gesetz der Partialdrücke: In Gemischen von Gasen, die nicht miteinander reagieren, setzt sich der Gesamtdruck
175. Wenn das Volumen und die Temperatur gleichbleiben, lässt sich der Partialdruck eines Gases in einem Gasgemisch
176. Molekülgeschwindigkeiten in Gasen: v = √3RT/M Dabei folgen die einzelnen Gasmoleküle, die sehr unterschiedliche Geschwindigkeiten aufweisen
177. Reale Gase: Unterscheiden sich von idealen (hypothetischen) Gasen dadurch, dass man sie verflüssigen kann: Es gibt
178. Verflüssigung von Gasen: Wegen der Intermolekularen Anziehungskräfte verhalten sich Moleküle so ähnlich, als hätten sie eine
179. Verflüssigung von Gasen: Der kritische Druck ist der Mindestdruck, der zur Verflüssigung des Gases bei seiner
180. Vgl. auch Bild Mortimer 10. Aufl. S165
181. Flüssigkeiten: Abkühlen eines Gases: die kinetische Energie der Moleküle nimmt ab, sie bleiben aneinander haften, das
182. Intermolekulare Anziehungskräfte: Bei Molekülen, die aus Atomen unterschiedlicher Elektronegativität aufgebaut sind treten Dipol-Dipol-Kräfte auf, da die
184. Intermolekulare Anziehungskräfte: Unpolare Moleküle, die über kein Dipolmoment verfügen müssen auch zusammengehalten werden: Postuliert von Van
185. Intermolekulare Anziehungskräfte: Im Normalfall steigt der Siedepunkt von gleichartigen Verbindungen in einer Gruppe mit der Molekularmasse
186. Intermolekulare Anziehungskräfte: In den höheren Gruppenverhalten sich die Elemente der dritten und der höheren Perioden im
187. Intermolekulare Anziehungskräfte: 2.te Periode des Periodensystems: Li Be B C N O F Ne die dazugehörigen
188. Intermolekulare Anziehungskräfte: Nun könnte berechtigterweise der Einwand kommen, dass in Fluorwasserstoff HF die Polarisierung aufgrund der
193. Wasserstoffbrückenbindungen können auch zwischen unterschiedlichen Molekülen auftreten. Für ihr Auftreten muss das Molekül, das den Wasserstoff
194. Im Wasser treten im Mittel doppelt so viele H-Brücken wie z.B. beim HF auf. Dabei ist
195. Der flüssige Zustand: Moleküle in der Flüssigkeit werden von zwischenmolekularen Kräften zusammengehalten. Die Moleküle nehmen aber
196. Der flüssige Zustand: Die Viskosität von Flüssigkeiten, dem Fließen einen Widerstand entgegenzusetzen ist auf die zwischenmolekulare
197. Der flüssige Zustand: Die Oberflächenspannung geht auch auf zwischenmolekulare Anziehungskräfte zurück, Moleküle an der Oberfläche werden
199. Verdampfung: Erhöht man die Temperatur einer Flüssigkeit so weit, dass ihr Dampfdruck gleich groß wie der
201. Der Siedepunkt einer Flüssigkeit hängt vom äußeren Druck ab !
202. Deshalb können hochsiedende Flüssigkeiten bei vermindertem Druck bei tieferer Temperatur zum Sieden gebracht werden. Praktische Anwendung:
203. Die molare Verdampfungsenthalpie Ist jene Wärmemenge, die einem Mol einer Flüssigkeit zugeführt werden muss, um sie
204. Der Gefrierpunkt: Beim Abkühlen einer Flüssigkeit: Die Molekülbewegungen werden immer langsamer, ab einer bestimmten Temperatur beginnen
206. Manchmal setzen die Moleküle einer Flüssigkeit ihre Bewegungen auch beim Abkühlen unter den Gefrierpunkt fort, man
207. Dampfdruck von Festkörpern: In Kristallen schwingen Moleküle um ihre fixierten Positionen, es gibt aber eine ähnliche
209. Phasendiagramme: Phasendiagramme sind Druck-Temperaturdiagramme aus man ablesen kann, wann eine Substanz fest flüssig oder gasförmig ist.
210. Durch Temperaturänderung verursachte Phasenänderung bei konstantem Druck entlang einer horizontalen Geraden ablesbar. Durch Druckänderung verursachte Phasenänderung
211. Feststoffe: Üblicherweise kristallin. In einem Kristall sind die Teilchen geordnet, die Atome sind zwar nicht in
212. Arten Kristalliner Feststoffe: Ionenkristalle: Bestehen aus negativ und positiv geladenen Ionen und werden durch elektrostatische Anziehungskräfte
213. Arten Kristalliner Feststoffe: Molekülkristalle: Moleküle werden durch London und Dipol-Dipol Kräfte zusammengehalten. Diese Kräfte sind wesentlich
214. Gerüststrukturen: Hier werden die Atome durch ein Netzwerk kovalenter Bindungen zusammengehalten. Bei dreidimensionaler vernetzter Struktur kann
215. Gerüststrukturen: Diamantgitter
216. Gerüststrukturen: Es kann aber auch sein, dass nicht der ganze Kristall eine Molekülstruktur hat, sondern mehrere
217. Gerüststrukturen: Graphit:
218. Metallische Kristalle: Metall Atome sitzen an den Gitterplätzen des Kristalls und Haben ihre Valenzelektronen über das
219. Kristallstrukturen: Die dreidimensional- periodische Anordnung der Teilchen in einem Kristall ist seine Kristallstruktur. Aus einer Kristallstruktur
220. Elementarzellen:
221. Kristallstrukturen von Metallen: Kubisch innenzentrierte Kugelpackung Raumerfüllung 68% Hexagonal dichteste Kugelpackung (Stapelfolge A B A B)
223. Lösungen: Lösungsmittel, Solvens liegt üblicherweise in größerer Menge vor. Gelöste Stoffe. Manche Stoffe sind in jedem
224. Lösungen: Die Menge eines gelösten Stoffes in einem bestimmten Volumen wird als Konzentration bezeichnet. Verdünnte Lösungen
225. Lösungen: Eine ungesättigte Lösung hat eine geringere Konzentration als eine gesättigte. Eine übersättigte Lösung eine höher
226. Mischbarkeit, der Auflösungsprozess: „Gleiches löst sich in Gleichem“ Polare Substanzen lösen sich in polaren Lösungsmitteln, Unpolare
227. Hydratisierte, solvatisierte Ionen: Ionen werden, falls es sich beim Solvens um ein polares Lösungsmittel handelt von
228. Auflösung eine Ionenkristalls in Wasser
229. Bei dem hypothetischen Prozess, dass Ionen aus dem Gaszustand in gelöste, hydratisierte Ionen übergeführt werden wird
230. Lösungsenthalpie: Wird eine Substanz in einem Lösungsmittel gelöst, wird Energie freigesetzt oder verbraucht. Bei konstantem Druck
231. Konzentrationsangaben für Lösungen: Massenanteil w: w(x) = Der Massenanteil w eines gelösten Stoffes X ist bezogen
232. Konzentrationsangaben für Lösungen: Stoffmengenanteil: x(A) = Der Stoffmengenanteil (Molenbruch) einer Substanz A in einer Lösung ist
233. Konzentrationsangaben für Lösungen: Stoffmengenkonzentration: c (X) = Die Stoffmengenkonzentration (molare Konzentration) gibt die Menge des gelösten
234. Konzentrationsangaben für Lösungen: Normalität: Angabe N Gibt die Äquivalente einer gelösten Substanz in einem Liter Lösung
235. Konzentrationsangaben für Lösungen: Massenkonzentration (Konzentrationen beziehen sich immer auf Volumen) Angabe in zb. g/ml b(x) =
236. Frage: Enthält ein Wein (ρ = 0.98g/ml) mit 11,3% Alkohol (ρ = 0.79g/ml) mehr oder weniger
237. Dampfdruck von Lösungen: Roult‘sches Gesetz: Der Dampfdruck p einer Lösung aus den Komponenten A und B
238. Dampfdruck von Lösungen: Abweichungen von diesem Diagramm: Sind die Anziehungskräfte zwischen A und B geringer als
239. Dampfdruck von Lösungen: Sind die Anziehungskräfte zwischen A und B höher als zwischen A und A
240. Gefrierpunkt und Siedepunkt von Lösungen: Die Dampfdruckerniedrigung der Lösungen nichtflüchtiger Substanzen hat Auswirkungen auf deren Siede
241. Gefrierpunkt und Siedepunkt von Lösungen: Beim Gefrierpunkt ist der Dampfdruck der flüssigen und der festen Phase
242. Gefrierpunktserniedrigung: ΔTG = EG.b EG = molale Gefrierpunktserniedrigung, b = Molalität Die Siedepunktserhöhung und die Gefrierpunktserniedrigung
243. Osmose: Wanderung durch eine semipermeable (halbdurchlässige) Membran. Die Membran hält größere Teilchen zurück, kleinere Moleküle werden
244. Osmose: Durch Messung des osmotischen Druckes kann ebenfalls das Molekulargewicht einer unbekannten Substanz berechnet werden. Beispiel
245. Auftrennung der Bestandteile von Lösungen: Destillation: Handelt es sich um eine Lösung eines nichtflüchtigen Stoffes in
249. Manche Mischungen bilden sogenannte azeotrope Mischungen aus. Bei Azeotrope Mischungen haben der Dampf und die Flüssigkeit
250. Elektrolytlösungen: Enthält eine wässrige Lösung Ionen, so leitet sie den elektrischen Strom. Wasser selbst leitet den
251. Elektrolytlösungen: Die Siedepunktserhöhung und die Gefrierpunktserniedrigung einer verdünnten Elektrolytlösung weicht von der eines Nichtelektrolyten ab, da
252. Methathesereaktionen: Methathese-Reaktionen sind Austausch-Reaktionen der allgemeinen Gleichung: AX + EZ → AZ + EX Kationen und
253. Reaktionen in wässriger Lösung: Daneben gibt es auch Metathese-Reaktionen bei denen es zur Gasentwicklung kommt: Zb.
254. Reaktionen in wässriger Lösung: Metathese-Reaktionen bei denen ein schwacher Elektrolyt gebildet wird: Diese Elektrolyte liegen nur
255. Löslichkeit von Feststoffen: Einteilung der Ionenverbindungen nach ihrer Löslichkeit in Wasser ist nicht ohne weiteres möglich,
256. Redoxreaktionen Um einen Reduktions- oder Oxidationsvorgang richtig beschreiben zu können ist die Ermittlung der Oxidationszahlen der
257. Redoxreaktionen ● Fluor als elektronegativstes Element hat eine Oxidationszahl von -I. ● Sauerstoff als zweitelektronegativstes Element
258. Redoxreaktionen ● Fluor als elektronegativstes Element hat eine Oxidationszahl von -I. ● Sauerstoff als zweitelektronegativstes Element
259. Oxidationszahlen: Einem Element können in verschiedenen Verbindungen unterschiedliche Oxidationszahlen zukommen. Die höchstmögliche Oxidationszahl ist gleich seiner
260. Oxidationszahlen sind etwas anderes als Formalladungen: Bei der Bestimmung der Formalladung werden die Bindungselektronen zu gleichen
261. Oxidation: Ursprünglich für Reaktionen bei denen sich Sauerstoff mit anderen Substanzen verbindet. Reduktion: Entfernung von gebundenem
262. Redoxreaktionen: Eine Oxidation und eine Reduktion können alleine nicht auftreten. Tritt eine Oxidation ein, so muss
263. Redoxreaktionen: Eine Redoxreaktion ist eine Reaktion bei der Elektronen übertragen werden. Dies geschieht vom Elektronendonator (dem
264. Beispiel: Fe3+ + S2- → Fe2+ + S Oz: III -II +II 0 Elektronenbilanz: e- +
265. Zur richtigen Formulierung von Redoxgleichungen geht man in folgenden Schritten vor: Zuerst werden alle Reaktanden links
266. Schließlich müssen noch allfällige Ionenladungen ausgeglichen werden, wobei darauf zu achten ist, dass die Ionenladungen im
267. Beispiel: Herstellung von Borcarbid aus Boroxid: B2O3 + C → B4C + CO Elektronenbilanz: 2B2+III +
268. Umgekehrt, wenn zwei Verbindungen, die das gleiche Element in unterschiedlicher Oxidationsstufe enthalten, zu einer Verbindung zusammentreten
269. Säure-Base-Reaktionen: Das Säure-Basen-Konzept von Arrhenius: Eine Säure ist eine Substanz, die unter Bildung von H3O+ Ionen
270. Das Säure-Basen-Konzept von Arrhenius: HCl (g) → H+ (aq) + Cl- (aq) Diese Art der Reaktion
271. Die Reaktion einer Säure mit einer Base heißt Neutralisation: Na+ + OH- + H+ + HCl-
272. Es gibt analog dazu auch schwache Basen, diese bilden nur zu einem Bruchteil Hydroxidionen mit Wasser
273. Substanzen, die sowohl saure als auch basische Eigenschaften haben werden als amphoter bezeichnet: diese können auch
274. Praktisch alle Nichtmetalloxide sind saure Oxide Sie reagieren mit Wasser unter Ausbildung von Säuren. Sie werden
275. Benennung von Säuren, Hydroxiden, Salzen Wässrige Lösungen saurer binärer (aus 2 Elementen zusammen-gesetzt) Verbindungen: Bezeichnung… säure
276. Benennung von Säuren: Benennung der Oxosäuren: HOCl Hydroxidochlor Oxochlorsäure(I) Chlorsäure(I) Hypochlorige Säure HClO2 Hydroxidooxidochlor Dioxochlorsäure(III) Chlorsäure(III)
277. Benennung von Säuren: Benennung der Anionen der Oxosäuren: OCl- Chloroxigenat(-1) Oxochlorat(I) Chlorat(I) Hypochlorit ClO2- Dioxidochlorat(-1) Dioxochlorat(III)
278. Reaktionskinetik: Lehre von den Geschwindigkeiten chemischer Reaktionen Für eine chemische Reaktion: A2 + X2 → 2AX
279. Reaktionskinetik: Konzentration c(AX), des Produkts c(A2), c(X2) der Edukte Zeit
280. Reaktionskinetik: Reaktionsgeschwindigkeiten hängen von den Konzentrationen der reagierenden Substanzen ab. Sie ist groß, wenn die Konzentration
281. Reaktionskinetik: Als Reaktionsordnung wird die Summe der Exponenten der Konzentrationsparameter des Geschwindigkeitsgesetzes bezeichnet. Zb. f. d.
282. Reaktionskinetik: Das Geschwindigkeitsgesetz nach dem eine chemische Reaktion abläuft muss experimentell bestimmt werden ! Es gibt
283. Reaktionen erster Ordnung: lnc0(A) c0(A) Zeit Zeit c(A) = c0(A) . e-kt
285. Reaktionen zweiter Ordnung: V(A) = -dc(A)/dt = k.c2(A) Integration ergibt: 1/c(A) = k.t + 1/c0(A) Reaktionsverlauf:
286. Reaktionen zweiter Ordnung: 1/c(A) Zeit 1/c(A) = k.t + 1/c0(A)
287. Reaktionen nullter Ordnung: V(A) = -dc(A)/dt = k Integration ergibt: c(A) = -k.t + c0(A) Die
288. Reaktionen nullter Ordnung: c(A) Zeit c(A) = -k.t + c0(A)
289. Einstufige Reaktionen: Reaktionsgleichungen geben die stöchiometrischen Beziehungen der Reaktionspartner an, sie geben an in welchem Verhältnis
290. Einstufige Reaktionen: Ein A2-Molekül kollidiert mit einem X2 Molekül, Bindungen werden gespalten und neue Bindungen A-X
291. Einstufige Reaktionen: Mindestenergie Anzahl der Moleküle T1 T2 Energie Mindestenergie Die Teilchenanzahl mit der Mindestenergie ist
292. Theorie des Übergangszustandes: Annahme: eine effektive Kollision eines A2-Moleküls einem X2 Molekül, Ergibt einen aktivierten Komplex
293. Theorie des Übergangszustandes: Energiediagramm potenzielle Energie Reaktionskoordionate (Zeit) A2 + X2 2AX
294. Theorie des Übergangszustandes: Bei jeder Kollision eines A2-Moleküls mit einem X2 Molekül bleibt die Gesamtenergie gleich,
295. Theorie des Übergangszustandes: Energiediagramm potenzielle Energie Reaktionskoordionate (Zeit) A2 + X2 2AX Ea,h ΔU = Ea,h
296. Theorie des Übergangszustandes: Energiediagramm potenzielle Energie Reaktionskoordionate (Zeit) A2 + X2 2AX Ea,h ΔU = Ea,h
297. Geschwindigkeitsgesetze für einstufige Reaktionen: Für einen einzelnen Reaktionsschritt ist die Zahl der beteiligten Reaktanden Moleküle maßgeblich
298. Geschwindigkeitsgesetze für einstufige Reaktionen: Bimolekulare Reaktionsschritte: Zwei Fälle, solche indem zwei verschiedene Moleküle A und X
299. Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit: Die Geschwindigkeitskonstante k ändert sich mit der Temperatur gemäß der Arrhenius-Gleichung: k =
300. Katalyse: Ein Katalysator ist ein Stoff, dessen Anwesenheit die Geschwindigkeit einer Reaktion erhöht, ohne dass er
301. Katalyse: unkatalysierte Reaktion katalysierte Reaktion A2 + X2 2AX potenzielle Energie Reaktionskoordionate (Zeit) A2 + Kat
302. Katalyse: Die Reaktionsenergie ΔU wird durch den Katalysator nicht geändert ! Bei einer reversiblen Reaktion wird
303. Das chemische Gleichgewicht: Es gibt reversible Reaktionen, die in beide Richtungen ablaufen: A2 + X2 2AX
304. Das chemische Gleichgewicht: Da aber weiterhin Hin- und Rückreaktion, eben nur mit gleicher Geschwindigkeit, ablaufen spricht
305. Die Gleichgewichtskonstante: Stellt man sich Hin und Rückreaktion als einstufige Reaktionsschritte vor, so kann man die
306. Die Massenwirkungsgesetz: Gilt auch für mehrstufige Reaktionen sofern sie reversibel sind: Es ist für die Reaktionsgleichung:
307. Die Massenwirkungsgesetz: Mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes ist eine Vorrausage über die Richtung in der eine Reaktion
308. Heterogene Gleichgewichte: Von heterogenen Gleichgewichten spricht man, wenn die am Gleich-gewicht beteiligten Stoffe in unterschiedlichen Phasen
309. Die Gleichgewichtskonstante Kp: Für den Fall, dass all an einer Gleichgewichtsreaktion beteiligten Stoffe Gase sind, kann
310. Das Prinzip des kleinsten Zwanges: Ein im Gleichgewicht befindliches System weicht einem Zwang aus, und es
311. Das Prinzip des kleinsten Zwanges: Druckänderungen: Vor allem wichtig bei Reaktionen an denen Gase beteiligt sind.
312. Das Prinzip des kleinsten Zwanges: Temperaturänderungen: Reaktionen, die exotherm verlaufen werden durch Zufuhr von Wärme auf
313. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Arrhenius-Konzept: Arrhenius Säure: bildet in Wasser H+(aq) Ionen Arrhenius
314. CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Brǿnsted Lowry-Konzept: Säure:
315. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Brǿnsted Lowry-Konzept: Bei der Hinreaktion nimmt die Base Wasser
316. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Die Neutralisationsreaktion nach Arrhenius: H3O+ + OH- H2O + H2O
317. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Zur starken Säure HCl korrespondiert eine schwache Base Cl- Zur
318. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Wässrige Lösungen der starken Säuren HClO4, HNO3, HCl zeigen bei
319. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das gilt nicht nur für Wasser, sondern auch für andere
320. Säurestärke und Molekülstruktur: Säuren, in denen die Wasserstoffatome nicht an Sauerstoff gebunden sind: Binäre Wasserstoffverbindungen (aus
321. Säurestärke und Molekülstruktur: Oxosäuren: Aufbau: H-O-Z Das Proton ist an den Sauerstoff gebunden, die Säurestärke wird
322. Säurestärke und Molekülstruktur: Oxosäuren: zusätzliche Sauerstoffe am Zentralatom: Aufbau: H-O-Z-O So wird die Säurestärke weiter erhöht
323. Säurestärke und Molekülstruktur: Oxosäuren: Allgemein kann man bei Oxosäuren die Säurestärke aus der Zahl der O-Atom
324. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Säure-Base Konzept von Lewis: Lewis-Säure: Elektronenpaar-Akzeptor Lewis-Base: Elektronenpaar-Donator Eine
325. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Säure-Base Konzept von Lewis: Lewis-Säure: Elektronenpaar-Akzeptor Lewis-Base: Elektronenpaar-Donator
326. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Säure-Base Konzept von Lewis: Eine Substanz, die nach Brǿnsted
327. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Säure-Base Konzept von Lewis: ■ Viele einfache Kationen sind
328. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Säure-Base Konzept von Lewis: Arrhenius und Brǿnsted Säure-Base-Reaktionen können
329. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Säure-Base Konzept von Lewis: Eine Base stellt einem Atomkern
330. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Das Säure-Base Konzept von Lewis: Beispiel: das Thiocyanation: Hat ein
331. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Lösungsmittelbezogene Säuren und Basen: Ein weiteres Säure/Basen Konzept. Das auf
332. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Säure-Basen Gleichgewichte: Die Prinzipien des chemischen Gleichgewichts gelten auch für
333. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Säure-Basen Gleichgewichte: c(H2O) kann als konstant angesehen werden und wird
334. Säure und Base- Theorien und Konzepte: Säure-Basen Gleichgewichte: Zur Vereinfachung ist es zweckmäßig zu logarithmieren, der
336. Der pH-Wert einer schwachen Säure errechnet sich mit folgender Formel: pH ≈ ½ (pKs – lgco)
337. Für ein konjugiertes Säure-Basenpaar gilt: pKs + pKB = pKw = 14 Vergl. Tab. 19.3, S311
338. Pufferlösungen: Puffer für den basischen Bereich werden ähnlich hergestellt, man verwendet ein konjugiertes Säure-Basen-System, dessen Säure
339. Mehrprotonige Säuren : Enthalten mehr als ein abspaltbares Proton pro Molekül. Beispiele: Schwefelsäure H2SO4, Phosphorsäure H3PO4,
340. Mehrprotonige Säuren : Man kennt keine mehrprotonige Säure, von der in wässriger Lösung alle Protonen vollständig
341. Salze schwacher Säuren und Basen: Anionen, die sich von schwachen Säuren ableiten, wie zb. Acetat, Nitrit
342. Löslichkeitsprodukt : Wird eine schwerlösliche Verbindung mit Wasser versetzt, so ist sie zumindest teilweise in Wasser
343. Löslichkeitsprodukt: Entstehen beim Auflösen eine Salzes mehr als zwei Ionen pro Formeileinheit, müssen diese als Koeffizienten
344. Fällungsreaktionen: ■ Ist das Ionenprodukt gleich dem Löslichkeitsprodukt, so liegt eine gesättigte Lösung vor. Beispiel: Es
345. Komplexgleichgewichte: Komplexe sind Verbindungen bei denen mehrere Liganden um ein Zentralatom gruppiert sind. Das Zentralatom ist
346. Elektrochemie: Elektrischer Strom ist ein Ladungsfluss. In Metallen sind Elektronen die Träger des elektrischen Stromes, sie
347. Elektrochemie: Die Stromstärke wird in Ampere (A) gemessen und entspricht der Ladung eines Coulombs pro Sekunde.
348. Elektrolytische Leitung: Beim elektrischen Stromfluss durch Elektrolyte wird die fließende Ladung durch Ionen getragen. Strom kann
349. Elektrolytische Leitung: Beispiel: Elektrolyse von NaCl-Schmelze: Kathoden-Prozess: Anoden-Prozess: Na+ + e- → Na Cl- → 1/2Cl2
350. Das elementare Natrium schwimmt auf der Schmelze und kann abgeschöpft werden, das Chlor entweicht als Gas.
351. Elektrolyse von wässrigen Lösungen: Anders als bei der Elektrolyse von Schmelzen, scheidet sich bei der Elektrolyse
352. Elektrolyse einer Kochsalzlösung: Hier wird das Anion des Elektrolyten entladen: Kathoden-Prozess: Anoden-Prozess: 2H+ + 2e- →
353. Elektrolyse einer Kupferchloridlösung: Kathoden-Prozess: Anoden-Prozess: Cu2+ + 2e- → Cu 2Cl- → Cl2 + 2e- Gesamt:
354. Mengenverhältnisse bei der Elektrolyse: Beispiel: NaCl-Schmelzelektrolyse: Um ein Mol Natrium abzuscheiden, wird ein Mol Elektronen benötigt.
355. Galvanische Zellen: Eine Zelle, die als Stromquelle dient, wird galvanische Zelle genannt. Die Reaktion von Zink-Metall
356. Galvanische Zellen: Die linke Halbzelle besteht aus einer Zink-Elektrode, die in eine Zinksulfatlösung eintaucht, die rechte
357. Anodenreaktion: Kathodenreaktion: Zn → Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e- → Cu
358. Die Elektrode, aus der die Elektronen herausfließen, wird als Minus-Pol oder Anode bezeichnet. Die Elektrode, in
359. An dem Verbindungsdraht des Daniell-Elements wird eine Spannung, eine elektrisches Potenzial gemessen. Das elektrische Potenzial einer
360. Um die elektromotorische Kraft zu messen, muss die galvanische Zelle ihren maximal möglichen Spannungswert aufweisen. Man
361. Dieser Wert von 212 KJ/mol ist die maximale Arbeit, die von so einer Zelle geleistet werden
362. Elektrodenpotenziale: Gibt man einen Zinkstab in eine Lösung, so gehen einzelne Zinkionen in Lösung, die dazugehörigen
363. Elektrodenpotenziale: Diese Referenzelektrode ist eine Wasserstoffelektrode, dabei wird Wasserstoff eingeblasen der um eine Platinelektrode perlt. Für
364. Elektrodenpotenziale: Die Aufstellung der Normalpotenziale (sie Tab22.2 MS269) ergibt die sogenannte elektrochemische Spannungsreihe. Die elektromotorische Kraft
365. Ein Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wird selbst reduziert. Je positiver das dazugehörige Normalpotenzial ist, desto
366. Gibt man nur die Redoxpotenziale von Metallen an und reiht sie nach deren Größe, so ergibt
367. Korrosionsschutz: Korrosionsschutz vor allem bei Teilen aus Eisen: Überzüge von anderen Metallen: Zink: schützt selbst, wenn
368. Korrosionsschutz: Opferanode
369. Die Elemente der 1. Hauptgruppe: Der Wasserstoff: Wasserstoff nimmt im Periodensystem eine Sonderstellung ein, er hat
370. Gewinnung von Wasserstoff: CH4 + H2O → CO + 3H2 „steam reforming“ bei 900°C, Ni-Katalyse CO
371. Unedle Metalle + Säure: Zn + 2H+ → Zn 2+ + H2 Unedle Metalle und Lauge:
372. Chemische Eigenschaften von Wasserstoff: Wasserstoff bildet mit Alkali- und Erdalkalimetallen (außer Be) Hydride in denen er
373. ebenso heftig reagiert er mit Halogenen unter Ausbildung der Halogenwasserstoffe. H2 + Cl2 → 2 HCl
374. Lithium: Schrägbeziehung zu Magnesium: Li gibt beim Verbrennen an der Luft Li2O und nicht so wie
375. Lithium: Gewinnung: Durch Schmelzelektrolyse aus LiCl. Chem. Eigenschaften: Lithium verbrennt mit Sauerstoff mit intensiv-rotem Licht zu
376. Natrium: Vorkommen: Nur gebunden kationische gebunden in Salzen: Natriummineralien sind Natronfeldspat: Na[AlSi3O8], Steinsalz: NaCl, Chilesalpeter NaNO3,
377. Natrium: Na ist gegenüber elektronegativeren Reaktionspartnern sehr reaktionsfähig, es reagiert zb. mit Chlor unter Lichterscheinung zu
378. Natrium: Wichtige Verbindungen: Na2CO3 Soda, in der Seifen und Glasindustrie, NaHCO3 Natriumhydrogencarbonat als Backpulver und für
379. Kalium: Vorkommen: zu 2.5% in der Erdrinde, Kaliummineralien sind Kalifeldspat K[AlSi3O8], Kaliglimmer (Muskovit) KAl2[AlSi3O10](OH,F)2, Kalisalzlager: KCl,
380. Kalium: Kalium reagiert mit Wasser so heftig zur starken Base KOH, dass sich der dabei gebildete
381. Rubidium, Cäsium, Francium: Rubidium, Cäsium, in Begleitung der anderen Erdalkalimetalle, in geringer Konzentration vorkommend, die reinen
382. Elemente der 2ten Hauptgruppe: Erdalkalimetalle: Beryllium: Vorkommen sowohl kationisch als auch anionisch (Beryllate) Minerale : Beryll
383. Beryllium: Oxidationsstufe +II zb. BeH2, BeO, die zwei kovalenten Bindungen des Be führen nur zu einem
384. Das Magnesium: Vorkommen: Kationisch gebunden, Minerale CaMg(CO3)2 Dolomit, MgCO3 Bitterspat oder Magnesit, weitere Minerale sind Olivin,
385. Das Magnesium: Metallisches Magnesium wird vor allem in Legierungen verwendet, wegen seiner geringen Dichte im Flugzeugbau,
386. Das Magnesium: Mg2CO3: Füllstoff in der Papier und Kunststoffindustrie Mg(OH)2: Ist basisch, in Basen unlöslich, MgO:
387. Calcium: Darstellung: Aus dem Oxid durch Reduktion mit Al: (aluminothermische Methode) 4CaO + 2Al → 3Ca
388. Calciumverbindungen: CaO „Ätzkalk“ wird durch Brennen von Kalk CaCO3 hergestellt: CaCO3 → CaO + CO2 Das
389. Calciumverbindungen: Beim Kochen einer bicarbonathältigen Lösung verschiebt sich das Gleichgewicht wieder Richtung Carbonat, das ausfällt. Kesselstein,
390. Calciumverbindungen: Calziumsulfat CaSO4: In der Natur als Gips CaSO4.2H2O Spaltet beim Brennen (110°C) Wasser ab: →
391. Strontium: Gehört zu den weniger häufigen Elementen, Minerale sind der Cölestin, SrSO4 und Strontianit, SrCO3. Die
392. Barium: Vorkommen in der Natur als Baryt (Schwerspat) BaSO4 und Witherit BaCO3. Es wird durch Reduktion
393. Barium: BaO kann aus Bariumcarbonat durch Glühen mit Ruß gewonnen werden. Reagiert mit Wasser zum Bariumhydroxid
394. Radium: Durch das geringe Vorkommen und die aufwendige Gewinnung sehr teuer. Wurde aufgrund seiner Radioaktivität früher
395. Die 3. Hauptgruppe: Das Bor: Das Bor ist das einzige Nichtmetall der 3. Hauptgruppe und tritt
396. Borverbindungen: BH3 Monoborin, liegt aber dimer als Diboran (BH3)2 vor, die Verknüpfung ist über eine Dreizentrenbindung
397. Borverbindungen: Bortrioxid: ist das Anhydrid der Borsäure und kann durch Rösten von Borsäure gewonnen werden: 2H3BO3
398. Borverbindungen: Borax kommt selbst mineralisch vor, wird zur Herstellung von Glasuren, Emaille, in der Wäscherei zur
399. Das Aluminium: Aluminium kommt in der Erdrinde als oxidische Verbindungen vor, da es eine hohe Sauerstoffaffinität
400. Das Aluminium: Bauxit Al2O3.H2O das zur Aluminiumherstellung verwendet wird. Herstellung: Schmelzelektrolytisch aus einer Lösung von Al2O3
401. Das Aluminium: Reines Aluminium ist an der Luft beständig, da es sich mit einer dichten Oxidschicht
402. Das Aluminium: Thermit ist eine Mischung aus Al und Eisenoxid, das zum Schweißen verwendet werden kann:
403. Das Aluminium: Aluminiumhydroxid Al(OH)3 ist amphoter: Al3+ + 2H2O Al(OH)3 Al(OH4)- Aluminiumoxid Al2O3 wird aus dem
404. Aluminiumsulfat: Al2(SO4)3.18H2O Die wässrige Lösung reagiert sauer (warum?) wird zum Papierleimen verwendet und zum Gerben von
405. Die 4te Hauptgruppe: Der Kohlenstoff: Der Kohlenstoff nimmt als Mittelglied der 2. Periode einen bevorzugten Platz
406. Der Kohlenstoff: Kommt in zwei Modifikationen vor dem metastabilen Diamant und dem stabilen Graphit. Graphit liegt
407. Der Kohlenstoff: Graphit kommt natürlich vor, als graue schuppige sich fettig anfühlende Masse, die stark abfärbt
408. Der Kohlenstoff: Wasserstoffverbindungen des Kohlenstoffs „Kohlenwasserstoffe“ bilden die Grundlage der organischen Chemie, können ring- und kettenförmig
409. Der Kohlenstoff: Kohlenmonoxid ist ein farb- und geruchloses, die Verbrennung nicht unterhaltendes aber selbst brennbares giftiges
410. Der Kohlenstoff: Oxide des Kohlenstoffs: Kohlendioxid: CO2 Durch Verbrennen von Koks mit überschüssiger Luft: C +
411. Das Kohlendioxid: Es hat etwas säuerlichem Geruch und Geschmack. Die Dichte ist ca. 1,5 mal so
412. Das Kohlendioxid: Kohlendioxid ist auch Produkt biologischer Prozesse, wie der Gärung oder der Fäulnis und ist
413. Das Silicium: Vorkommen: Silicium ist nach dem Sauerstoff am meisten verbreitet, ¼ der Erdrinde besteht aus
414. Das Silicium: Pflanzen sind kieselsäurehältig: Gräser, Schachtelhalm ect. Auch Tiere enthalten Kieselsäure: Kieselalgen (Diatomeen), Kieselgur ist
415. Das Silicium: Herstellung: Durch Reduktion von SiO2 mit Kohle: SiO2 + 2C → Si + 2CO
416. Das Silicium: An der Luft verbrennt Silizium erst bei hoher Temperatur zu Siliziumdioxid., mit Fluor reagiert
417. Das Silicium: Siliciumtetrachlorid SiCl4: Durch Erhitzen von Si in Chlor, ist eine farblose Flüssigkeit, die an
418. Technische Bedeutung: Wässrige Lösung von Natriumsilikat: „Wasserglas“ als Klebstoff und Dichtungsmittel verwendet. Durch Ansäuern kann SiO2
419. Silkate: Kali-Blei-Gläser Ua. Spezialgläser, die ZnO, Sb2O3 enthalten.. Tonwaren: Die wichtigsten Bestandteile von Tonen sind der
420. Germanium: In der Natur hauptsächlich als Sulfide: Germanit: 3Cu2S.FeS.2GeS2 Auch aus solchen durch Aufschluss mit Salpetersäure/Schwefelsäure
421. Das Zinn: Kommt in der Natur selten gediegen (=als metallisches Zinn) sondern meist als SnO2 Zinnstein
422. Das Zinn: Zinn ist gegen Luft und Wasser beständig, erst bei starkem Erhitzen verbrennt es zu
423. Das Zinn: Zinn-IV-Verbindungen: SnCl4 Aus den Elementen herstellbar, rauchende Flüssigkeit, wird an feuchter Luft zu einer
424. Das Blei: Vorkommen: Bleiglanz PbS, Weißbleierz, Rotbleierz, Gelbbleierz usw. und außerdem in gediegener Form als reines
425. Das Blei: Blei ist ein bläulich-graues weiches, dehnbares Schwermetall, es bildet eine Oxidschicht aus und entzündet
426. Blei-II-verbindungen: 2PbCO3 . Pb(OH)2 wird als Ölfarbe „Bleiweiß“ verwendet. PbCrO4 Bleichromat ist die Farbe „Chromgelb“ und
427. Die 5te Hauptgruppe: N P As Sb Bi Der Stickstoff: Vorkommen: Wesentlicher Bestandteil der Luft, (78.1
428. Der Stickstoff: Stickstoff ist ein farb- und geruchloses Gas, die Dichte ist geringer als die von
429. Ammoniak: Ammoniak ist ein farbloses zu Tränen reizendes Gas, das als Reduktionsmittel und Base Anwendung findet:
430. Hydrazin: H2N-NH2 Herstellung: Durch Oxidation von Ammoniak: Raschig-Verfahren H2NH + HOCl → H2O + H2NCl H2NCl
431. Hydrazin: H2N-NH2 Hydrazin ist wie Ammoniak eine Lewis Base. Hydrazin wirkt reduzierend, es verbrennt an der
432. Stickstoffmonoxid: NO („Stickoxid“) Herstellung: Aus den Elementen: im elektrischen Lichtbogen N2 + O2 2NO Durch Ammoniakverbrennung:
433. Distickstofftrioxid: N2O3 NO + NO2 N2O3 ist nur bei tiefen Temperaturen als tiefblaue Flüssigkeit stabil. Stickstoffdioxid:
434. Stickstofftrioxid: NO3 Entsteht aus NO2 und überschüssigem O2 bei niederen Temperaturen und ist metastabil. Sauerstoffsäuren des
435. Nitrosowasserstoff: HNO: Aus H und NO-Radikalen und Wasserstoff: H + NO → HNO Ist instabil Salpetrige
436. Salpetersäure: HNO3 Katalytische Verbrennung von Ammoniak (über mehere Stufen, siehe früher): NH3 + 2O2 → HNO3
437. Salpetersäure: HNO3 Verwendung: Zur Herstellung von Nitraten für Düngezwecke, Nitrate, die Salze der Salpetersäure dienen auch
438. Der Phosphor: Vorkommen: Nicht in freiem Zustand, sondern in der Erdrinde als Phosphate, Salze der Phosphorsäure:
439. Der Phosphor: Violetter Phosphor durch Erhitzen von weißem auf 550°C, kristall-in, röhrenartige Strukturen. Weißer Phosphor: Reaktionsfähig,
440. Der Phosphor: Phosphor kann, wie Stickstoffe die Oxidationsstufen von –III bis +V einnehmen. PH3 P2H4 (PH)n
441. Der Phosphor: Daneben noch weitere Wasserstoffverbindungen: Diphosphan P2H4, Triphosphan P3H5 Halogenverbindungen: Phosphortrichlorid: PCl3: aus den Elementen,
442. Phosphoroxide: Phosphorpentoxid P2O5: Durch Verbrennung von weißem Phosphor, reagiert mit Wasser zu Phosphorsäure, ist stark wasseranziehend
443. Phosphorsäure H3PO4 Verwendung: Ausgangsprodukt für Mono, di, Oligo und Polyphosphate, die als Düngemittel, Wasch-, Reinigungs-, Lebens-
444. Das Arsen Mehrere Modifikationen, beständigste ist das graue, metallische Arsen, leitet den elektr. Strom, spröde („Sprödmetalle“).
445. Das Arsen AsH3 verbrennt zu As2O3: AsH3 +3O2 → As2O3 + 3H2O Arsentrioxid auch durch Rösten
446. Das Arsen Verwendung: Arsenik (As2O3) zur Vertilgung von Mäusen, Ratten, Fliegen, zum konservieren von Häuten und
447. Das Antimon: Gediegen, als Sulfid, Oxid und als Metallantimonide in der Natur vorkommend. Minerals: Grauspießglanz: Sb2S3,
448. Das Antimon: Antimon kommt wie Phosphor in mehreren Modifikationen vor, wichtigste ist das graue, metallische Antimon,
449. Das Wismut (Bismut): Kommt eher in geringeren Mengen vor, gediegen und kationisch als Sulfid Bi2S3 Wismutglanz,
450. Das Wismut (Bismut): Wismutwasserstoff BiH3: Mg3Bi2 + 6HCl → 3MgCl2 + 2BiH3 gibt beim Erwärmen Bi-Metallspiegel.
451. Die 6te Hauptgruppe: O S Se Te Po Der Sauerstoff: Kommt in elementarem Zustand in der
452. Der Sauerstoff: Herstellung: Gewinnung aus der Luft: Durch physikalische Verfahren wie Destillation verflüssigter Luft, oder auf
453. Der Sauerstoff: Eigenschaften: Sauerstoff ist bei normaler Temperatur und normalem Luftdruck ein farb- und geruchloses Gas,
454. Der Sauerstoff: Verwendung: Sauerstoff dient in der Technik zur Erzeugung höherer Temperaturen bei Verbrennungsprozessen, den meisten
455. Der Sauerstoff: Verwendung: und Biologie zur Verstärkung und Anregung von Lebens und Wachstumsprozessen, in Technik und
456. Der Sauerstoff: Die wichtigste und häufigste Sauerstoffverbindung ist Wasser, das durch Verbrennung von Wasserstoff hergestellt werden
457. Der Sauerstoff: Wasserstoffperoxid: Durch Dehydrierung von Wasser oder Oxidation von Wasserstoff: (Antrachinonverfahren) 2H2O → H2O2 +
458. Der Sauerstoff: Wasserstoffperoxid: Wird verwendet zum Bleichen, zum Bleichen von Stroh, Federn, Schwämmen, Elefenbein, Stärke, Leim,
459. Der Sauerstoff: Ozon O3: („Trioxygen“) Elektrisch zb. durch stille Entladung: Sauerstoff wird durch Glasrohre geleitet die
460. Der Sauerstoff: Ozon O3: („Trioxygen“) Charakteristisch ist die starke Oxidationswirkung des Ozon, beispielsweise werden Zinn-II zu
461. Der Schwefel: Schwefel kommt in der Natur frei und gebunden vor, gebunden in Form von hauptsächlich
462. Der Schwefel: Schwefel ist auch in der Biosphäre zb. in Eiweißen enthalten und kommt auch in
463. Der Schwefel: Schwefel kommt in mehreren festen, flüssigen und gasförmigen Modifikationen vor: α-S β-S λ-S μ-S
464. Der Schwefel: Schwefel reagiert bei erhöhter Temperatur mit fast allen Metallen und Nichtmetallen, außer mit Gold,
465. Der Schwefel: Schwefelwasserstoff: aus den Elementen: H2 + S → H2S Oder durch Freisetzung aus Sulfiden
466. Der Schwefel: Schwefelwasserstoff: Andere Metallsulfide, besonders Schwermetallsulfide sind schwerlöslich, sehr unterschiedlich gefärbt und werden daher und
467. Der Schwefel: Schwefeldioxid: Aus den Elementen: S + O2 → SO2 oder durch Erhitzen schwefelhaltiger Erze
468. Der Schwefel: Schwefeltrioxid: SO3 Kann nicht direkt durch Verbrennen von Schwefel hergestellt werden, wird durch Oxidation
469. Der Schwefel: Schwefelsäure: Hergestellt durch Reaktion von Wasser mit SO3, wobei das SO3 im Kontaktverfahren oder
470. Der Schwefel: Schwefelsäure: Verwendung: Hauptmenge wird zur Herstellung von Kunstdünger verwendet, zur Darstellung anderer Mineralsäuren (Salzsäure,
471. Selen, Tellur, Polonium: Selen ist weniger häufig als Schwefel, kommt in der Natur gediegen und in
472. Selen, Tellur, Polonium: Selen und Selenverbindungen sind giftig. Allerdings ist Selen auch ein essentielles Spurenelement. Tellur:
473. Die 7te Hauptgruppe: Das Fluor: Fluor kommt in der Natur wegen seiner Reaktionsfreudigkeit nur gebunden vor
474. Das Fluor: Herstellung: Ausgangsprodukt zur F2-Herstellung ist HF, Fluorwasserstoff, der durch Umsetzung von Flussspat mit konzentrierter
475. Das Fluor: Fluor ist in dicker Schicht ein blassgelbes Gas von durchdringendem Geruch, es ist das
476. Das Fluor: Fluor dient selbst zur Herstellung von Fluorverbindungen, perfluorierte Verbindungen, die nicht anders hergestellt werden
477. Fluorwasserstoff: Flussäure hat aber die bemerkenswerte Eigenschaft Glas und Quarz aufzulösen: SiO2 + 6HF → 2H+
478. Das Chlor: Kommt wie Fluor nicht frei vor, sondern gebunden in Form von Chloriden: die wichtigsten
479. Das Chlor: Aus Chlorwasserstoff: 4HCl + MnO2 → 2H2O + MnCl2 + Cl2 Elektrochemisch aus HCl:
480. Das Chlor: Alkalimetalle reagieren am heftigsten mit Chlor, fast ebenso heftig die Erdalkalimetalle, aber auch Übergangsmetalle
481. Das Chlor: H2O + Cl2 2HCl +1/2O2 das Gleichgewicht liegt in der Gasphase links, wenn Wasser
482. hypochlorige Säure HOCl: Neigung zum Zerfall in Chlor und Sauerstoff: 2HClO → Cl2 + 1/2O2 +
483. Chloroxide: Chlordioxid ClO2, chlorige Säure HClO2: Herstellung: 2HClO3 + H2SO3 → 2ClO2 + H2SO4 + H2O
484. Chloroxide: Chlorite wirken stark oxidierend und werden ebenfalls für Bleichzwecke verwendet, so zum faserschonenden Bleichen von
485. Chlorsäure, HClO3: Konzentrierte Chlorsäure (max 40%) ist ein starkes Oxidationsmittel (tränkt man Papier oder Holz damit
486. Perchlorsäure, HClO4: Herstellung : Erhitzen von Chloraten: 4KClO3 → KCl + 3KClO4 Und Freisetzung aus den
487. Perchlorsäure, HClO4: Die Perchlosäure gehört zu den stärksten Säuren, die es gibt (Ks = 1010), ihre
488. Chlorwasserstoff ist ein farbloses stechend riechendes Gas , es löst sich außerordentlich gut in Wasser unter
489. Chlorwasserstoff ist ein farbloses stechend riechendes Gas , es löst sich außerordentlich gut in Wasser unter
490. Das Brom: Kommt in der Natur nur in gebundenem Zustand vor, als Bromide, AgBr Bromargyrit, man
491. Das Brom: Bromwasserstoff HBr, löst sich in Wasser, Bromwasserstoffsäure, es gibt wie beim Chlor vergleichbare Oxosäuren:
492. Das Jod: Darstellung: HIO3 + 3H2SO3 → HI + 3H2SO4 HIO3 + 5HI → 3H2O +
493. Das Astat: Kommt nur in geringen Spuren als Zwischenglied radioaktiver Zerfallsreihen vor, man ist auf Kernreaktionen
494. Die Edelgase: Das Argon macht mit 99.8% den größten Teil des Edelgasanteils der Luft aus. Sie
496. Скачать презентацию

Слайд 2

Einführung: Chemie ist die Lehre von Stoffen und Stoffveränderungen. Physik ist die

Lehre von Zuständen und Zustandsänderungen. Beispiel: Erhitzt man eine Platindraht über einer Gasflamme, so beginnt er zu glühen und strahlt ein gelbliches Lischt aus, ein physikalisches Phänomen. Das Platin bleibt unverändert. Erhitzt man einen Magnesiumdraht, so verbrennt er mit leuchtend weißer Flamme, es bleibt ein weißes Pulver zurück, Magnesiumoxid, das Magnesium hat sich umgewandelt, ein chemisches Phänomen.

Слайд 3

Chemische Reaktionen, also substantielle Umwandlungen von Stoffen, werden oft durch Zustandsveränderung

ausgelöst, weshalb physikalischen Veränderungen in der Chemie eine große Bedeutung zukommt. Beispielsweise führt die Veränderung der Zustandsgröße Temperatur im Falle des Magnesiums zu dessen Oxidation. Die Chemie beschäftigt sich ferner damit, warum chemische Reaktionen ablaufen (oder nicht) zb. warum das Magnesium oxidiert wird und das Platin nicht. Ferner sind die Zusammensetzung und die Struktur von Substanzen, ebenso die inneren Kräfte, die sie zusammenhalten Gegenstand der Chemie.

Слайд 4

Chemie ist die Lehre von Stoffen und Stoffveränderungen Was ist ein Stoff

? Das Material woraus etwas besteht. Man unterscheidet dabei einheitliche also homogene Stoffe wie zb. eine klare Lösung und uneinheitliche also heterogene Stoffe wie zb. Granit der schon rein optisch verschiedene Anteile enthält. (Feldspat, Quarz und Glimmer, die drei vergess ich nimmer) Um die Bestandteile eines heterogenen Systems weiter untersuchen zu können, muss es aufgetrennt werden.

Слайд 5

Zerlegung heterogener Systeme: Die Zerlegung heterogener System kommt durch Ausnutzung der unterschiedlichen

physikalischen Eigenschaften der einzelnen Phasen (=abgegrenzte homogene Systeme) zustande. Beispielsweise durch unterschiedliche Dichten, unterschiedliche Teilchengröße, unterschiedliche Schmelzpunkte. Trennung aufgrund von Dichteunterschieden: Ein Gemenge aus Sand und Asche kann durch Einbringen in Wasser getrennt werden: der Sand sinkt ab, die Asche schwimmt auf. Die Auftrennung durch Dichteunterschiede wird bei flüssig-festen Gemischen (Suspensionen) durch Sedimentieren erreicht:

Слайд 6

Die Auftrennung durch Dichteunterschiede wird bei flüssig-flüssig Gemischen (Emulsionen) durch Absetzen

in einem Scheidetrichter erreicht:

Слайд 7

Manche Emulsionen sind stabil (stabile Emulsionen haben auch Bedeutung in der

Arzneimittelherstellung, der Kosmetik und der Nahrungsmittelindustrie) und können nicht so ohne weiters durch den Dichteunterschied getrennt werden. Eine beschleunigte Trennung durch den Dichteunterschied kann aber durch Zentrifugieren erreicht werden (hier wird ein Gefäß mit der Emulsion sehr schnell geschleudert und durch die Zentrifugalkraft der Trennungsvorgang beschleunigt). Das geht auch bei Suspensionen. Ist der Dichteunterschied der flüssigen Phasen in einer Emulsion zu gering, kann man den Dichteunterschied vergrößern indem man die Dichte einer Phase verändert. Beispielsweise kann die Dichte der wässrigen Phase durch sättigen mit Kochsalz vergrößert werden, der Dichtunterschied zur zweiten Phase steigt und die Emulsion bricht.

Слайд 8

Unterscheiden sich die Phasen eines festen heterogenen Gemisches durch den Schmelzpunkt,

so kann das Gemisch erhitzt werden und die sich zuerst verflüssigende Phase abgegossen werden. Beim Schmelzen von verunreinigten Metallen schwimmen feste Bestandteile am geschmolzenen Metall auf, die als Schlacke bezeichneten Verunreinigungen können abgeschöpft werden. Manche Festsubstanzen sublimieren, das heißt, sie gehen ohne den flüssigen Aggregatzustand zu durchlaufen, direkt in die Gasphase über Beispiel: Jod, Menthol, Ammoniumchlorid Diese Substanzen können dann durch einfaches Erhitzen des festen Gemenges abgetrennt werden. Auch Eis kann bei vermindertem Druck absublimiert werden. Dies hat Bedeu-tung in der Lebensmittelindustrie zum schonenden Trocknen von Nahrungsmitteln, aber auch Pflanzenmaterial für pharm-azeutische Zubereitungen. (Kofrosta-Kaffe, Solubitrat-Tee)

Слайд 9

Unterscheiden sich die Phasen in ihrer Teilchengröße, so können feste heterogene

Systeme durch Sieben oder Sortieren getrennt werden, fest-flüssige Systeme durch Abfiltrieren:

Слайд 10

Fest-gasförmige Systeme (zb. Rauch, Aerosol) können durch Durchleiten durch ein Wattefilter

getrennt werden oder mit Hilfe elektrostatischer Phänomene, flüssig-gasförmige Systeme (Aerosol, Nebel, Schaum) können durch Absetzen (Sedimentieren) getrennt werden. Heterogene Systeme zweier Gase existieren nicht, da sich Gase immer miteinander mischen, eine Trennung aufgrund der Dichteunterschiede käme noch in Frage, da manche Gase eine deutlich höhere Dichte als Luft besitzen und sich daher eher am Boden ansammeln. Eine Phasengrenzfläche ist jedoch nicht sichtbar, da keine vollständige Trennung erfolgt.

Слайд 11

Trennung homogener Systeme: Bei dem homogenen kann es sich schon um einen

an sich reinen Stoff handeln, das heißt, eine chemische Verbindung, die mit physikalischen Methoden nicht weiter aufgetrennt werden kann, oder es handelt sich um eine homogene Mischung reiner Stoffe, sogenannte Lösungen, die mit Hilfe von physikalischen Methoden getrennt werden können. Lösungen können alle möglichen Aggregatzustände haben, es gibt feste Lösungen (zb. Metalllegierungen), flüssige Lösungen (zb. Zuckerlösung) und gasförmige Lösungen (zb. Luft) Die Trennung solcher homogener Systeme gelingt dadurch, dass man sie durch physikalische oder chemische Methoden in heterogene Systeme überführt, die dann wie üblich getrennt werden können.

Слайд 12

Trennung homogener Systeme: Physikalische Methoden: Hier wird zb. eine flüssige Phase durch Temperaturänderung,

Zusatz anderer nicht mischbarer Lösungsmittel, Adsorption an Adsorptionsmittel zur Bildung einer zweiten Phase gezwungen und damit zur Trennung der Bestandteile des homogenen Systems. Trennung durch Temperaturänderung: Liegt zb. ein Gemisch zweier flüssiger Substanzen mit unterschiedlichem Siedepunkt vor, so kann dieses Gemisch durch wiederholtes verdampfen und kondensieren schließlich getrennt werden. Diesen Vorgang bezeichnet man als Destillation. Der Bestandteil mit dem niedrigerem Siedepunkt liegt im Dampf angereichert vor, wird dieser Dampf wieder kondensiert und erneut verdampft so reichert sich der niedrig siedende Bestandteil weiter an, bis es schließlich zur Trennung kommt.

Слайд 13

Diesen Vorgang bezeichnet man als Destillation.

Слайд 14

Auf diese Weise kann auch ein fester Bestandteil, der nicht verdampft,

von einem flüssigen verdampfbaren getrennt werden. Verdampft man nur einen Teil des flüssigen Bestandteils, so wird die Lösung übersättigt und der feste Bestandteil scheidet sich ab, was als Kristallisation bezeichnet wird. Der feste Bestandteil kann dann vom flüssigen durch Abfiltrieren getrennt werden. Führt man die Übersättigung durch starke Abkühlung der Lösung herbei, so spricht man von Ausfrieren. Ein homogenes System zweier fester Stoffe kann durch Absublimieren des einen Bestandteils getrennt werden, besitzen beide unterschiedliche Schmelzpunkte so kann wiederholt verflüssigt und erstarrt werden, der Bestandteil mit dem höheren Schmelzpunkt kristallisiert zu erst aus (fraktionierte Kristallisation).

Слайд 15

Homogene Mischungen von Gasen können verflüssigt und anschließend destilliert werden (zb.

Destillation verflüssigter Luft: auf diese Weise werden Stickstoff, Sauerstoff, Kohlendioxid und Edelgase gewonnen) Homogene Mischungen von Gasen und Flüssigkeiten, dh eine Lösung eines Gases in einer Flüssigkeit können durch Temperaturveränderung getrennt werden. Die Flüssigkeit kann erwärmt werden, die Löslichkeit des darin enthaltenen Gases nimmt dadurch ab und des wird aus der Flüssigkeit gedrängt (zb. Erwärmen von Mineralwasser) Feststoffe, die in Gasen gelöst sind, sind selbst eigentlich Gase, durch Abkühlen können sie wieder in den festen Zustand übergeführt werden (Sublimation), das gleiche gilt für Flüssigkeiten, hier spricht man von Kondensation.

Слайд 16

Trennung durch Zugabe eines Lösungsmittels. Beispiel: eine wässrige Lösung einer Substanz, die

auch in einem lipophilen (fettliebenden) Lösungsmittel löslich ist: Die wässrige Lösung wird mit einem Lösungsmittel, das mit Wasser nicht mischbar ist, geschüttelt, ein Teil des gelösten Stoffes löst sich in die zweite Phase (in das Lösungsmittel) die Phasen trennen sich, man hat nun 2 flüssige Phasen in denen der gelöste Stoff verteilt ist. Die werden mit Hilfe eines Scheidetrichters abgetrennt und die wässrige Phase nochmals mit frischem Lösungsmittel geschüttelt. Dieser Vorgang wird solange wiederholt bis der gelöste Stoff aus der Wasserphase vollständig herausextrahiert ist. Man bezeichnet diesen Vorgang als Ausschütteln. .

Слайд 17

Trennung durch Zugabe eines Lösungsmittels.

Слайд 18

Trennung durch Zugabe eines Lösungsmittels. Dieses Verfahren ist auch auf andere Aggregatzustände

anwendbar: So kann man beispielsweise Kristalle, die durch einen zweiten Feststoff verunreinigt sind, durch wiederholtes Auflösen uns Auskristallisieren reinigen. Dieser Vorgang wird Umkristallisieren bezeichnet. Für gasförmige Mischungen ist dieser Vorgang auch anwendbar, da sich die unterschiedlichen Gase unterschiedlich gut in einem zugegebenen Lösungsmittel lösen. Das findet Anwendung bei der Gasanalyse. Trennung durch Adsorption: Es wird eine Substanz zum homogenen System zugegeben, die eine besondere Affinität zu einem der Bestandteile hat und diesen bindet, sodass der andere Bestandteil übrig bleibt.

Слайд 19

Trennung durch Adsorption: Beispiel: Cola ist eine Lösung unterschiedlicher Substanzen, Zuckert, Farbstoffe

ect., jedenfalls ein homogenes System. Gibt man Aktivkohle (feinst verteilter Kohlenstoff mit sehr großer Oberfläche) hinzu, rührt durch und filtriert ab, so erhält man eine farblose nur mehr süß schmeckende Lösung. Alle anderen Bestandteile, außer dem Zucker und dem Wasser wurden von der Aktivkohle adsorbiert. Die gleiche Methode funktioniert auch bei Gasen, dies findet Anwendung in der Gaschromatographie. Bei den zugegebenen Substanzen können unterschiedlichste Wechselwirkungen mit einem oder mehreren Bestandteilen des homogenen Systeme ausgenutzt werden. Diese Methoden finden vor allem Anwendung in chromatographischen Trenntechniken, die zur Analyse oder zu Reinigung und Auftrennung von homogenen Mischungen verwendet werden.

Слайд 20

Trennung durch chemische Umsetzung: Hier wird ein homogenes Gemisch dadurch getrennt, dass

einer der Bestandteile durch eine chemische Reaktion in einen anderen Aggregatzustand versetzt wird und damit das homogene in ein heterogenes Gemisch verwandelt wird, das dann einfach getrennt werden kann. Beispiel: Wird in eine Lösung von Kohlenstoff in Eisen (Stahl) Sauerstoff eingeblasen, so entsteht Kohlendioxid, das gasförmig ist und damit entweicht. Oder z einer homogenen Lösung mehrerer Bestandteile wird ein Reagenz zugesetzt, das mit einem Bestandteil eine schwerlösliche Verbindung bildet und ausfällt. Diese Methode wird in der Fällungsanalyse verwendet.

Слайд 21

Nachdem das heterogene oder das homogene Gemisch aufgetrennt wurde, erhält man

einen reinen Stoff. Ein wesentliches Kennzeichen eines reinen Stoffes besteht darin, dass er bei gegebenem Druck einen konstanten Siedepunkt, bzw. einen konstanten Schmelzpunkt besitzt. Bei Lösungen steigt der Siedepunkt an, da die leichter flüchtigen Bestandteile mehr und mehr entweichen, bei Feststoffen erhält man bei Mischungen ein Schmelzintervall. Der Reinstoff kann unterschiedlicher Natur sein, entweder handelt es sich dabei um eine chemische Verbindung, die weiter in ihre einzelnen Bestandteile gespalten werden kann, was durch physikalische oder chemische Verfahren gelingt, oder es handelt sich um ein reines Element, das durch konventionelle physikalische und chemische verfahren nicht mehr weiter aufgespalten werden kann.

Слайд 22

Слайд 23

Nach der altgriechischen Vorstellung von der Materie kommt man nach wiederholter

Zerteilung zu einem kleinsten unteilbaren Teilchen dem Atom. Diese Überlegung war rein abstrakter Natur.
Erst Dalton formulierte 1803-1808 eine Atomtheorie, die sich von beobachteten Gesetzmäßigkeiten ableitete:
Elemente bestehen aus extrem kleinen Teilchen, den Atomen, alle Atome eines Elements sind gleich und die Atome verschiedener Elemente sind verschieden.
Bei chemischen Reaktionen werden Atome miteinander verbunden oder voneinander getrennt, dabei werden Atome weder zerstört noch gebildet, kein Atom eines Elements wird in das eines anderen Elements verwandelt.
Eine chemische Verbindung resultiert aus der Verknüpfung der Atome von zwei oder mehr Elementen. Eine gegebene Verbindung enthält immer die gleichen Atomsorten, die in einem festen Mengenverhältnis miteinander verknüpft sind.

Слайд 24

Über den Aufbau chemischer Verbindungen:
Chemische Verbindungen sind aus Elementen aufgebaut, dabei

gelten folgende Gesetze:
Gesetz der Erhaltung der Masse:
Während einer chemischen Reaktion lässt sich keine Veränderung der Gesamtmasse beobachten. Die Summe der Massen aller miteinander reagierenden Substanzen ist gleich der Masse der Produkte.
Gesetz der konstanten Proportionen:
In einer chemischen Verbindung sind stets die gleichen Elemente im gleichen Massenverhältnis enthalten.
Gesetz der multiplen Proportionen:
Wenn zwei Elemente A und B mehr als eine Verbindung miteinander eingehen, dann stehen die Massen von A, die sich mit einer bestimmten Masse von B verbinden, in einem ganzzahligen Verhältnis zueinander.

Слайд 25

Über den Aufbau der Elemente:
Elemente sind aus Atomen aufgebaut.
Experimente von Rutherford,

bei denen er dünne Metallfolien mit Teilchenstrahlen (alpha-Strahlen, bei denen die alpha-teilchen aus 2 Protonen und 2 Neutronen bestehen, also Heliumkerne) bestrahlte legen nahe dass:
Im Mittelpunkt eines Atoms ein Atomkern sitzt der praktisch fast die gesamte Masse des Atoms repräsentiert.
Dieser Atomkern von einer Elektronenwolke umgeben ist, die für das Volumen des Atoms verantwortlich ist.
Der Kern ist positiv geladen und besteht aus Protonen und Neutronen, die negative Ladung zum Erhalt eines neutralen Atome befindet sich in der Elektronenhülle.

Слайд 26

Über den Aufbau der Atome:
Das Proton:
Aus Atomen und Molekülen können Elektronen

entfernt werden, es bleiben positive Ladungen zurück, die genau der Anzahl der entfernten Elektronen entsprechen. Das kleinste positive Ion wird Proton genannt, es ist Kernbestandteil aller Atome.
Ladung eines Protons: q = + e = + 1.6022.10-19C
Masse eines Protons:
m = 1.6726 .10-24g
Das Neutron:
Ist ebenfalls im Atomkern lokalisiert und besitzt eine ähnliche Masse wie das Proton aber keine Ladung.
m = 1.6749 .10-24g

Слайд 27

Über den Aufbau der Atome:
Das Elektron:
Bei Versuchen elektrischen Strom durch ein

Vakuum zu leiten wurden 1859 die Kathodenstrahlen entdeckt.
Dieser Ladungstransport wurden als schnell bewegte negativ geladene Teilchen Ströme gedeutet und als Elektronen bezeichnet. Die Elektronen befinden sich in der Elektronenhülle von Atomen und verfügen um eine viel geringere Masse als Protonen oder Neutronen. Sie sind mit einer Elementarladung negativ geladen.
Ladung eines Elektrons:
q = - e = - 1.6022.10-19C
Masse eines Elektrons:
m = 9.109.10-28g

Слайд 28

Слайд 29

Jede Materie kann demnach in die Elementarteilchen Elektronen, Protonen und Neutronen

zerlegt werden.
Wodurch unterscheiden sich dann die Elemente voneinander ?
Nur durch die Anzahl der Elementarteilchen, die zum Aufbau des Atomes des betreffenden Elements verwendet werden und zwar im besonderen durch die Anzahl der Protonen im Kern.
Das heißt: Atome unterschiedlicher Elemente besitzen eine unterschiedliche Anzahl von Protonen in ihrem Atomkern
Daher ist es unerlässlich die einzelnen Elemente korrekt zu bezeichnen:

Слайд 30

Atomsymbole
Ein Atom wird zunächst mit zwei Zahlen identifiziert: Der Ordnungszahl und

der Massenzahl.
Ordnungszahl Z : Ist die Zahl der positiven Elementarladungen im Atomkern = der Zahl der Protonen im Kern. In einem neutralen Atom ist das gleichzeitig auch die Anzahl der Elektronen in der Hülle.
Massenzahl A : Gibt die Gesamtzahl der Nucleonen, das heißt der Elementarteilchen im Atomkern (=Protonen + Neutronen) an.

Слайд 31

Atomsymbole
Neben der Ordnungszahl und der Massenzahl wird rechts oben noch die

Ionenladung (Ladungszahl) angegeben und rechts unten noch ein Index, der die Anzahl der Atome angibt. Steht dort nichts ist die Anzahl eins.
Beispiel:

Слайд 32

Isotope:
Isotope sind Atome gleicher Ordnungszahl aber unterschiedlicher Massenzahl. Da sie die

gleiche Ordnungszahl besitzen spricht man auch von den Isotopen eines Elements.
Der Unterschied in den Massenzahlen ergibt sich durch eine unterschiedliche Anzahl von Neutronen im Atomkern.
Beispiel:
17 Protonen, 17 Protonen
18 Neutronen, 20 Neutronen,
17 Elektronen 17 Elektronen

Слайд 33

Isotope:
Isotope werden nicht von allen Elementen ausgebildet, es gibt Elemente, die

nur in Form eines einzigen Isotops vorkommen, solche Elemente werden als „isotopenrein“ bezeichnet.
Isotope lassen sich durch chemische Reaktionen nicht voneinander trennen, da es sich ja um ein und dasselbe Element handelt, das sich chemisch ident verhält.
Eine Trennung ist aber mit Hilfe eines Massenspektrometers möglich:

Слайд 34

Atommasse:
Wegen ihrer geringen Masse können Atome nicht gewogen werden.
Deshalb Angabe

relative Atommassen :
Früher wurde Wasserstoff mit 1 angegeben, später Sauerstoff mit 16, heute bezieht man sich auf ein zwölftel des Kohlenstoffisotops 12C.
Atommasseneinheit: 1u = 1/12 m(12C) = 1,660540.10-27 kg
Ionenladung:
Die Ionenladung eines Ions (geladenen Atoms) errechnet sich aus der Differenz der Protonen und Elektronenanzahl:
Ionenladung = Gesamtzahl der Protonen - Gesamtzahl der Elektronen
Sie wird rechts oben des Elementsymbols als Ladungszahl angegeben.

Слайд 35

Die Elektronenstruktur der Atome: Atommodell: Positiv geladener Kern, umgebende Elektronen. Die Anzahl, Verteilung

und Energie der umgebenden Elektronen determinieren die chemischen Eigenschaften des Atoms. Durch Untersuchungen von elektromagnetischer Strahlung wurde einiges über die Elektronenstruktur der Atome herausgefunden. Die elektromagnetische Strahlung: Zur Elektromagnetischen Strahlung gehören Radiowellen, Infrarotstrahlung, Licht, Röntgenstrahlen und γ-Strahlung. Die Strahlung allgemein wird beschrieben mit: Der Wellenlänge λ Der Amplitude A Der Ausbreitungsgeschwindigkeit (ist unabhängig von der Wellenlänge) = Lichtgeschwindigkeit c = 2.9979.108 m/s (im Vakuum) Der Frequenz ν = Zahl der Wellen, die pro Sekunde vorbeikommen Einheit Hertz = 1Hz = 1s-1

Слайд 36

Die elektromagnetische Strahlung: Es gilt folgender Zusammenhang: c = λ.ν Spektrum der elektromagnetischen Strahlung:

Слайд 37

Die elektromagnetische Strahlung: Die Beschreibung der Elektromagnetischen Strahlung als Wellenbewegung erfasst viele

Eigenschaften erfolgreich. Es gibt aber andere Eigenschaften, die man nur beschreiben kann, wenn man die Strahlung als Teilchenstrom beschreibt. Quantentheorie: Die Energie elektromagnetischer Strahlung kann nur in definierten Portionen, sog. Quanten, absorbiert oder abgestrahlt werden. Planck-Beziehung: E = h.ν h ist die Planck-Konstante = 6.62608.10-34 Js Zu einer Strahlung mit hoher Frequenz n und kleiner Wellenlänge gehören energiereiche Quanten. Ein einzelnes Quant kann man sich als Teilchen vorstellen, das sich mit Lichtgeschwindigkeit fortbewegt. (Photon)

Слайд 38

Atomspektren: Wird weißes Licht durch ein Prisma geleitet, so erhält man ein

kontinuierliches Farbspektrum, das aus allen Farben besteht, da in weißem Licht alle Farben enthalten sind. Wird ein bestimmtes Element durch erhitzen oder Stromeinwirkung zum Leuchten gebracht und das entstandene Licht durch ein Prisma geleitet, so erhält man kein kontinuierliches Spektrum, sondern einzelne scharf abgegrenzte Linien, ein sogenanntes Linienspektrum, aus einzelnen Spektrallinien. Das hängt letztlich mit der Anregung bestimmter Elektronen in der Hülle des Atoms zusammen, die auf eine höhere Bahn gebracht werden und von dieser Bahn dann wieder zurückfallen und dabei Licht einer ganz bestimmten Wellenlänge emittieren.

Слайд 39

Das Bohr‘sche Atommodell: Ein Elektron kann sich nur auf bestimmten Kreisbahnen aufhalten. Die

Kreisbahnen werden auch Energieniveaus, Energiezustände, Energieterme oder Schalen genannt. Die Bahnen sind konzentrisch und werden mit einem Buchstaben (K, L, M, N..) oder einer Zahl (n=1,2,3) bezeichnet. Für jede Bahn hat das Elektron eine bestimmte Energie, die ganz innen liegende K Schale hat das niedrigsten Energieniveau, führt man Energie zu, so kann das Elektron auf eine weiter außen liegende Schale gebracht werden (angeregter Zustand), beim Herunterfallen in den Grundzustand wird ein definierter Energiebetrag in Form eines Lichtquants emittiert. Das ist der Beitrag zu den Spektrallinien im Linienspektrum.

Слайд 40

Das Periodensystem: Es wurde zunächst festgestellt, dass Elemente mit ähnlich Massenzahlen auch

ähnliche chemische Eigenschaften haben (Lothar Meyer, Dimitri Mendelejew) Später find man heraus, dass die Ordnungszahl die chemischen Eigenschaften determiniert. Die Elemente wurden nach steigender Ordnungszahl angeordnet. Die senkrechten Spalten bezeichnet man als Gruppen Die waagrechten Reihen bezeichnet man als Perioden. So kommt das Periodensystem der Elemente Zustande. VGl. Mortimer Auslegefaltblatt.

Слайд 41

Слайд 42

Das Periodensystem: Die ersten beiden senkrechten Spalten sind die beiden ersten Hauptgruppen.

In ihnen werden die s-Orbitale befüllt in denen 2 Elektronen Platz haben. Die Elemente der ersten Hauptgruppe werden Alkalimetalle genannt.
Li Na K Rb Cs Fr; Wasserstoff nimmt Sonderstellung ein. Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium, Franzium
Die Elemente der ersten Hauptgruppe werden Erdalkalimetalle genannt. Be Mg Ca Sr Ba Beryllium, Magnesium, Calzium, Strontium, Barium
Danach, bei der Abstufung kommen die Nebengruppenelemente (Übergangsmetalle) gereiht, in ihnen werden die d Orbitale befüllt in denen 10 Elektronen Platz haben. Es folgen die Hauptgruppen 3-8. In ihnen werden p-Orbitale befüllt, in denen 6 Elektronen Platz haben. Hauptgruppe III: Erdmetalle; Hauptgruppe IV: Tetrele; Hauptgruppe V: Pentele; Hauptgruppe VI: Chalkogene, Hauptgruppe VII: Halogene,; Hauptgruppe VIII: Edelgase

Слайд 43

Zur Erklärung der Orbitale: Wellenmechanik: 1900 -1905 wurde die Quantentheorie des Lichts

von Max Planck und Albert Einstein entwickelt. Beschreibung des Lichts als Teilchenströme. Andere Eigenschaften des Lichts lassen sich besser mit der Vorstellung des Lichts als Welle erklären. Welle-Teilchen-Dualismus des Lichts. Beschreibung der Elektronen als Welle: von de Broglie: E = h.c/λ, mit der Einstein-Beziehung E = mc2 ergibt sich: mc2 = h.c/λ und damit: λ = h/mc Nach de Broglie kann nicht nur einem mit der Lichtgeschwindigkeit c fliegenden Photon, sondern auch jedem anderen fliegendem Teilchen eine Wellenlänge zugeordnet werden. λ = h/mv Das Produkt mv wird dabei als Impuls bezeichnet.

Слайд 44

Die Heisenbergsche Unschärferelation: Nach der Bohr‘schen Theorie ist das Elektron ein bewegtes

Teilchen. Um seine Bahn zu berechnen müsste man su einem gegebenen Zeitpunkt seine Geschwindigkeit und gleichzeitig seinen Aufenthaltsort kennen. Das ist aber nach Heisenberg grundsätzlich nicht möglich: Nach der Unschärferelation von Heisenberg ist es grundsätzlich unmöglich von einem Objekt den genauen Aufenthaltsort und den Impuls zu bestimmen. Nach Heisenberg ist die Unschärfe ber der Bestimmung des Ortes (Δx) mit der Unschärfe des Impulses (Δmv) verknüpft: Δx . Δmv ≥ h/4π Für gewöhnliche Objekte ist wegen der großen Masse m die Unschärfe einer Messung ohne Bedeutung, bei kleinen teilchen aber doch so erheblich, dass Aussagen über Elektronenbahnen in Atomen hoffnungslos sind.

Слайд 45

Das Elektron im Kasten: Stellt man sich ein Elektron in einem eindimensionalen

Kasten vor, so verhält es sich, als Welle betrachtet, wie eine schwingende Saite. Es ist eine stehende, Welle oder stationäre Schwingung, die durch die Wellenfunktion ψ (psi) beschrieben wird. ψ = sin π .n.x , wobei n = 1,2,3.. Ist und x der Ort, der in Einheiten d (d=Länge des Kastens) gemessen wird. Es sind zahlreiche stehende Wellen möglich, aber die Bedingung n.λ/2 = d muss erfüllt sein, wobei n ganzzahlig ist. Für das Elektron sind, da die Wellenlänge geschwindigkeitsabhängig ist, nur bestimmte Geschwindigkeiten und damit bestimmte Energiebeträge möglich um als stehende Welle existieren zu können, je größer n ist desto höher ist das Energieniveau. Die Anzahl der Knotenpunkte der stehenden Welle beträgt n-1. Zur Charakterisierung einer stehenden Welle im eindimensionalen Raum genügt n. Will man eine dreidimensionale Welle, die das Elektron tatsächlich ist, charakterisieren, braucht man dementsprechend 3 Zahlen: n, l und m.

Слайд 46

Quantenzahlen: Charakterisieren die Aufenthaltsbereiche eines Elektrons in einem Atom. Um ein Elektron vollständig

zu charakterisieren braucht man 4 Quantenzahlen: Hauptquantenzahl n: Gibt das Orbital an, steht für die Größe des Orbitals: n = 1,2, usw. Nebenquantenzahl l: gibt die Unterschale an: l = 0,1,2,…(n-1) wird auch durch Buchstaben s,p,d,f, beschrieben (wobei damit l=0,1,2,3) beschrieben wird. Die Nebenquantenzahl gibt die Form des Orbitals an. Magnetquantenzahl m: kann für eine gegebene Unterschale l die Werte –l, -(l-1), 0, +(l-1), und +l annehmen. Zb: für l=0 gibt es nur m=0, dh es gibt nur ein Orbital. Für l=1 gibt es -1, 0, +1 also 3 Orbitale Die Magnetquantenzahl bezeichnet die Orientierung es Orbitals im Raum. Spinquantenzahl s: Ein Elektron kann als sich ständig drehendes Teilchen aufgefasst werden, diese Drehung kann durch die Spinquantenzahl charakterisiert werden, wobei s nur die Werte +1/2 oder -1/2 annehmen kann.

Слайд 47

Слайд 48

Слайд 49

Quantenzahlen: Charakterisieren die Aufenthaltsbereiche eines Elektrons in einem Atom. Um ein Elektron vollständig

Слайд 50

Das Pauli Prinzip : Ist ein Ausschlussprinzip nach dem keine zwei Elektronen

in einem Atom in allen 4 Quantenzahlen übereinstimmen dürfen. Daraus ergibt sich dass sich in einem Orbital nur 2 Elektronen mit jeweils unterschiedlicher Spinquantenzahl aufhalten können. Zb: 1s: wird mit 2 Elektronen besetzt mit s = +1/2 und s=-1/2 Oder 2px wird mit 2 Elektronen besetzt mit s = +1/2 und s=-1/2 Da es aber 3 p Orbitale (Magnetquantenzahl gibt Orientierung im Raum an) gibt, haben in den 3 p Orbitalen der 2. Schale 6 Elektronen Platz ! Die maximale Anzahl der Elektronen in einer Schale ist 2n2. Tabelle der maximalen Anzahl für die Elektronen der ersten vier Schalen Siehe Mortimer S 78 !

Слайд 51

Слайд 52

Hund‘sche Regel:
Orbitalbesetzung:
Die Verteilung der Elektronen eines Atoms auf die verschiedenen Orbitale

nennt man Orbitalbesetzung.
Hierbei ist zu beachten, dass die Orbitale so aufgefüllt werden, dass sich eine maximale Anzahl von ungepaarten Elektronen mit parallelem spin ergibt.
Vergleiche dazu tab.6.4, Mortimer S79 !

Слайд 53

Слайд 54

Einfluss der Orbitalbesetzung auf die magnetischen Eigenschaften von Substanzen: Substanzen in denen

ungepaarte Elektronen vorhanden sind, werden in ein Magnetfeld hineingezogen, sie verhalten sich paramagnetisch. Substanzen in denen nur gepaarte Elektronen vorhanden sind, werden aus dem Magnetfeld heraus gedrückt, sie verhalten sich diamagnetisch.

Слайд 55

Die Elektronenstruktur der Elemente: Ausgehend vom Wasserstoff wird jeweils ein Proton im

Kern und ein Elektron in der Hülle zugefügt, um so die weiteren Elemente zu erhalten. Jedes neu hinzugefügte Elektron besetzt das energetisch am tiefsten liegende noch verfügbare Orbital. (Aufbauprinzip nach Pauli) Alle Orbitale einer Unterschale sind energetisch gleichwertig, Orbitale verschiedener Unterschalen der gleichen Schale unterscheiden sich jedoch: s > p > d > f Sodass die Unterschale f innerhalb eines Orbitals die höchste Energie beinhaltet. Weiters steigen die Energien auch mit größerer Hauptquantenzahl an. Allerdings gibt es bei den höheren Schalen gewisse Unregelmäßigkeiten: Beispielsweise ist 3d energiereicher als 4s und 4d energiereicher als 5s, 5f ist energiereicher als 7s Vergleiche auch Energiediagramm Mortimer S81 !

Слайд 56

Im Periodensystem der Elemente sind die Elemente nach ihrer Elektronenkonfiguration geordnet: Maßgeblich

ist dabei das als letztes hinzugekommene Elektron ! s-Block: Alkali und Erdalkalimetalle der ersten beiden Hauptgruppen. p-Block: Die Hauptgruppen 3-8. d-Block: Die Übergangsmetalle die zwischen Hauptgruppen 2 und 3 liegen. f-Block: Die Lanthanoiden und Actinoiden, die manchmal extra herausgezeichnet, manchmal aber auch unter den Übergangsmetallen und den Hauptgruppen eingezeichnet sind. Siehe Mortimer : Faltblatt, u. S81.

Слайд 57

Слайд 58

Ionen:
Ionen sind Atome oder Moleküle, die eine elektrische Ladung tragen.
Kationen sind

positiv geladen, sie wandern währen eine Elektrolyse zur Kathode, dem negativ geladenen Pol.
Anionen sind negativ geladen, sie wandern während einer Elektrolyse zur Anode, dem positiv geladenen Pol.
Beispiele: SO42- Sulfat
PO43- Phosphat
Cl- Chlorid
NH4+ Ammonium
Das Zeichen für die Ladung bezieht sich auf die Ladung des Gesamtteilchens !

Слайд 59

Ionische Verbindungen sind aus Kationen und Anionen aufgebaut, sie bilden im

festen Zustand Kristalle, in denen die einzelnen Ionen in einem geordneten geometrischen Muster angeordnet sind. Beispiel: Kochsalz, Natriumchlorid: NaCl

Слайд 60

Ionen:
In diesem Kristall kommt genau ein Chloridion auf ein Natriumion, die

chemische Formel NaCl beschreibt in diesem Fall kein Molekül sondern gibt nur die Zusammensetzung an indem das relative Zahlenverhältnis der Ionen zueinander bezeichnet wird.
Beispiel: das Bariumion Ba2+ und das Chloridion Cl- bilden einen Salzkristall, der nach außen hin neutral ist, wie lautet die Formel ? (BaCl2)
Für Fe3+ und O2- , für Al3+ uns Cl- ?
(Fe2O3, AlCl3)

Слайд 61

Ionen:
In diesem Kristall kommt genau ein Chloridion auf ein Natriumion, die

Слайд 62

Eigenschaften der Atome, Bindungen: Verbinden sich Atome miteinander zu einer chemischen Verbindung,

treten Veränderungen in der Elektronenverteilung auf. Es werden drei Arten chemischer Bindungen unterschieden: Die Ionen-Bindung Kommt dadurch zustande, dass Elektronen von Atomen einer Sorte auf Atome einer anderen Sorte übergehen. Die Atome eines der Element geben Elektronen ab und werden zu positiv geladenen Ionen. Die Atome des anderen Elements nehmen Elektronen auf und werden zu negativ geladenen Ionen. Die Bindung wird durch die elektrostatischen zwischen den gegensätzlichen Ladungen zusammengehalten. Beispiel: 2Na + Cl2 → NaCl Kochsalz, das aus Na+ und Cl- -Ionen besteht. Diese Reaktion des metallischen Natriums mit Chlorgas läuft unter Feuererscheinung ab.

Слайд 63

Eigenschaften der Atome, Bindungen: Die kovalente Bindung Hier teilen sich Atome gemeinsam Elektronen. Eine

kovalente Bindung besteht aus einem Elektronenpaar, das zwei Atomen gemeinsam angehört. Es entstehen Moleküle die aus Atomen bestehen, die über kovalente Bindungen miteinander verknüpft sind. Das gemeinsamen Elektronenpaar kommt durch Überlappung von zwei Orbitalen zustande. In der Regel liegt dann eine kovalente Bindung vor, wenn der Unterschied zwischen den Elektronegativitäten der beiden beteiligten Elemente nicht besonders hoch ist. Beispiel:

Слайд 64

Eigenschaften der Atome, Bindungen:
Die metallische Bindung:
Tritt bei Metallen und Legierungen auf.
Zahlreiche

Atome sind zusammengefügt, wobei jedes Atom mit einem oder mehr Außenelektronen zu einem gemeinsamen Elektronengas beiträgt. Das Elektronengas besteht aus einer sehr großen Zahl delokalisierter Elektronen , die allen Atomen gemeinsam angehören. Die Elektronen des Elektronengases können sich frei durch die Gesamtstruktur bewegen.

Слайд 65

Eigenschaften der Atome, Bindungen:
Die Atomgröße:
Die chemischen Eigenschaften der Atome werden primär

durch ihre Kernladung und durch ihre Elektronenkonfiguration determiniert.
Die Bestimmung der Größe von Atomen ist problematisch, da nach der Wellenmechanik die Elektronendichte in einem bestimmten Abstand vom Atomkern zwar ein Maximum erreicht und danach wieder abnimmt, dadurch aber keine exakte Oberfläche des Atoms bestimmbar ist.
Allerdings kann der Abstand der Kerne zwischen zwei aneinandergebunden Atomen gemessen werden.
Nähern sich zwei Atom, die eine chemische Bindung eingehen sollen aneinander an, so überwiegen zunächst die Anziehungskräfte, wenn sich die Elektronenwolken jedoch zu sehr durchdringen treten Abstoßungskräfte auf, es gibt also den optimalen Abstand zweier Atomkerne der durch ein Energieminimum gekennzeichnet ist.
vergl. Mortimer S 90.

Слайд 66

Eigenschaften der Atome, Bindungen:
Die Atomgröße:
Wird nun der Abstand zwischen zwei Atomen,

einer chemischen Verbindung ein und desselben Elements, die sogenannte Bindungslänge, bestimmt, so könnte man die Hälfte dieses Wertes als Atomgröße ansehen, dieser Wert wird als Kovalenzradius bezeichnet.
Beispiel: In Cl2 beträgt die Bindungslänge 198 pm, die Hälfte davon, 99 pm ist der Kovalenzradius.
In festen Chlorverbindungen in denen nur van der Vaals Kräfte zwischen den Molekülen wirken, wurde ein Abstand von 350 pm zwischen zwei Chloratomen, die zu unterschiedlichen Molekülen gehören, gemessen
Die Hälfte davon, 175 pm, wird als van der Vaals-Radius bezeichnet.
Bezüglich der van der Vaals-Kräfte hat Chlor eine größere effektive Größe als bezüglich der kovalenten Bindungskraft.

Слайд 67

Eigenschaften der Atome, Bindungen:
Die Atomgröße:
Weiter effektive Größen von Atomen:
Ionenradien
Metall-Atomradien
Der effektive Radius

eines Atoms hängt von den jeweiligen Bindungskräften ab.
Die Bezeichnung „Atomradius ist üblicherweise die Hälfte des interatomaren Abstands im reinen Element.
Innerhalb einer Gruppe im Periodensystem nimmt die effektive Größe mit zunehmender Ordnungszahl zu.
Es kommen innerhalb einer Gruppe immer neue Schalen hinzu, die von Elektronen besetzt werden, die Elektronenwolke wird größer.

Слайд 68

Eigenschaften der Atome, Bindungen:
Die Atomgröße:
Bei den Hauptgruppenelementen nehmen die Kovalenzradien und

auch die van der Vaals Radien innerhalb einer Periode von links nach rechts ab.
Es kommt immer ein Elektron in der gleichen Schale und eine Kernladung hinzu, die Zunahme der Kernladung bewirkt eine Schrumpfung der Elektronenschale.
Ionisierungsenergie:
Die aufzuwendende Energie, um einem Atom im Grundzustand das am schwächsten gebundene Elektron zu entreißen heißt die erste Ionisierungsenergie.
Allgemein nimmt die Ionisierungsenergie innerhalb einer Periode von links nach rechts zu, da die Atome kleiner werden und mit zunehmender Kernladungszahl die Elektronen stärker festgehalten werden.

Слайд 69

Ionisierungsenergie:
Allgemein nimmt die Ionisierungsenergie innerhalb einer Hauptgruppe des Periodensystems mit zunehmender

Ordnungszahl ab.
Die Atomgröße nimmt zu, das zu entfernende Elektron stammt aus einer immer weiter außen liegenden Schale und wird deshalb zunehmend leichter.
Metalle zeichnen sich durch relativ geringe Ionisierungsenergien aus, sie verlieren bei chemischen Reaktionen leicht Elektronen und werden zu positiv geladenen Ionen.
Nichtmetalle dagegen haben hohe Ionisierungsenergien.
Zweite Ionisierungsenergie:
Wenn von einem einfach positiv geladenem Teilchen ein weiteres Elektron entfernt wird:
Na+ → Na2+ + e-

Слайд 70

Ionisierungsenergie:
Dritte Ionisierungsenergie:
Wenn von einem zweifach positiv geladenen Ion ein weiteres Elektron

entfernt wird.
Je positiver die Ionen sind, umso schwieriger wird es weitere Elektronen zu entfernen:
Die Ionisierungsenergien nehmen deshalb in folgender Reihenfolge zu:
erste < zweite < dritte usw…
Die Ionisierungsenergien ab der dritten sind so hoch, dass Ionen mit höheren Ladungen als +3 selten sind.
Eine große Zunahme der Ionisierungsenergien erfolgt auch dann, sobald die
Valenzelektronen entfernt sind und die unteren Schalen (mit Edelgaskonfiguration) angetastet werden.

Слайд 71

Elektronenaffinitäten:
Die Energie, die bei der Aufnahme eines Elektrons durch ein Atom

freigesetzt wird, ist die erste Elektronenaffinität.
F + e- → F-
Es entsteht dabei ein negativ geladenes Teilchen.
Wenn sich ein Elektron einem Atom nähert, so wird es einerseits vom positiv geladenem Atomkern angezogen, andererseits von den negativ geladenen Elektronen abgestoßen.
Je nachdem, ob Anziehung oder Abstoßung überwiegen, wird bei der Aufnahme des Elektrons Energie freigesetzt oder verbraucht um ein negativ geladenes Ion zu bilden.
Bei den Halogenen, rechts im Periodensystem wird mehr Energie bei der Aufnahme eines Elektrons frei (da sie dadurch die Edelgasschale erreichen) als bei den Elementen der vorangehenden Hauptgruppen.
Für die Aufnahme von zwei Elektronen durch ein Atom (zweite Ionisierungsenergie) wird in jedem Fall Energie benötigt, da sich das negativ geladene Ion und das Elektron abstoßen.

Слайд 72

Die Ionenbindung:
Bei den Hauptgruppenelementen nehmen nur die Valenzelektronen der äußersten Schale

and chemischen Reaktionen teil.
Die Anzahl der Valenzelektronen stimmt mit der Hauptgruppennummer überein.

Слайд 73

Слайд 74

Bei der Reaktion eines Natrium Atoms mit einem Chlor Atom gibt

das Natrium sein Valenzelektron ab, das Chlor-Atom nimmt es auf:
Das Natrium hat ein Elektron verloren, in der Elektronenhülle sind nur mehr 10 Elektronen, im Kern sind aber noch 11 Protonen enthalten: deshalb ist das Teilchen einmal positiv geladen.
Das Chlor hat ein Elektron dazu gewonnen und verfügt über 18 Elektronen und 17 Protonen: einmal negativ geladen.
Das Natrium Ion hat die gleiche Elektronenkonfiguration wie das Neon, es ist mit Neon isoelektronisch, ebenso ist das Chlorid-Ion isoelektronisch mit Argon.
Na(1s22s22p63s1) → Na+(1s22s22p6) + e- Ne: (1s22s22p6)
Cl(1s22s22p63s23p5) + e- → Cl- (1s22s22p63s23p6) Ar: (1s22s22p63s23p6)

Слайд 75

Die positiv geladenen Natriumionen und die negativ
geladenen Chlorid-ionen ordnen sich

abwechselnd in
einem Ionenkristall an.
Die Anzahl der nächsten Nachbarn um ein einzelnes Ion
heißt Koordinationszahl.
Da die nächsten Nachbarn immer entgegen-
gesetzt geladen sind, überwiegen die
Anziehungskräfte. Diese Anziehungskräfte
halten den Kristall zusammen und kenn-
zeichnen die Ionenbindung.
Kein Ion gehört exklusiv zu einem
anderen Ion.
Die Ionenbindung wird durch
elektrostatische Anziehungskräfte
gegensätzlich geladener Ionen
determiniert, wobei auch mehrere
Ladungen von einem Ion übernommen
werden können.
Zb: in CsCl2, MgF2, Al2O3

Слайд 76

Die Gitterenergie: Fügt man weit voneinander entfernte, im Gaszustand befindliche positive und

negative Ionen zu einem Kristall zusammen, wird die Gitterenergie frei. Na+ (g) + Cl- (g) → NaCl (s) ΔHGitt = -788 KJ/mol Zur Berechnung der Gitterenergie mach man sich im Born-Haber-Zyklus (vgl Mortimer S98, Schema 7.9) die Tatsache zunutze, dass die Reaktionsenthalpie chemischer Reaktionen eine festen Betrag hat, unabhängig von der Anzahl der Schritte mit der diese Reaktion abläuft (Satz von Hess) Die Bildung von festem NaCl lässt sich nun auf zwei Wegen formulieren: 1. Direkt aus festem Natrium und aus gasförmigen Chlorgas: Na (s) + 1/2Cl2 → NaCl (s) Bildungsenthalpie ΔHf = -411 kJ/mol

Слайд 77

Die Gitterenergie: 2. Man verdampft und ionisiert beide Reaktionspartner und lässt die

Reaktion von den gasförmigen Ionen ablaufen, die man sozusagen in ein Kristall bringt: Dieser Vorgang ist deutlich komplizierter und es sind dazu folgende Schritte notwendig: Sublimation des festen Natriums in gasförmiges Natrium: Na (s) → Na (g) Sublimationsenthalpie ΔHSub = 108 kJ/mol Dissoziation des dimeren Chlors zu Chloratomen: 1/2Cl2 (g) → Cl (g) Dissoziationsenthalpie: 1/2ΔHDiss = 122 kJ/mol Ionisierung des Natriums: Na (g) → Na+ (g) + e- Ionisierungsenergie ΔHIon = 496 kJ/mol

Слайд 78

Die Gitterenergie: Bildung der Chlorid-Ionen: Aufnahme von Elektronen: Cl (g) + e- →

Cl- Elektronenaffinität ΔHEA = -349 kJ/mol Und schließlich der Gitterenergie, die frei wird wenn sich die Ionen in einem Kristallgitter anordnen: Na+ (g) + Cl- (g) → NaCl (s) Gitterenergie ΔHGitt = -788 kJ/mol Alle Enthalpien lassen sich messen, bis auf die Gitterenergie, die sich dann errechnet aus: ΔHf = ΔHsub + 1/2ΔHDiss +ΔHIon +ΔHEA + ΔHGitt

Слайд 79

Слайд 80

Arten von Ionen: Die Bildung von Ionen mit Edelgaskonfiguration ist begünstigt: Deshalb bildet

Natrium leicht Na+ aus und nicht mehr Na2+ da für den zweiten Ionisierungsschritt erheblich mehr Energie aufgewendet werden müsste, da das Na+ bereits isoelektronisch mit Neon ist. Magnesium aus der zweiten Hauptgruppe gibt dagegen leicht 2 Elektronen ab und erreicht dadurch die Neonschale. Ionen mit Edelgaskonfiguration haben entweder die Konfiguration des Heliums s2 oder sie haben die Konfiguration s2p6 in der äußeren Schale. Bevorzugt werden Ionen mit Edelgaskonfiguration gebildet, es gibt aber auch Ionen, die keine Edelgaskonfiguration haben.

Слайд 81

Ionenradien: Der Ionenradius für ein Kation ist immer kleiner als der Kovalenzradius

für das gleiche Element. Der Ionenradius für ein Anion ist immer größer als der Kovalenzradius des gleichen Elements. Nomenklatur von Ionenverbindungen: Kationen (positiv geladene Teilchen) Die meisten sind Metall kationen, hier wird der deutsche Name des Metalls auch für das Kation verwendet. Zb: Na+ = Natrium Ion; Mg2+ Magnesium Ion, Sind von einem Metall mehrere Ionen möglich so werden sie zusätzlich mit römischen Ziffern gekennzeichnet: Zb: Cu+ Kupfer(I)-Ion, Cu2+ Kupfer (II)-Ion, Co3+ Kobalt (III)-Ion

Слайд 82

Nomenklatur von Ionenverbindungen: Mehratomige Kationen bestehen aus mehreren Atomen, die durch kovalente

Bindungen miteinander verknüpft sind. Mehratomige Kationen, die Wasserstoff enthalten, erhalten im Namen die Nachsilbe –onium. Beispiel: NH4+ Ammonium Anionen: Sind negativ geladene Teilchen, werden hvon Nichtmetallen gebildet und erhalten den lateinischen Namen des Elements mit der Nachsilbe –id Beispiel: S2- Sulfid (nicht Schwefelid); Der lateinische Name wird manchmal verkürzt. O2- Oxid (nicht Oxygenid)

Слайд 83

Nomenklatur von Ionenverbindungen: Mehratomige Anionen: OH- Hydroxid, CN- Cyanid, OCl- Hypochlorit, ClO3- Chlorat,

SO32- Sulfit, SO42- Sulfat, NO2- Nitrit, NO3- Nitrat, PO43- Phosphat, HPO42- Hydrogenphosphat, H2PO4- Dihydrogenphosphat, CO32- Carbonat, HCO3- Hydrogencarbonat, CrO42- Chromat, MnO4- Permanganat, N3- Azid, O22- Peroxid, ClO4- Perchlorat.

Слайд 84

Die kovalente Bindung: Bei Reaktionen von Metallen mit Nichtmetallen geben die Metallatome

Elektronen ab und die Nichtmetalle nehmen sie auf, es entstehen Ionen, die miteinander eine Ionenbindung eingehen. Reagieren zwei Elemente die beide Nichtmetalle sind, kommt eine kovalente Bindung zustande, an deren Elektronen beide Bindungspartner Anteil haben und durch die beide eine Edelgasähnliche Elektronenstruktur zu erreichen. Eine kovalente Einfachbindung besteht aus einem Paar von Elektronen, das zwei Atomen gemeinsam gehört: Zb: H2 Schreibweise: H-H hier spendet jedes Wasserstoffatom ein Elektron, sodass beide Atome an zwei Elektronen Anteil haben, die der Elektronenschale des Helium entspricht.

Слайд 85

Um ein Element oder eine Verbindung korrekt zu beschreiben verwendet man

chemische Formeln:
Jedes vorhandene Element wird durch sein Elementsymbol bezeichnet, gefolgt von einer tiefgestellten Zahl zur Angabe der relativen Anzahl der Atome in der chemischen Verbindung.
Einzig und allein die Edelgase kommen in der Natur als Einzelatome vor:
Es sind dies Helium (He) Neon (Ne) Argon (Ar) Krypton (Kr) Xenon (Xe) und Radon (Ra).
Alle anderen Elemente treten als größere Einheiten auf, in denen Atome miteinander verknüpft sind.
zb O2 ,Sauerstoff; H2, Wasserstoff; S8 Schwefel

Слайд 86

Sollte gezeigt werden, wie die einzelnen Atome miteinander verknüpft sind, bedient

man sich der Strukturformel oder Konstitutionsformel, in der die Verknüpfung durch sogenannte Bindungsstriche dargestellt ist:
Beispiel: Ammoniak mit der Molekularformel NH3
Beispiel: Wasser mit der Molekularformel H2O

Слайд 87

Die Strukturformel zeigt jedoch nicht die tatsächliche räumliche Anordnung der Atome.

Manche Formelzeichenprogramme haben eine „clear structure“ Funktion, mit der man zu wahrheitsgetreueren 2-dimensionalen Darstellungen kommt:

Слайд 88

Eine 3-dimensionale Darstellung erhält man mit dem „Ball and Stick“- Modell,

hier werden die Atome als Kugeln und die Bindungen als Stäbe dargestellt:

Слайд 89

Eine realistische 3-dimensionale Darstellung erhält man mit dem Kalottenmodell, wobei die

Atome als Kalotten (Kugelabschnitte) dargestellt werden:

Слайд 90

Da aber etwas kompliziertere Moleküle mit dem Kalottenmodell nur sehr unübersichtlich

darstellbar sind ist es üblich die Strukturformel zu verwenden.

Слайд 91

Schreibweise: Moleküle werden meist als Valenzstrichformeln gezeichnet, Wobei der Strich das gemeinsame Elektronenpaar

darstellt. Die übrigen Elektronen werden als Punkte oder Striche dargestellt, Die Strichformeln werden auch als Valence-Bond-(VB)-Formeln oder Lewis- Formeln genannt. Die Lewis Theorie betont das Erreichen der Edelgaskonfiguration als Ziel für jedes Atom .

Слайд 92

Triebkraft für die Atome, kovalente Bindungen einzugehen ist das Erreichen einer

Edelgasähnlichen Elektronenkonfiguration. Für das Wasserstoffatom ist das die zwei-Elektronenkonfiguration des Heliums, Für die anderen Elemente ist es das Oktett der äußersten Schale, das heißt die Acht-Elektronenkonfiguration der übrigen Edelgase. Beispiel F2: jedes der beiden Fluoratome hat das Oktett erreicht, da die Bindungselektronen ja gemeinsam sind..

Слайд 93

Valenzelektronen, die ein Atom für sich alleine behält werden als nichtbindende

Elektronenpaare, freie Elektronenpaare oder einsame Elektronenpaare bezeichnet. Die Anzahl der kovalenten Bindungen, an denen ein Atom beteiligt ist ergibt sich oft aus der Zahl der Elektronen, die noch fehlen, um die Konfiguration des nächsten Edelgases zu erreichen ! Da bei Nichtmetallen die Zahl der Valenzelektronen gleich der Hauptgruppennummer N ist, werden zum Erreichen des Elektronenoktetts 8-N Elektronen benötigt. Durch je eine kovalente Bindung kommt ein Atom zu je einem weiteren Elektron, es werden also 8-N kovalente Bindungen gebildet. Beispiel: Stickstoff N, fünfte Hauptgruppe, braucht 8-5 = 3 zusätzliche Elektronen, um die Neon-Schale zu erreichen. Zb. in NH3,

Слайд 94

Um Lewis-Formeln im Einklang mit der Oktett-Regel richtig zu formulieren, muss

die Gesamtzahl der Valenzelektronen so auf bindende und einsame Elektronen aufgeteilt werden, dass jedes Atom von acht Elektronen (vier Paaren) umgeben ist.
Beispiel H2S:
Zwei Atome können über mehr als ein Elektronenpaar gemeinsam
verfügen. Diese Bindungen werden als Mehrfachbindungen bezeichnet.
Bei einer Doppelbindung sind zwei, bei einer Dreifachbindung drei gemeinsame Elektronenpaare vorhanden.

Слайд 95

Übergänge zwischen Ionenbindung und kovalenter Bindung: In den meisten Fällen liegt weder

eine reine Ionenbindung noch eine reine kovalente Bindung vor. Eine rein kovalente Bindung gibt es nur zwischen Atomen des gleichen Elements:

Слайд 96

Wenn zwei unterschiedliche Atome durch kovalente Bindung verknüpft sind, ist die

Elektronenladung nicht symmetrisch zwischen den beiden Atomkernen verteilt:

Слайд 97

In so einem Fall spricht man von einer polaren kovalenten Bindung,
gekennzeichnet

werden die partiellen Ladungen durch die Symbole
δ- und δ+
Die Salzsäure sieht dann so aus:
Je unterschiedlicher die elektronenanziehende Wirkung der kovalent
gebundenen Atome ist, desto polarer ist die Bindung, dh. umso
größer ist der Betrag der partiellen Ladungen.

Слайд 98

Ein Objekt auf dem sich zwei gegensätzliche Ladungen des gleichen
Betrages q

in einem Abstand d befinden wird als Dipol bezeichnet.
Das Dipolmoment μ beträgt:
μ = q . D
Maßeinheit Debye: 1D = 3.38.10-30 C.m
Für HCl: beträgt das Dipolmoment 6.08 D

Слайд 99

Elektronegativität:
Die Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, die
Elektronen

in einem Molekül an sich zu ziehen.
Die Polarität der H-Cl Bindung kann durch die unterschiedliche
Elektronegativität des H und des Cl-Atoms erklärt werden.
Die Zahlenwerte für die Elektronegativität wurden willkürlich durch
Zuweisung des Wertes 4.0 für Fluor als elektronegativstes Atom
skaliert. Die Elektronegativität nimmt innerhalb einer Hauptgruppe
von oben nach unten ab, Innerhalb einer Periode von links nach
rechts zu, sodass das am wenigsten elektronegative Element links
unten im Periodensystem steht, das elektronegativste rechts oben.
Vgl. Mortimer 10. Auflage, S113

Слайд 100

Слайд 101

Elekronegativität: Metall-Atome geben leicht Elektronen ab und haben kleine Elektronegativitäten. Je kleiner

die Elektronegativität umso größer die Reaktivität gegenüber Nichtmetallen. Nichtmetall-Atome nehmen eher Elektronen auf und sind umso reaktiver gegenüber Metallen, je höher ihre Elektronegativität ist. Je größer die Differenz der Elektronegativitäten zweier Atome ist, desto polarer ist die Bindung zwischen ihnen.

Слайд 102

Formalladungen: In der Formel wird die Formalladung am betreffenden Atom gekennzeichnet. Die Ionenladung

des Teilchens ist zusätzlich anzugeben: Bsp. 8.3, Mortimer S115, 10. Aufl.
Zeichnen Sie die Lewis-Formel und die Formalladungen für CO
Zeichnen Sie die Lewis-Formel und die Formalladungen für HNO3

Слайд 103

Mesomerie: Können von einem Molekül zwei oder mehrere gleichwertige Formeln Angegeben werden spricht

man von Mesomerie:
Die einzelnen Formeln werden mesomere Grenzstrukturen genannt. Mesomerie wird durch einen Mesomeriepfeil gekennzeichnet:

Слайд 104

Mesomerie: Richtlinien zur Bewertung der Grenzformeln:
Die räumliche Anordnung der Atomkerne muss

für alle Grenzformeln
dieselbe sein !
Gleich Ladungen stoßen sich ab, deshalb sollen gleiche
Ladungen
nicht an benachbarten Atomkernen sein !
Die Grenzformeln die den größten Beitrag leisten, sind jene, die eine
möglichst kleine Anzahl von Ladungen haben.
Die Ladungen in den Grenzformeln sollen bei den passenden
Atomen sein: dh. negative Ladungen an den elektronegativeren
Atomen !

Слайд 105

Molekülstruktur, Molekülorbitale:
Ausnahmen zur Oktettregel:
Es gibt Ionen, die keine Edelgaskonfiguration besitzen, Moleküle,
seren

Atome die Oktettregel nicht erfüllen.
Manche Moleküle (zb. NO, NO2) haben eine ungerade
Elektronenanzahl.
Manche Moleküle haben zwar eine gerade Elektronenanzahl, haben
aber zb. nur sechs Valenzelektronen.
Elemente der 2. Periode gehen nie mehr als 4 kovalente Bindungen ein !
Elemente der 3. und der höheren Perioden gehen mehr als vier
kovalente Bindungen ein: hypervalente Atome, Oktettaufweitung.

Слайд 106

VSEPR Theorie:
Valence shell electron-pair repulsion theory
Valenzelektronenpaar-Abstoßungs-Theorie
Elektronenpaare stoßen einander ab, die Elektronen

der
Valenzschale ordnen sich so an, dass sie so weit wie möglich
voneinander entfernt sind.
Alle Elektronen der Valenzschale werden berücksichtigt
Die nichtbindenden Elektronenpaare tragen zur Molekülgestalt
bei, die Molekülgestalt selbst wird durch die Position der Atomkerne beschrieben.

Слайд 107

Beispiele:
Zwei Elektronenpaare:
HgCl2 Cl-Hg-Cl ist linear, so stoßen sich die Elektronenpaare am
weitesten

ab.
Drei Elektronenpaare:
BF3 das Molekül ist trigonal planar, die Elektronenpaare zeigen in
die Ecken eines Dreiecks.
SnCl2 hier sind ein nichtbindendes und zwei bindende
Elektronenpaare vorhanden, das Molekül ist nicht linear, sondern
gewinkelt !
VGl. Mortimer 10. Aufl. S 123

Слайд 108

Beispiele:
Ebenso gilt das auch für das Wasser-Molekül oder das Ammoniak-Molekül:

Слайд 109

Beispiele:
Das Methan-Molekül sieht aufgrund der Abstoßung der Bindungen so aus:
Die Wasserstoffatome

weisen in die Ecken eines Tetraeders:

Слайд 110

Vier Elektronenpaare:
Geben einen Tetraeder.
Fünf Elektronenpaare:
Bilden eine trigonale Bipyramide
Sechs Elektronenpaare
Bilden einen Oktaeder
VGl.

Mortimer 10. Aufl. S 124 uf.

Слайд 111

Hybridorbitale:
Beispiel Kohlenstoff:
In der äußeren Schale finden wir Elektronen in 2s und

2p Orbitalen.
Die Orbitale sehen kugelförmig und hantelförmig aus, durch
Energiezufuhr kann man ein Elektron von einem s-Orbital in ein p-
Orbital bringen. Resultat ein Elektron in einem kugelförmigen, 3
Elektronen in je einem hantelförmigen Orbital.
Wenn man die Orbitale hybridisieren lässt ergibt das 4 keulenförmige
sp3 Orbitale, die in die Ecken eines Tetraeders weisen.
Hybridisieren nur ein s und 2 p Orbitale erhält man sp2 Orbitale, die
trigonal planar angeordnet sind, oben und unterhalb der Ebene ist
dann das verbleibende p-Orbital,
Kombiniert man nur ein s und ein p-Orbital so ergibt das 2 sp-
Orbitale, die linear angeordnet sind, jeweils senkrecht das stehen die
beiden verbleibenden p-Orbitale.

Слайд 112

Hybridorbitale:
Beispiel Kohlenstoff:
die verbleibenden p-Orbitale sind hier nicht eingezeichnet !

Слайд 113

Molekülorbitale:
Entstehung einer kovalenten Bindung:
Ein Orbital des einen Atoms mit einem ungepaarten

Elektron besetzt,
überlappt sich zunehmend mit einem Orbital des anderen Atoms,
das auch mit einem ungepaarten Elektron besetzt ist, die beiden
Atomorbitale verschmelzen zu einem gemeinsamen Orbital beider
Atome, das von den beiden eingebrachten Elektronen besetzt wird,
dem Molekülorbital.
Da aber aus zwei Orbitalen wieder zwei entstehen müssen gibt es ein bindendes, das über ein niedrigeres Energieniveau verfügt und ein antibindendes Molekülorbital mit höherem Energieniveau.
sS 131. bindendes, antibindendes Orbital, Energiediagramm

Слайд 114

Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen:
Beispiel Ethan: H3C-CH3
sp3-Hybridorbitale ragen jeweils im Tetraederwinkel in

die
Ecken eines Tetraeders.

Слайд 115

Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen:
Beispiel Cyclohexan: C6 H6
sp3-Hybridorbitale ragen jeweils im Tetraederwinkel

in die
Ecken eines Tetraeders. Das gilt für jedes Kohlenstoffatom im Ring !

Слайд 116

Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen:
Beispiel Ethen: H2C=CH2
sp2-Hybridorbitale ragen jeweils in die Ecken

einer Ebene.

Слайд 117

Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen:
Beispiel Cyclohexadien C6H8
sp2-Hybridorbitale ragen jeweils in die Ecken

einer Ebene. Die sp3 Hybride versuchen ihre Tetraederposition einzunehmen.

Слайд 118

Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen:
Molekülorbitale in mehratomigen Molekülen:
Beispiel Ethin: HC≡CH
sp-Hybridorbitale liegen auf

einer Linie.

Слайд 119

Delokalisierte Bindungen:
Sobald mesomere Grenzformeln formulierbar sind muss man eine
Mehrzentrenbindung oder

auch delokalisierte Bindung annehmen:
Vgl. Beisp. 9.19 S136: Nitrit-Ion, 9.20 S137 Butadien,
Benzol: ist planar:

Слайд 120

Stark polare kovalente Bindungen:
Beispiel Phosphorsäure:
Nach Oktettregel: vier Einfachbindungen, Ladungen
Formulierung mit Doppelbindung:

man nahm früher an, daß
zusätzliche π-Bindung mit Beteiligung der 3d-Orbitale entsteht,
Heute weiß man, dass es sich aber eher um eine zusätzliche lokale
Ionenbindung handelt…
Ähnliches gilt für Schwefelsäure, Perchlorsäure vgl S140

Слайд 121

Hypervalente Atome:
In der Valenzstrichformel für Moleküle wie PF5 oder SF6 müsste
man

mehr als vier kovalente Bindungsstriche an das P od S-
Atom zeichnen.
Atome mit dieser Oktett-Aufweitung werden als hypervalent
bezeichnet.
Man nahm eine Beteiligung der d-Orbitale an, neuerdings wird
eine Beschreibung einer elektronenreichen Mehrzentrenbindung
bevorzugt.
Hypervalente Wasserstoff-Atome kommen auch in Wasserstoff-
Brücken vor, bei denen ein Wasserstoffatom an zwei oder mehr
andere Atome gebunden ist.

Слайд 122

Hypervalente Atome:
In der Valenzstrichformel für Moleküle wie PF5 oder SF6 müsste
man

Слайд 123

Die metallische Bindung:
Metall-Atome haben relativ niedrige Ionisierungsenergien und
Elektronegativitäten und geben ihre

Außenelektronen leicht ab,
um eine Edelgasschale zu erhalten.
Diese abgegebenen Elektronen bilden ein Elektronengas, das sich
durch den gesamten Metallkristall frei bewegen kann.
Das negativ geladene Elektronengas hält die positiven Ionen
zusammen.
Dieses Elektronengas ist weiterhin für den metallischen Glanz der
Metalle verantwortlich, sowie für deren elektrische Leitfähigkeit.

Слайд 124

Mithilfe der relativen Atommasse lassen sich Substanzmengen quantifizieren:
Die Lehre der Mengenverhältnisse

der Elemente in chemischen Verbindungen und der quantitativen Beziehung zwischen Verbindungen oder Elementen, die an chemischen Reaktionen beteiligt sind wird als Stöchiometrie bezeichnet.
Das heißt: was und wieviel ist wo drin und in welchem Verhältnis steht es zu den anderen Bestandteilen und wieviel von etwas reagiert mit etwas anderem.

Слайд 125

Empirische Formeln:
Werden durch Elementaranalyse einer chemischen Verbindung erhalten, geben nur das

Verhältnis der Atome zueinander an, sagen aber nichts über das gesamte Molekül aus !
Beispiel aus einer Elementaranalyse erhält man die Verhältnisse der Elemente C, H, und O wie folgt:
C : H : O = 1: 2 :1
Das tatsächliche Molekül könnte HCHO Formaldehyd oder C6H12O6 eine Hexose (Zucker) sein !
Dh. um herauszufinden wie das Molekül wirklich aussieht ist die Ermittlung des Molekulargewichts notwendig.

Слайд 126

Das Mol-Stoffmenge
Stoffmenge:
Die Einheit der Stoffmenge ist das Mol.
Das Mol ist eine

Stückzahl, so wie zb. ein Dutzend (=12) oder ein Paar (=2) oder ein Streichquartett (= 4 Musiker mit Streichinstrumenten)
und ist einheitslos !
Ein Mol ist die Stoffmenge eines Systems, das aus ebensovielen Einzelteilchen besteht, wie Atome in 12 g des Kohlenstoffnuclids 126C enthalten sind.
das sind 6.022⋅1023 (Avogardro-Zahl)
Das heißt: 1 mol enthält 6.022⋅1023 Teilchen (von was auch immer: Atome, Moleküle ect.; muss jeweils angegeben werden !)

Слайд 127

Das molare Masse oder Molmasse:
Die molare Masse:
m = die Masse des

betreffenden Stoffes (zb. in g)
n = die Stoffmenge des betreffenden Stoffes (Anzahl Mol)
M = die molare Masse (Einheit kg/mol gebräuchlicher: g/mol)
Die molare Masse gibt an in welcher gramm-Menge 6.022⋅1023 Teilchen des Stoffes enthalten sind, dh. sie gibt die Masse eines Mols des betreffenden Stoffes an.
Zb. ist die molare Masse des Kohlenstoffnuclids 12C : M= 12g/mol
Die Zahlenwerte der molaren Masse M von Atomen in g/mol sind gleich den relativen Atommassen..

Слайд 128

Relative Atommasse (Ar) und relative Molekülmassen (Mr) sind reine einheitslose Verhältniszahlen:
Zb.:

Die relative Atommasse von Natrium beträgt 22.98977,
Das bedeutet: die mittlere Atommasse von Natrium beträgt das 22.98977-fache wie ein zwölftel der Masse des Kohhlenstoffnuclids 12C.
Zb.: Die relative Molekülmasse von Wasser beträgt 18.015,
Das bedeutet: die mittlere Molekülmasse von Wasser beträgt das 18.015-fache wie ein zwölftel der Masse des Kohhlenstoffnuclids 12C.

Слайд 129

Relative Atommassen (Ar) häufiger verwendeter Elemente (auf zwei Dezimalstellen gekürzt)
Ag Silber 107.87
Al Aluminium 26.98
As Arsen 74.92

Au Gold 196.97
B Bor 10.81
Ba Barium 137.33
Bi Bismut 208.98
Br Brom 79.90
C Kohlenstoff 12.01
Ca Calcium 40.08
Cd Cadmium 112.41
Cl Chlor 35.45
Co Cobalt 58.93
Cr Chrom 52.00
Cu Kupfer 63.55
F Fluor 19.00
Fe Eisen 55.85
H Wasserstoff 1.01
Hg Quecksilber 200.59
I Jod 126.90
K Kalium 39.10
Mg Magnesium 24.31
Mn Mangan 54.94
N Stickstoff 14.01
Na Natrium 22.99
Ni Nickel 58.69
O Sauerstoff 16.00
P Phosphor 30.97
Pb Blei 207.20
Pt Platin 195.08
S Schwefel 32.07
Sb Antimon 121.75
Se Selen 78.96
Si Silicium 28.09
Sn Zinn 118.71
Sr Strontium 87.62
Te Tellur 127.60
Ti Titan 47.88
U Uran 238.03
Zn Zink 65.39

Слайд 130

Wie erhält man die Masse eines Mols eines bestimmten Elements ?
Ein

Mol eines Elements hat die dem Zahlenwert der relativen Atommassen (Ar) entsprechende Masse M in Gramm pro Mol.
Zb. Natrium Ar = 22.98977 das heißt: 1 Mol Na wiegen 22.89877g
Die molare Masse von Natrium beträgt 22.98977 g/mol
Wie erhält man die Masse eine bestimmten Moleküls ?
Hier müssen die relativen Atommassen addiert werden, wobei die tief gestellten Zahlen zu berücksichtigen sind:
Zb: Wasser H2O enthält 2Atome Wasserstoff (2xAr = 1.008) und ein Atom Sauerstoff (Ar = 15.999) Zusammen beträgt die relative Molekülmasse Mr = 18.015, das heißt ein Mol Wasser haben die Masse von 18.015 g oder die molare Masse von Wasser beträgt 18.015 g/mol

Слайд 131

Prozentuale Zusammensetzung einer chemischen Verbindung:
Berechnen der Massenprozente der in einer Verbindung

enthaltenen Elemente:
Aus der Summenformel einer chemischen Verbindung und den bekannten molaren Massen können die Massenprozente der enthaltenen Elemente berechnet werden.
Massenprozente: g in 100g !
Beispiel: Berechnen sie die Massenprozente der einzelnen Elemente von Kochsalz NaCl
M(NaCl) = 58.44g/mol
M(Na) = 22.99g/mol
M(Cl) = 35.45g/mol

Слайд 132

Beispiel: Berechnen sie die Massenprozente der einzelnen Elemente von Kochsalz NaCl
M(NaCl)

= 58.44g/mol
M(Na) = 22.99g/mol
M(Cl) = 35.45g/mol

Слайд 133

Beispiel: berechnen sie die Massenprozente der einzelnen Elemente von Bariumcarbonat PbCrO4
M(PbCrO4)

= 323.2g/mol M(Pb), M(Cr), M(O) aus Tabelle entnommen.

Слайд 134

Ermittlung chemischer Formeln:
Berechnen der Summenformel einer unbekannten Verbindung aus den Massenprozenten.
Die

Summenformel einer unbekannten Verbindung kann berechnen werden, wenn man das Molekulargewicht der Verbindung und die Massenprozente der enthaltenen Elemente kennt.
Die Anteile der enthaltenen Elemente werden aus einer Elementaranalyse erhalten, das Molekulargewicht kann zb. durch Massenspektroskopie bestimmt werden.

Слайд 135

Bei einer Elementaranalyse einer Substanz wurden folgende Werte erhalten:
C: 64.54 %;

H: 5.66 %; N: 10.26 %; das verbleibende ist Sauerstoff O: 19.43%
die molare Masse beträgt: 409.44g/mol
Der Massenprozentanteil von C = 64.54 %, bezogen auf ein Mol (M = : 409.44g/mol) machen das (409.44/100) x 64.54 = 204.25g C aus, dividiert durch die Atommasse von C: (12.01g/mol): = 204.25 g/12.01g/mol = 22.00 mol C sind in 1 mol der Verbindung enthalten, was sich in der Summenformel mit C22 niederschlägt.
das gleiche macht man jetzt mit H:
(409.44/100) x 5.66 = 23.174g H das sind 23.174/1.01 = 22.9, aufgerundet 23 mol H Atome also H23
und (409.44/100) x 10.26 = 42.009g N also 42.009/14.01 = 2.998, also N3
und (409.44/100) x 19.43 = 79.55g O also 79.55/16.00 = 4.97 also O5
Man erhält hier die Summenformel: C22H23N3O5

Слайд 136

Eine weitere Möglichkeit wäre:
C: 64.54 %; H: 5.66 %; N: 10.26

%; das verbleibende ist Sauerstoff O: 19.43%
die molare Masse beträgt: 409.44g/mol
Der Massenprozentanteil von C = 64.54 %, sind 64.54 g in 100 g oder 64.54g/12.01g/mol = 5.37 mol.
das gleiche macht man jetzt mit H:
(5.66g/1.01g/mol = 5.60 mol
und N:
10.26g/14.01g/mol = 0.73 mol
Und O:
19.43g/16.00g/mol = 1.21 mol
Jetzt muss man durch die kleinste Zahl dividieren:
Das ergibt dann 7.36 für C; 7.67 für H, 1 für N und 1.66 für O
Und jetzt muss man zu ganzen Zahlen kommen: eine Multiplikation
mit 3 ergibt dann 22.08 für C; 23.01 für H, 3 für N und 4.98 für O
Man erhält auch hier die Summenformel: C22H23N3O5

Слайд 137

Chemische Reaktionsgleichungen:
Stellen den Ablauf einer chemischen Reaktion dar
Linke Seite: Ausgangsprodukte, Reaktanden

Edukte
Rechte Seite: Endprodukte Produkte
Beispiel:
2H2 + O2 → 2H2O
Die Zahl vor den einzelnen Formeln zeigen die Zahl der beteiligten
Moleküle an, sie werden Koeffizienten genannt.

Слайд 138

In jedem Fall muss das Gesetz der Erhaltung der Masse erfüllt

sein !
Das heißt: Die Molzahlen aller beteiligten Elemente links und rechts
des Reaktionspfeils müssen übereinstimmen, es darf nichts
„verlorengehen“ oder „ aus dem Nichts“ entstehen !!!!
Beispiel:
2H2 + O2 → 2H2O
Links: 4 Atome H, 2 Atome O
Rechts 4 Atome H, 2 Atome O
Die Reaktionsgleichung ist „ausgeglichen“

Слайд 139

In jedem Fall muss das Gesetz der Erhaltung der Masse erfüllt

sein !
Weiteres Beispiel:
2NaCl + CaCO3 + H2SO4 + 2C → Na2CO3 + CaS + 2CO2 + 2HCl
Links: 2 Atome Na, 2 Atome Cl, 1 Atom Ca, 3 Atome C, 7 Atome O,
2 Atome H, 1 Atom S
Rechts: 2 Atome Na, , 2 Atome Cl, 1Atom Ca, 3Atome C, 7 Atome O, 2Atome H, 1 Atom S
Die Reaktionsgleichung ist „ausgeglichen“

Слайд 140

Ausgleichen von Reaktionsgleichungen:
Beispiel: Reaktion von Wasserdampf und heißem Eisen ergeben
Eisenoxid und

Wasserstoff:
Fe + H2O → Fe3O4 + H2
Ausgleich durch geeignete Koeffizienten:
3Fe + 4H2O → Fe3O4 + H2
Die Zahl der H-Atome stimmt noch nicht, Ausgleich:
3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2

Слайд 141

Ausgleichen von Reaktionsgleichungen: algebraische Methode:
FeCl2 + SO2 + HCl → FeCl3

+ H2O + S
dabei wird jeder Komponente ein Koeffizient zugeteilt:
r FeCl2 + s SO2 + t HCl → u FeCl3 + v H2O + w S
Anschließend stellt man für jedes Element eine Gleichung auf:
Fe: r = u; Cl: 2r + t = 3u; S: s = w; O: 2s = v; H: t = 2v
nun wird der Koeffizient der am öftesten vorkommt = 1 gesetzt hier zb. t.
Daraus ergibt sich: r = 1; s = ¼; t = 1; u = 1; v = ½; w = ¼
um ganze Zahlen zu erhalten multipliziert mit der Zahl die durch Multiplikation mit dem kleinsten Wert (hier ¼ ) eins ergibt (hier 4). Man erhält:
r = 4; s = 1; t = 4; u = 4; v = 2; w = 1
Die Reaktionsgleichung lautet daher :
4 FeCl2 + SO2 + 4 HCl → 4 FeCl3 + 2 H2O + S

Слайд 142

Umrechnung auf umgesetzte Massen:
Beispiel:
2H2 + O2 → 2H2O
Dabei reagieren 2mol H2

mit 1 mol O2 zu 2 mol H2O.
Man beachte:
Links vom Reaktionspfeil sind 3 mol während rechts nur 2 mol stehen !!!
Trotzdem stehen links und rechts 4H und 2O !!!
Ausgedrückt als Massen:
2×M(H2) + 1×M(O2) → 2×M(H2O)
2mol×2.02g/mol + 1mol×32.00g/mol → 2mol×18.02g/mol
4.04g + 32.00g → 36.04g
36.04g → 36.04g
das heißt das Gesetz der Erhaltung der Masse bleibt natürlich
bestehen !!!

Слайд 143

Berechnen sie wie viel Wasser aus der Verbrennung von 8g H2
entstehen

und wie viel g Sauerstoff dabei verbraucht werden.
2H2 + O2 → 2H2O
Man dividiert 8 g durch das Molekulargewicht von H2 (2.02g/mol)
und erhält 3.96 mol, die man nun für die Reaktion zur Verfügung
hat.
wenn
2mol H2 + 1 mol O2 → 2mol H2O
oder für eine beliebige Molmenge x
2xmol H2 + 1xmol O2 → 2xmol H2O durch 2 dividiert:
xmol H2 + x/2mol O2 → xmol H2O
jetzt wird x = 3.96mol eingesetzt:
dann ergeben
3.96mol H2 + 3.96/2mol O2 → 3.96mol H2O
dh es werden 1.98 mol Sauerstoff gebraucht und es entstehen
3.96 mol H2O

Слайд 144

aus der Beziehung
M = m/n
erhält man durch umformen: M×n =

m
für den Sauerstoff ergibt sich m(O2) = M(O2) × 1.98mol = 32.00g/mol
×1.98mol = 63.36g
und für das Wasser ergeben sich: m(H2O) = M(H2O) × 3.96mol = 18.02g/mol
× 3.96mol = 71.36g
aus 8g H2 und 63.36g O2 entstehen 71.36g H2O
8g H2 + 63.36g O2 → 71.36g H2O
71.36g →71.36 g !!!!

Слайд 145

Begrenzende Reaktanden:
Wenn zwei gegeben Stoffmengen miteinander reagieren sollen, ist immer
unter der

Berücksichtigung der Reaktionsgleichung darauf zu achten, welcher
der beiden Reaktanden der begrenzende Faktor der Reaktion ist.
Beispiel:
2mol H2 sollen mit 2mol O2 reagieren.
Die Reaktionsgleichung lautet:
2H2 + O2 → 2H2O
Dh. es reagieren 2mol Wasserstoff mit einem mol Sauerstoff.
Hier ist der Wasserstoff der begrenzende Reaktand, da obwohl 2mol O2
vorliegen nur eines davon mit den 2 mol Wasserstoff zu 2 mol Wasser
reagieren kann.
Praktisch geht man so vor, daß man die die zur Verfügung stehende
Stoffmenge jedes Reaktanden durch den zugehörigen Koeffizienten dividiert,
der kleinste Wert zeigt dann den begrenzenden Reaktanden an.
Hier: 2/2 =1 für H2, 2/1 = für O2 dh H2 ist der begrenzende Reaktand.

Слайд 146

Ausbeute bei chemischen Reaktionen:
Speziell in der organischen Chemie verlaufen die Reaktionen

selten
vollständig. Man gibt daher als Ausbeute einer Reaktion die % der
theoretischen Ausbeute (angenommen wird vollständige Umsetzung) als tatsächliche Ausbeute an.

Слайд 147

Aus 1 mol Ammoniumisothiocyanat (NH4SCN) soll Pyrrolidiniumisothiocyanat hergestellt werden.
Wieviel g Pyrrolidin

wird gebraucht, wenn das 1.5 fache an Pyrrolidin eingesetzt werden muß und wie hoch ist die Ausbeute an Pyrrolidiniumisothiocyanat wenn 98 g erhalten wurden ?
M(arhod) = 76.14g/mol M(pyrhod) = 130.24 g/mol M(pyrr) = 71.14 g/mol
106.71 g Pyrrolidin; Ausbeute: 75.2%

Слайд 148

4-Isothiocyanato-4-phenyl-butan-2-one: 2g benzylidene acetone (MR = 146.19) were treated with 33

ml of a HSCN solution in CHCl3 containing 48,6 mg HSCN (MR = 59.086) per ml prepared following a reported procedure. After a reaction time of 24 hours at room temperature, the reaction mixture contained 50% product (detemined by 1H NMR integration). The solvent was evaporated in vacuo at room temperature and the remaining solid purified by means of CC using CH2Cl2 : MeOH = 1:1 as mobile phase. Yield: 552 mg M(prod.) = 205.276g/mol
Berechnen sie die % Ausbeute die erhalten wurden
Vorgangsweise: Zuerst checken welche Komponente der begrenzende Faktor ist.
Benzalacetone: 2g = 13.7 mmol
HSCN: 33⋅48.6mg = 1.603g = 27.14 mmol
das heißt der Benzalaceton is der begrenzende Faktor:
es werden maximal 13.7 mmol des Produkts erhalten
das sind: m = n⋅M = 13.7⋅205.276 = 2812 mg..........................100%
552 mg..........................x
x = 100⋅552/2812 = 19.6%
Ausbeute: 19.6%

Слайд 149

Konzentration von Lösungen:
Stoffmengenkonzentration (Molarität)
Die Stoffmengenkonzentration c ist die gelöste Stoffmenge

n im
Volumen der Lösung [Einheit: Liter]
c = n/V [mol/l]
Beispiel:
Welche Stoffmengenkonzentrazion hat eine Lösung von 12g KCl in 1l
Wasser ?
M(KCl) = 74.55 g/mol
n = m/M = 12/74.55 = 0.161 mol
c = n/V = 0.161/1 = 0.161 mol/l (oder 0.161 molar oder 0.161 M)
Wichtig: Die Stoffmengenkonzentration bezieht sich immer auf einen Liter !

Слайд 150

Beispiel:
Welche Stoffmengenkonzentration hat eine Lösung von 12g KCl in 1l
Wasser ?
M(KCl)

= 74.55 g/mol
n = m/M = 12/74.55 = 0.161 mol
c = n/V = 0.161/1 = 0.161 mol/l (oder 0.161 molar oder 0.161 M)
Wichtig: Die Stoffmengenkonzentration bezieht sich immer auf einen Liter !

Слайд 151

Wieviel g Natriumchlorid enthalten 500ml einer 1 molaren Lösung ?
1

mol..........................1000ml
x mol..........................500ml
x = 1⋅500/1000 = 0.5 mol sind enhalten, das sind nach m = n⋅M = 0.5⋅58.44 = 29.22 g NaCl sind enthalten.

Слайд 152

Früher gab es den Begriff Normalität:
Die Normalität gibt an wieviel Val

(=Äquivalente) in einem Liter Lösung enthalten sind.
1Val = 1mol/stöchiometrische Wertigkeit
die stöchiometrische Wertigkeit wird durch die betreffende chemische Reaktion bestimmt.

Слайд 153

Beispielsweise bei Säure-Basen Reaktionen:
Hier wird die Stöchiometrische Wertigkeit durch die Anzahl

der Protonen bestimmt, die abgegeben oder aufgenommen werden.
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
da 2 NaOH mit einer Schwefelsäure reagieren ist die stöchiometrische
Wertigkeit für NaOH hier = 1, für Schwefelsäure = 2
dh: 1Val NaOH = 1mol NaOH
eine 1N NaOH enthält daher 1 mol NaOH pro Liter
1Val H2SO4 = 1mol H2SO4/2
eine 1N H2SO4 jedoch 0.5 mol H2SO4 pro Liter

Слайд 154

Beispielsweise bei Redox-Raktionen Reaktionen:
Hier wird die Stöchiometrische Wertigkeit durch die Anzahl

der Elektronen bestimmt, die abgegeben oder aufgenommen werden:
2Cl- → Cl2 + 2e-
MnO4- + 8H+ + 5e- → 2Mn2+ + 4H2O
da ein Chlorid nur ein Elektron abgibt, ist die stöchiometrische
Wertigkeit für Chlorid = 1,
1Val Cl- = 1mol Cl-
Das Permangernation nimmt gibt 5 Elektronen auf, seine Wertigkeit ist daher 5,
1Val MnO4- = 1mol MnO4- /5

Слайд 155

Temperatur und Wärme:
Wärme ist eine Form von Energie, die in jedem

Körper in unterschiedlicher Menge enthalten sein kann.
Wärme fließt von einem Körper zum anderen, wenn die Temperatur der Körper verschieden ist.
Die Temperatur ist ein Maß dafür in welcher Richtung der Wärmefluss erfolgt.
Die spezifische Wärme einer Substanz ist die Wärmemenge, die benötigt
wird um 1g der betreffenden Substanz um 1°C zu erwärmen !
1 Kalorie war definiert als die spezifische Wärme von Wasser.
Heute Einheit Joule !
Umrechnung von Joule in cal: verschiedene Möglichkeiten ca 1cal = 4.18…J

Слайд 156

Kalorimetrie:
Die Wärmekapazität C eines Körpers mit der Masse m ist die

Wärmemenge,
die benötigt wird, um die Temperatur des Körpers um 1°C zu erhöhen.
Sie ist das Produkt aus der spezifischen Wärme cs mal der Masse.
Um einen Körper zu erwärmen ist die Wärmemenge Q erforderlich.
Q = C (T2-T1) = cs . m . ΔT
T2 = Endtemperatur
T1 = Ausgangstemperatur
ΔT = T2 – T1

Слайд 157

Beispiel
Wasser hat bei 20°C eine spezifische Wärme von 4.18J g-1K-1
Die Wärmekapazität

von 125 g Wasser beträgt:
C = m.cs = 125g. 4.18Jg-1K-1
Um 125g Wasser von 20°C (293.15K) auf 25°C (298.15K) zu erwärmen,
benötigt man die Wärmemenge
Q = m.cs. ΔT = 125g.4.18Jg-1K-1.5K = 2610 J = 2.61 kJ

Слайд 158

Reaktionsenergie, Reaktionsenthalpie:
Jeder Stoff hat in sich Energie in irgendeiner Form gespeichert,

man spricht von innerer Energie U.
Die Summe der inneren Energien der Ausgangsprodukte: U1
Die Summe der inneren Energien der Ausgangsprodukte: U2
Die Reaktionsenergie ist deren Differenz:
ΔU = U2 – U1
Die Reaktionsenthalpie ΔH ergibt sich aus der Differenz der inneren Energien und der Volumsarbeit, die bei einer Reaktion geleistet wird. (vgl Explosion)
ΔH = ΔU + p.ΔV
Bei exothermen Reaktionen: ΔH ist negativ,
Bei endothermen Reaktionen: ΔH ist positiv
Es wird immer vom System aus betrachtet !

Слайд 159

Der Satz von Heß:
Das Gesetz der konstanten Wärmesummen:
Die von einem chemischen

System aufgenommene oder abgegeben Wärme ist unabhängig vom Weg der Reaktion. Die Reaktionswärme ist somit eine Zustandsvariable.
Beispielsweise kann Kohlenstoff zu CO2 verbrannt werden. Dies kann aber
auch in 2 Schritten geschehen: Zunächst zu CO und dann erst zu CO2.
Die Reaktionsenthalpie des ersten Prozesses ist gleich der Summe der Reaktionsenthalpien des zweiten Prozesses !
ΔH(3) = ΔH(2) + ΔH(1)

Слайд 160

Bildungsenthalpien:
Unter der Bildungsenthalpie versteht man die Enthalpie (ΔHB) die
notwendig ist,

um 1 mol einer Substanz aus deren Elementen herzustellen
(unter Standardbedingungen)
Die Bildungsenthalpie kann aus den Verbrennungsenthalpien der Elemente
und der Verbindung berechnet werden:
ΔHB = ∑ ΔHel. – ΔHverb.

Слайд 161

Bindungsenergien: Die Atome von Molekülen werden durch chemische Bindungen zusammengehalten, das Aufbrechen

der Bindungen erfordert Energie, Die sogenannte Dissoziationsenergie. Wenn in mehratomigen Moleküle die Bindungen aufgebrochen werden, so sind die dafür erforderlichen Energien nicht gleich, man errechnet eine mittlere Bindungsenergie. Die Bindungsenergien hängen natürlich von der Art der Bindung ab, so ist mehr Energie zum Aufbrechen einer Dreifachbindung erforderlich als zum Aufbrechen einer Doppel- oder Einfachbindung.

Слайд 162

Gase, der gasförmige Aggregatzustand:
Ein Gas ist stets form- und volumenunbeständig, da

die Teilchen keine bestimmte Lage zueinander haben und damit jeden ihnen zur Verfügung stehenden Raum ausfüllen.
Dabei treten aber zwischen den Molekülen Anziehungskräfte auf, die sehr klein sind.
Ein ideales Gas ist so definiert, dass diese Anziehungskräfte so klein sind, dass sie zu vernachlässigen sind.
Ein ideales Gas lässt sich nicht verflüssigen.
Der Zustand eines Gases wird durch die Zustandsvariablen Druck (p), Temperatur (T), Masse (m) und Volumen (V) beschrieben.
p = f(m,T,V)
Der Druck ist abhängig also eine Funktion von Masse, Temperatur und Volumen eines Gases.

Слайд 163

Der Druck:
Der Druck ist keine Basisgröße sondern eine abgeleitet Größe:
p =

F/A = Kraft durch Fläche.
deshalb auch die Einheit: 1N/m2 = 1Pa
Der Atmosphärendruck wurde mit Hilfe eines Quecksilberbarometers gemessen (vgl. Skizze Mortimer S150), es ergibt sich ein mittlerer Druck von 760mm Quecksilbersäule bei 0°C auf Höhe des Meeresspiegels (Normdruck).
Der Normdruck:
beträgt 760 mm Hg-Säule (=760 Torr)
= 1 atm (physikalische Atmosphäre) = 101,325 kPa, = 1,01325 bar

Слайд 164

Der Druck:
An dieser Stelle ist es wichtig zu berücksichtigen, dass
es

mehrere verschieden Druckeinheiten gibt :
Darüber hinaus sind in der Literatur auch noch anglo-amerikanische
Druckeinheiten wie zb. psi (pounds per square inch) zu finden..
1 psi = 0.0703 kp/cm2 = 0.6896 N/cm2

Слайд 165

Das Gesetz von Avogardro:
Gleiche Volumina beliebiger Gase enthalten bei gleicher Temperatur
und

gleichem Druck die gleiche Anzahl von Molekülen.
Zb: 2CO + O2 → 2 CO2
Alle beteiligten Substanzen sind Gase, es entstehen aus 2
Volumsteilen CO und einem Volumsteil O2 nicht drei, sondern nur 2
Volumsteile CO2, so wie aus 2mol CO und 1 mol O2 2mol CO2
entstehen..

Слайд 166

Umgekehrt gilt dann:
Eine gleich große Anzahl an Molekülen zweier Gase beansprucht

bei
gleichen Druck und Temperaturbedingungen das gleiche Volumen.
Ein Mol eines Gases besteht aus 6.022x1023 Molekülen.
Unter Normbedingungen, das heißt bei 0°C und einem Druck von
1atm (=1.013 mbar = 101.325 kPa) nimmt ein Gas das Volumen von
22.414 Liter ein.
Normbedingungen: 0°C = 273.15 K; 1 atm = 760 Torr = 101.325 kPa

Слайд 167

Für die Umsetzung von Gasen und deren Berechnung sind die
Zustandsgrößen

Druck Volumen und Temperatur entscheidend,
wichtig ist dann noch in welcher Stoffmenge das Gas vorliegt.
Um solche Zustände zu beschreiben, hat man meist die Bedingungen
vereinfacht, indem man eine Zustandsgröße und die Stoffmenge
konstant hält.
Bei konstanter Temperatur (T = const.) gilt die Beziehung:
p.V = const. oder p1V1 = p2.V2
Das Gesetz von Boyle-Mariotte für ISOTHERME Zustände
(vgl. Kurve S153 im Mortimer ist eine Isotherme)

Слайд 168

Das Gesetz von Boyle-Mariotte für ISOTHERME Zustände:
Bei konstanter Temperatur ist der

Druck umgekehrt proportional
dem Volumen:
p
t1 t2
V

Слайд 169

Bei konstantem Druck (p = const.) gilt die Beziehung:
V.T = const.

oder V1.T2 = V2.T1
Das Gesetz von Gay-Lussac für ISOBARE Zustände
Bei konstantem Volumen (V = const.) gilt die Beziehung:
p.T = const. oder p1.T2 = p2.T1
Das Gesetz von Amontons für ISOCHORE Zustände:
Der Druck eines idealen Gases ist proportional der absoluten
Temperatur
V

Слайд 170

Das Gesetz von Gay-Lussac für ISOBARE Zustände:
Das Volumen eines Gases ist

proportional der Temperatur
V
T

Слайд 171

Das Gesetz von Amontons für ISOCHORE Zustände:
Der Druck eines idealen Gases

ist proportional der absoluten
Temperatur
p
T

Слайд 172

Die Temperaturen in diesen Formeln werden in Kelvin (K)
angegeben.
Es gilt: eine

Temperatur von 0°C entspricht 273.15°K
Auf der Kelvinskala gibt es keine Negativwerte. Sie ist eine absolute
Messskala mit einem Nullpunkt, der die völlige Abwesenheit der zu
messenden Eigenschaft beinhaltet (Vgl. Längenmaß)
Kelvin beziehen sich auf den absoluten Nullpunkt, an dem
Temperatur = Wärme = Bewegung von Teilchen nicht mehr existiert.
Dh der absolute Nullpunkt ist bei -273.15°C

Слайд 173

Eine Kombination aller 3 Gasgesetze ergibt das sogenannte
Ideale Gasgesetz:
p.V = n.R.T
Wobei

p der Druck, V das Volumen, T die Temperatur in K, n die
Anzahl Mol und R die allgemeine Gaskonstante sind.
R = 8.3145 J/mol K
Diese Gesetz gilt unter gewöhnlichen Bedingungen für die meisten
Gase, streng genommen aber für ein hypothetisches ideales Gas,
das diese Zusammenhänge auch unter extremen Bedingungen
erfüllt.

Слайд 174

Das Dalton-Gesetz der Partialdrücke:
In Gemischen von Gasen, die nicht miteinander reagieren,

setzt sich
der Gesamtdruck p aus den Partialdrücken der einzelnen
Komponenten A, B, C usw. zusammen…
p = p(A) + p(B) + p(C)..
Der Partialdruck entspricht dem Druck den eine Komponente ausüben
würde, wenn sie als einziges Gas in gleicher Menge im gleichen
Volumen wäre.
Bsp: 1L Gas A; 20kPa + 1L Gas B, 40 kPa werden zusammen in ein Volumen von wieder einem Liter gefüllt und haben dann einen Druck von 60 kPa.

Слайд 175

Wenn das Volumen und die Temperatur gleichbleiben, lässt sich der
Partialdruck eines

Gases in einem Gasgemisch direkt mit dem
Stoffmengenanteil berechnen:
Der Stoffmengenanteil von A ergibt sich:
X(A) = n(A)/(n(A)+n(B)
p(A) = X(A) . p
Die Summe der Stoffmengenanteile = 1
1 = X(A) + X(B)

Слайд 176

Molekülgeschwindigkeiten in Gasen:
v = √3RT/M
Dabei folgen die einzelnen Gasmoleküle, die sehr

unterschiedliche
Geschwindigkeiten aufweisen einer statistischen Verteilung der
Geschwindigkeiten,
der Maxwell-Boltzmannschen Geschwindigkeitsverteilung.
Anteil der Moleküle Anteil der Moleküle
höh.Temp
nied. Temp.
Molekülgeschwindigkeit kinetische Energie

Слайд 177

Reale Gase:
Unterscheiden sich von idealen (hypothetischen) Gasen dadurch,
dass man sie verflüssigen

kann:
Es gibt also:
Intermolekulare Anziehungskräfte
Und ein:
Molekularvolumen (ideales Gas: Punktförmige Moleküle ohne
Ausdehnung)
Es ergibt sich unter der Berücksichtigung dieser Dinge die van der
Waals-Gleichung für reale Gase:
(p+n2a/V2) . (V – nb) = nRT
A und b sind Konstanten, die experimentell bestimmt werden müssen und gasspezifisch sind.

Слайд 178

Verflüssigung von Gasen:
Wegen der Intermolekularen Anziehungskräfte verhalten sich
Moleküle so ähnlich,

als hätten sie eine klebrige Oberfläche.
Bei Temperaturabsenkung nehmen die Molekülgeschwindigkeiten ab und die Moleküle bleiben aneinander haften.
Bei Druckerhöhung und/oder Temperaturerniedrigung weicht das Gas immer mehr vom idealen Verhalten ab und wird flüssig.
Je höher die Temperatur, desto höher ist der benötigte Druck, um ein Gas zu verflüssigen.
Für jedes Gas gibt es eine Temperatur, oberhalb der es sich nicht
mehr verflüssigen lässt. Egal wie hoch der angewandte Druck ist.
Diese Temperatur wird als kritische Temperatur bezeichnet.

Слайд 179

Verflüssigung von Gasen:
Der kritische Druck ist der Mindestdruck, der zur Verflüssigung

des
Gases bei seiner kritischen Temperatur angewandt werden muss.
Joule-Thompson-Effekt
Verringert man den Druck in einem komprimierten Gas kühlt es dabei ab.
Linde Verfahren: Gas wird komprimiert (erwärmt sich dabei) wird mit Kühlwasser gekühlt, dann mit kalter Luft und durch ein Drosselventil expandiert, die Luft verflüssigt sich teilweise, die kalte gasförmige Luft wird wieder zum Kühlen verwendet…

Слайд 180

Vgl. auch Bild Mortimer 10. Aufl. S165

Слайд 181

Flüssigkeiten:
Abkühlen eines Gases: die kinetische Energie der Moleküle nimmt ab, sie

bleiben aneinander haften, das Gas kondensiert zu einer Flüssigkeit.
In der Flüssigkeit sind alle Moleküle noch in Bewegung, ihre
Bewegungsfreiheit ist aber eingeschränkt.
Bei weiterer Abkühlung und Abnahme der kinetischen Energie der Moleküle erstarrt die Flüssigkeit zu einem Feststoff in dem die einzelnen Moleküle einen fixen Platz einnehmen und nur mehr um ihre fixen Positionen schwingen können.

Слайд 182

Intermolekulare Anziehungskräfte:
Bei Molekülen, die aus Atomen unterschiedlicher Elektronegativität
aufgebaut sind treten Dipol-Dipol-Kräfte

auf, da die Moleküle selbst
Dipole darstellen.
Das Ausmaß der Polarität und die Lage des negativen und positiven
Pols lassen sich mit Hilfe der Elektronegativitätsdifferenzen
abschätzen.
Für mehratomige Moleküle muss man die Struktur des Moleküls
berücksichtigen.
Beispiele: MortimersS170: Methan, NH3; Wasser
Das gesamte Dipolmoment ist die vektorielle Summe der
Einzeldipolmomente.

Слайд 183

Слайд 184

Intermolekulare Anziehungskräfte:
Unpolare Moleküle, die über kein Dipolmoment verfügen müssen
auch zusammengehalten werden:
Postuliert

von Van der Waals: van der Waals-Kräfte
Erklärungsmodell von London:
London oder Dispersionskräfte:
Man nimmt eine zeitweilige Verformung der Elektronenwolke eines Moleküls, wodurch ein momentaner Dipol entsteht. Dieser
momentane Dipol induziert in einem benachbarten Molekül ebenfalls wieder einen momentanen Dipol usw.
Die größten London-Kräfte treten zwischen großen vielatomigen
Molekülen auf, die ausgedehnte und leicht polarisierbare
Elektronenwolken besitzen.

Слайд 185

Intermolekulare Anziehungskräfte:
Im Normalfall steigt der Siedepunkt von gleichartigen Verbindungen in einer

Gruppe mit der Molekularmasse an. Dies ist beispielsweise bei den Wasserstoffverbindungen der 4. Hauptgruppe zu beobachten. Der Siedepunkt nimmt in der Reihenfolge CH4, SiH4, GeH4, SnH4 zu. In den entsprechenden
Wasserstoffverbindungen der Hauptgruppen 5 - 7 ist dies nicht der Fall. Hier zeigen die Verbindungen der zweiten Periode einen wesentlich höheren Siedepunkt, als aufgrund ihres Molekulargewichts zu erwarten wäre. Der Grund für diesen Unterschied liegt in den verschiedenen zwischenmolekularen Kräften. Bei den Elementen der 4. Gruppe treten nur Van der-Waals-Kräfte zwischen den einzelnen Molekülen auf, da sie unpolar sind und keine einsamen Elektronenpaare besitzen.

Слайд 186

Intermolekulare Anziehungskräfte:
In den höheren Gruppenverhalten sich die Elemente der dritten und

der höheren Perioden im Wesentlichen, wie es zu erwarten wäre.
Bei den Elementen der zweiten
Periode hingegen ist die Elektronegativitätsdifferenz zwischen Wasserstoff und dem jeweiligen Element so groß, dass der Wasserstoff stark positiv polarisiert ist.
Es kann dadurch zur elektrostatischen Wechselwirkung mit
freien Elektronenpaaren an benachbarten Molekülen kommen, welche eine negative Partialladung tragen.

Слайд 187

Intermolekulare Anziehungskräfte:
2.te Periode des Periodensystems:
Li Be B C N O F

Ne
die dazugehörigen Wasserstoffverbindungen:
LiH BeH2 BH3 CH4 NH3 H2O HF -
Am beeindruckendsten ist dieser Effekt beim Wasser zu beobachten. Ausgehend von seinem Molekulargewicht unter Extrapolation der Siedepunkte der Wasserstoffverbindungen in dieser Gruppe, sollte Wasser einen Siedepunkt um ca. −100°C besitzen, tatsächlich liegt sein Siedepunkt unter Normaldruck – wie wir alle wissen – bei +100°C. Der Grund dafür sind die starken Wasserstoffbrückenbindungen.

Слайд 188

Intermolekulare Anziehungskräfte:
Nun könnte berechtigterweise der Einwand kommen, dass in Fluorwasserstoff HF

die Polarisierung aufgrund der höheren Elektronegativitätsdifferenz zwischen Wasserstoff und Fluor viel stärker ist. Das ist richtig, allerdings kann im Fall des Wassers jedes Molekül mit zwei seiner Nachbarn über die zwei positiv polarisierten Wasserstoffatome wechselwirken, was zu einer weitaus besseren Wechselwirkung im Verbund führt. Die Wasserstoffbrückenbindungen bewirken, dass die einzelnen Moleküle in der Flüssigkeit festgehalten werden und beim Erhitzen wesentlich schwerer in die Gasphase übertreten.

Слайд 189

Слайд 190

Слайд 191

Слайд 192

Слайд 193

Wasserstoffbrückenbindungen können auch zwischen unterschiedlichen Molekülen auftreten. Für ihr Auftreten muss

das Molekül, das den Wasserstoff zur Verfügung stellt (der so genannte H-Donor), eine stark polare Bindung zum Wasserstoff aufweisen (das H-Atom muss eine hohe Partialladung δ+ aufweisen), d.h., die Bindungsstärke der H-Brückenbindung nimmt mit steigender Elektronegativität des Bindungspartners zu (N < O < F). Gleichzeitig muss der Protonenakzeptor ein relativ kleines Atom mit freien Elektronenpaaren sein. Starke H-Brückenbindungen bilden sich daher nur bei F-, O- und N-Verbindungen aus. Die Wasserstoffbrückenbindungen sind, wie oben bereits erwähnt, von entscheidendem Einfluss beim abnormen Verhalten des Wassers.

Слайд 194

Im Wasser treten im Mittel doppelt so viele H-Brücken wie z.B.

beim HF auf. Dabei ist jedes O-Atom tetraedrisch von 4 H-Atomen umgeben. Im gefrorenen Zustand, also im Eis, führt dies zur Bildung von sehr großen Hohlräumen und damit zu einer Verringerung der Dichte und einer Vergrößerung des Volumens. Daher besitzt Wasser seine höchste Dichte nicht, wie zu erwarten wäre, im festen Zustand, d.h. <0 °C, sondern bei ca. 4 °C. Auch die hohe Löslichkeit einiger O- und N-Verbindungen in Wasser, wie z.B. Ammoniak oder Methanol, ist auf die Ausbildung von Wasserstoffbrücken zurückzuführen.

Слайд 195

Der flüssige Zustand:
Moleküle in der Flüssigkeit werden von zwischenmolekularen Kräften zusammengehalten.

Die Moleküle nehmen aber keine fixen Plätze ein. Daher haben Flüssigkeiten ein bestimmtes Volumen, behalten aber keine bestimmte Form.
Druckänderungen haben geringen Einfluss,
Temperaturerhöhung führt in der Regel zu einer leichten Volumszunahme.

Слайд 196

Der flüssige Zustand:
Die Viskosität von Flüssigkeiten, dem Fließen einen Widerstand entgegenzusetzen

ist auf die zwischenmolekulare Anziehung zurückzuführen.
Viskositätsmessung gibt Aufschluss über Stärke der Anziehungskräfte.
Temperaturabhängig: Viskosität sinkt bei steigender Temperatur.

Слайд 197

Der flüssige Zustand:
Die Oberflächenspannung geht auch auf zwischenmolekulare Anziehungskräfte zurück, Moleküle

an der Oberfläche werden einseitig in das innere der Flüssigkeit gezogen. Deshalb hat eine Flüssigkeit die Tendenz die Oberfläche so klein als möglich zu gestalten. (Tropfenbildung)
Die Oberflächenspannung ist ein Maß für die nach innen gerichtet Kraft an der Flüssigkeitsoberfläche, sie nimmt mit steigender Temperatur ab.
Viskositätsmessung gibt Aufschluss über Stärke der Anziehungskräfte.

Слайд 198

Слайд 199

Verdampfung:
Erhöht man die Temperatur einer Flüssigkeit so weit, dass ihr Dampfdruck

gleich groß wie der Atmosphärendruck wird, beginnt die Flüssigkeit zu sieden, der Siedepunkt der Flüssigkeit ist erreicht.
Auf die Moleküle bezogen bedeutet das, dass diese so viel kinetische Energie zugeführt bekommen, dass es ihnen gelingt die Phasengrenze zwischen Flüssigkeit und gasförmigen Raum darüber zu durchdringen.
Die Temperatur einer siedenden Flüssigkeit ändert sich nicht, bis die ganze Flüssigkeit verdampft ist.
Bsp. Man kann Wasser bei normalen Atmosphärendruck nicht höher als 100°C erhitzen ! Alle Energie wird für den Durchtritt in die Gasphase verwendet ! Deshalb ändert sich die Temperatur nicht !

Слайд 200

Слайд 201

Der Siedepunkt einer Flüssigkeit hängt vom äußeren Druck ab !

Слайд 202

Deshalb können hochsiedende Flüssigkeiten bei vermindertem Druck bei tieferer Temperatur zum

Sieden gebracht werden.
Praktische Anwendung: Vakuumdestillation.

Слайд 203

Die molare Verdampfungsenthalpie
Ist jene Wärmemenge, die einem Mol einer Flüssigkeit zugeführt

werden muss, um sie bei einer bestimmten Temperatur zu verdampfen.
Der Betrag der Verdampfungsenthalpie steht in direktem
Zusammenhang mit der Stärke der intermolekularen Anziehungskräfte.
Zusätzlich wird noch Energie zum Ausdehnen (Volumsarbeit) benötigt,
da Gase ein weit größeres Volumen als Flüssigkeiten einnehmen.
Bsp: aus 1 ml Wasser entstehen bei 100°C 1700ml Dampf.
Wird ein Mol eines Gases zur Verflüssigung gebracht, so spricht man
von molarer Kondensationsenthalpie, sie ist zahlenmäßig gleich groß
wie die molare Verdampfungsenthalpie, nur mit umgekehrtem
Vorzeichen.

Слайд 204

Der Gefrierpunkt:
Beim Abkühlen einer Flüssigkeit:
Die Molekülbewegungen werden immer langsamer, ab einer

bestimmten Temperatur beginnen sich die Moleküle zu einem geordneten Kristall zusammenzufügen. Die Substanz beginnt zu gefrieren.
Der normale Gefrierpunkt: Ist die Temperatur bei der Flüssigkeit und Festkörper beim Normdruck 101,3 kPa im Gleichgewicht stehen.
Während des Gefrierens (solange noch Flüssigkeit vorhanden ist) bleibt die Temperatur konstant. Alle Energie geht in den Aufbau des Kristalls.
Umgekehrt bleibt beim Auftauen die Temperatur solange am Gefrierpunkt solange noch gefrorener Anteil vorhanden ist.
Die Wärmemenge, die einem Mol Substanz beim Gefrieren entzogen werden muss ist die molare Kristallisationsenthalpie.

Слайд 205

Слайд 206

Manchmal setzen die Moleküle einer Flüssigkeit ihre Bewegungen auch beim Abkühlen

unter den Gefrierpunkt fort, man erhält eine unterkühlte Flüssigkeit.
Manche Flüssigkeiten können sich über längeren Zeitraum in unterkühltem Zustand halten. Werden sie weiter abgekühlt: Erstarrung ohne Kristallisation: amorphe Feststoffe, Gläser.
Glas ist beispielsweise eine sehr sehr zähflüssige Flüssigkeit mit einer extrem hohen Viskosität.
Amorphe Feststoffe erweichen, kristalline Feststoffe haben einen genau definierten Schmelzpunkt (charakteristisch für jede Substanz !) der dem Gefrierpunkt entspricht.
Molare Schmelzenthalpie = molare Kristallisationsenthalpie
(nur umgekehrtes Vorzeichen !)

Слайд 207

Dampfdruck von Festkörpern:
In Kristallen schwingen Moleküle um ihre fixierten Positionen, es

gibt
aber eine ähnliche Verteilung der Schwingungsenergie wie für die
kinetische Energie bei Flüssigkeiten und Gasen..
Energiereiche Moleküle an der Oberfläche können die Anziehungskräfte überwinden und in die Gasphase entweichen.
Dampfdruck eines Feststoffs ist ein Maß für die Anzahl der Moleküle, die in der Gasphase sind (im Gleichgewichtszustand)
Der Dampfdruck ist umso geringer, je größer die Anziehungskräfte im
Kristall sind.
Ionenverbindungen haben sehr geringe Dampfdrücke.
Der Dampfdruck eines Feststoffs nimmt mit der Temperatur zu.

Слайд 208

Слайд 209

Phasendiagramme:
Phasendiagramme sind Druck-Temperaturdiagramme aus man ablesen kann, wann eine Substanz fest

flüssig oder gasförmig ist.
Es handelt sich dabei um Ein-Komponentensysteme
p
B K Dampfdruckkuvren T-K
Dampfdruckkurve von Eis A-T
fest flüssig Schmelzpunktskurve B-T
T
A Dampf
Temp.
T: Tripelpunkt bei Wasser: 0.01 °C 6,11 mbar:
Alle drei Phasen liegen nebeneinander vor.

Слайд 210

Durch Temperaturänderung verursachte Phasenänderung bei
konstantem Druck entlang einer horizontalen Geraden

ablesbar.
Durch Druckänderung verursachte Phasenänderung bei
konstanter Temperatur entlang einer vertikalen Geraden ablesbar.
Direkte Phasenumwandlung von Festkörper zu Dampf, ohne das
Auftreten von Flüssigkeit: Sublimation Molare Sublimationsenthalpie.
Dampfdruckkurven enden am kritischen Punkt. Bei Zuständen über dem kritischen Punkt gibt es keinen Unterschied zwischen Flüssigkeit und Gas.
Der Zustand wird als überkritisch oder fluid bezeichnet.
p
B K Dampfdruckkuvren T-K
Dampfdruckkurve von Eis A-T
fest flüssig Schmelzpunktskurve B-T
T
A Dampf
Temp.

Слайд 211

Feststoffe:
Üblicherweise kristallin.
In einem Kristall sind die Teilchen geordnet, die Atome sind

zwar nicht in Ruhe, sie bewegen sich nur in Form von Schwingungen um
festgelegte Plätze
Die Ordnung ist dreidimensional-periodisch und symmetrisch.
In einem amorphen Feststoff haben die Atome feste Plätze aber keine periodische Ordnung
Kristallographie:
Lehre des Aufbaus, der Eigenschaften und der Symmetrie von
Kristallen.

Слайд 212

Arten Kristalliner Feststoffe:
Ionenkristalle:
Bestehen aus negativ und positiv geladenen Ionen und werden

durch elektrostatische Anziehungskräfte zusammengehalten.
Hohe Schmelzpunkte
Versucht man einen Ionenkristall zu deformieren, die Schichten
gegeneinander zu verschieben, so würden gleichnamige Ladungen
übereinander zu liegen kommen, der Kristall zerbricht.
Ionenverbindungen leiten in gelöstem oder geschmolzenem Zustand den elektrischen Strom, der Ladungstransport erfolgt durch Ionen.
Man bezeichnet sie auch als Ionenleiter, Leiter zweiter Klasse oder
zweiter Ordnung.
Im festen Zustand leiten sie nicht.

Слайд 213

Arten Kristalliner Feststoffe:
Molekülkristalle:
Moleküle werden durch London und Dipol-Dipol Kräfte
zusammengehalten.
Diese Kräfte

sind wesentlich geringer als elektrostatische
Anziehungskräfte.
Schmelzpunkte daher niedriger, je nach Stärke der Anziehungskräfte.
Molekülkristalle sind im Allgemeinen Nichtleiter.

Слайд 214

Gerüststrukturen:
Hier werden die Atome durch ein Netzwerk kovalenter Bindungen
zusammengehalten.
Bei dreidimensionaler

vernetzter Struktur kann der ganze Kristall als ein einziges Molekül betrachtet werden.
Beispiel: Diamant
Die Schmelzpunkte solcher Kristalle sind sehr hoch, da kovalente
Bindungen aufgebrochen werden müssen um die Substanz zum
Schmelzen zu bringen, sie leiten den Strom gewöhnlich nicht.

Слайд 215

Gerüststrukturen: Diamantgitter

Слайд 216

Gerüststrukturen:
Es kann aber auch sein, dass nicht der ganze Kristall eine

Molekülstruktur hat, sondern mehrere Moleküle in Schichten,
die durch London-Kräfte zusammengehalten werden,
vorliegen. Diese Schichten sind leicht verschiebbar, die
Schmelzpunkte dennoch hoch.
Beispiel: Graphit:
Graphit leitet den elektrischen Strom

Слайд 217

Gerüststrukturen: Graphit:

Слайд 218

Metallische Kristalle:
Metall Atome sitzen an den Gitterplätzen des Kristalls und
Haben ihre

Valenzelektronen über das ganze Kristall als
gemeinsames Elektronengas verteilt.
Starke Bindung, hohe Schmelzpunkte, gut deformierbar,
Wegen der frei beweglichen Elektronen:
Metallischer Glanz, außerdem sind Metalle gute elektrische
Leiter, die Ladung wird durch Elektronen transportiert, sie sind
Elektronenleiter oder Leiter erster Klasse oder erster Ordnung.

Слайд 219

Kristallstrukturen:
Die dreidimensional- periodische Anordnung der Teilchen in einem
Kristall ist seine

Kristallstruktur.
Aus einer Kristallstruktur kann man ein Kristallgitter mit lauter
gleichen Elementarzellen ableiten.
Die Elementarzelle wird von den Basisvektoren a, b und c
aufgespannt, mit den Winkeln zwischen ihnen, (α, β, γ ) ergeben sie die sechs Gitterparameter (Gitterkonstanten)
Die chemische Zusammensetzung in einer Elementarzelle
entspricht exakt der Zusammensetzung der Substanz.

Слайд 220

Elementarzellen:

Слайд 221

Kristallstrukturen von Metallen:
Kubisch innenzentrierte Kugelpackung
Raumerfüllung 68%
Hexagonal dichteste Kugelpackung (Stapelfolge A B

A B)
Raumerfüllung 74%
Kubisch dichteste Kugelpackung (Stapelfolge A B C A B C)
Raumerfüllung 74%

Слайд 222

Слайд 223

Lösungen:
Lösungsmittel, Solvens liegt üblicherweise in größerer Menge
vor.
Gelöste Stoffe.
Manche Stoffe sind in

jedem beliebigen Verhältnis
miteinander mischbar (vollständige Mischbarkeit) andere nur
begrenzt. Die Nichtmischbarkeit kann auch auf einen bestimmten Konzentrationsbereich beschränkt sein (Mischungslücke)
Gase sind immer beliebig miteinander mischbar.
Löslichkeit eines Stoffes entspricht der maximalen
Stoffmenge, die bei gegebener Temperatur und gegebenem
Lösungsmittel unter Bildung eines stabilen Systems in einer
bestimmten Menge der Lösung enthalten sein kann.

Слайд 224

Lösungen:
Die Menge eines gelösten Stoffes in einem bestimmten Volumen wird als

Konzentration bezeichnet.
Verdünnte Lösungen haben eine geringe, konzentrierte Lösungen eine hohe Konzentration eines Stoffes.
Setzt man mehr Stoff zu einer Lösung zu, als sich darin lösen kann, so stellt sich ein Gleichgewicht zwischen Bodenkörper, und gelöstem Stoff ein, es entsteht eine gesättigte Lösung, deren Konzentration der Löslichkeit des gelösten Stoffes entspricht.

Слайд 225

Lösungen:
Eine ungesättigte Lösung hat eine geringere Konzentration als eine gesättigte.
Eine übersättigte

Lösung eine höher Konzentration als eine gesättigte, hier liegt ein metastabiler Zustand vor, der durch Zugabe von Impfkristallen behoben werden kann: Es scheidet sich dann genau so viel Feststoff als Bodenkörper ab, dass eine gesättigte Lösung entsteht.
kleine Kristalle entstehen bei kurzeitiger Übersättigung
Große Kristalle bei geringer Übersättigung und langsamen Wachstum.

Слайд 226

Mischbarkeit, der Auflösungsprozess:
„Gleiches löst sich in Gleichem“
Polare Substanzen lösen sich in

polaren Lösungsmitteln,
Unpolare in unpolaren Lösungsmitteln
Warum ?
Heptan ist eine unpolare Substanz zwischen den Molekülen herrschen nur London-Kräfte.
Wasser ist eine polare Substanz, es herrschen elektrostatische Anziehungskräfte, Wasserstoffbrücken.
Die viel geringeren London Kräfte sind nicht in der Lage die Wasserstoffbrücken zu durchbrechen, sodass sich die Ether-moleküle nicht zwischen die Wassermoleküle schieben können, die beiden Flüssigkeiten sind nicht miteinander mischbar…

Слайд 227

Hydratisierte, solvatisierte Ionen:
Ionen werden, falls es sich beim Solvens um ein

polares Lösungsmittel handelt von Lösungsmittelmolekülen so umgeben, dass der Teil des Lösungsmittelmoleküls der die dem Ion entgegengesetzte Ladung trägt, dem Ion zugewandt ist. Das heißt, positive Ionen (Kationen) werden so umgeben dass die d-minus-Ladung dem Kation zugewandt ist. Die Ionen werden stabilisiert.

Слайд 228

Auflösung eine Ionenkristalls in Wasser

Слайд 229

Bei dem hypothetischen Prozess, dass Ionen aus dem Gaszustand in gelöste,

hydratisierte Ionen übergeführt werden wird Energie freigesetzt.
Hydratations- bzw. allgemein Solvatationsenthalpie.
Zwischen der Höhe der Salvatationsenergie und den Anziehungskräften zwischen gelöstem Stoff und Solvens besteht ein direkter Zusammenhang.
Beim Konzentrieren von Lösungen beginnt ein Kristallisationsprozess, während der Kristallisation können auch solvatisierte Ionen in den Kristall eingebaut werden. Man spricht im Fall von Wasser von Kristallwasser:
Angabe: zb. CaCl2 . 6H2O und spricht von Kalziumchlorid mit sechs Wasser od. Kalziumchlorid hexahydrat.

Слайд 230

Lösungsenthalpie:
Wird eine Substanz in einem Lösungsmittel gelöst, wird Energie freigesetzt oder

verbraucht.
Bei konstantem Druck nennt man die Wärmemenge Lösungsenthalpie.
Die beim Auflösen umgesetzte Energie setzt sich zusammen aus der Energie, die gebraucht wird, um die Teilchen voneinander zu trennen (dh, in einem Ionenkristall müssen die elektrostatische Anziehungskräfte überwunden werden) und der Energie die bei der Solvatation der Teilchen freigesetzt wird.
Genaugenommen muss das Lösen einiger Wasserstoffbrücken auch noch berücksichtigt werden.

Слайд 231

Konzentrationsangaben für Lösungen:
Massenanteil w: w(x) =
Der Massenanteil w eines gelösten Stoffes

X ist bezogen auf die gesamte Masse der Lösung.
Der mit 100 multiplizierte Wert gibt die Massenprozent an !
Beispiel : 5g KCl + 95 g Wasser geben 100g einer 5%igen KCl-Lösung mit dem Massenanteil w = 0.05
Weiter Möglichkeiten: Angabe in mg/g, oder ppm (parts per million, zb Mikrogramm/Gramm
Oder ppb parts per billion (eine Billion ist im angelsächsichen Raum gleich unserer Milliarde !) zb: Nanogramm/Gramm

Слайд 232

Konzentrationsangaben für Lösungen:
Stoffmengenanteil: x(A) =
Der Stoffmengenanteil (Molenbruch) einer Substanz A

in einer Lösung ist das Verhältnis der Stoffmenge der Substanz A zur gesamten Stoffmenge aller Stoffe in der Lösung.
Multipliziert mit 100 erhält man die Mol%
Die Summe der Stoffmengenanteile = 1
X (A) + x(B) + x(C) = 1

Слайд 233

Konzentrationsangaben für Lösungen:
Stoffmengenkonzentration: c (X) =
Die Stoffmengenkonzentration (molare Konzentration) gibt

die Menge des gelösten Stoffes pro Volumen Lösung an.
Angabe in Mol/Liter, wobei sich das auf einen Liter der fertigen Lösung bezieht !
Bezeichnung auch als Molarität:
Zb eine 0.05 molare CaCl2 Lösung enthält 0.05 Mol CaCl2 in einem Liter Lösung.
Frage: sind in einer 5M CaCl2 Lösung mehr oder weniger CaCl2 enthalten als in einer 5M CaCl2.6H2O-Lösung ?
Frage: sind in einer 5% CaCl2 Lösung mehr oder weniger CaCl2 enthalten als in einer 5% CaCl2.6H2O-Lösung ?

Слайд 234

Konzentrationsangaben für Lösungen:
Normalität: Angabe N
Gibt die Äquivalente einer gelösten Substanz in

einem Liter Lösung an.
Bsp. Eine 1N NaOH enthält 1 mol NaOH pro Liter Lösung,
Eine 1N H2SO4 aber nur 0.5 mol Schwefelsäure pro Liter,
da ein halbes Mol Schwefelsäure von einem Mol Natronlauge neutralisiert werden.
Molalität: b = mol gelöster Stoff/kg Lösungsmittel
Gibt die Stoffmenge eine gelösten Stoffes in Mol pro Kilogramm Lösungsmittel an !
Zb: Wird eine NaCl Lösung mit einer Molalität von 1 aus ein Mol NaCl + 1kg Wasser bestehen..
Frage: Welche Lösung ist konzentrierter ? Eine 1 molare NaCl oder eine 1 molale NaCl Lösung ?

Слайд 235

Konzentrationsangaben für Lösungen:
Massenkonzentration (Konzentrationen beziehen sich immer auf Volumen) Angabe in

zb. g/ml
b(x) =
Volumskonzentration
σ(x) =
Volumenanteil (Volumenbruch)
ϕ(A) =
Multipliziert mit 100 ergeben sich die Volumsprozent, Vol%

Слайд 236

Frage: Enthält ein Wein (ρ = 0.98g/ml) mit 11,3% Alkohol (ρ

= 0.79g/ml) mehr oder weniger Alkohol als einer mit 11.3 Vol% ?
11.3 g Alkohol in 100 g Wein
11.3ml Alkohol = 8.93 g in 100ml = 98 g
Dh. 8.93 g in 98 g, wieviel in 100 g: 9.11 g, das heißt der Wein mit 11.3
Vol% enthält nur 9.1 Gewichtsprozent Ethanol.

Слайд 237

Dampfdruck von Lösungen:
Roult‘sches Gesetz:
Der Dampfdruck p einer Lösung aus den Komponenten

A und B ergibt sich aus der Summe der Dampfdrücke p(A) und p(B) der Komponenten.
p = p(A) + p(B)
Ideale Lösung: Die intermolekularen Kräfte zwischen den Bestandteilen A und B sind gleich groß wie zwischen A und A und zwischen B und B.
Unter diesen Umständen entspricht der Partialdruck von A dem Dampfdruck von reinem A multipliziert mit dem Stoffmengenanteil:
p(A) = x(A) . p0(A)
p
Stoffmengenanteil(A)

Слайд 238

Dampfdruck von Lösungen:
Abweichungen von diesem Diagramm:
Sind die Anziehungskräfte zwischen A und

B geringer als zwischen A und A und zwischen B und B kommt es zu positiven Abweichungen der Dampfdruckkurve, A und B „mögen“ sich nicht, stoßen sich sozusagen ab und dies äußerst sich in einem erhöhten Dampfdruck.
p
Stoffmengenanteil(A)

Слайд 239

Dampfdruck von Lösungen:
Sind die Anziehungskräfte zwischen A und B höher als

zwischen A und A und zwischen B und B kommt es zu negativen Abweichungen der Dampfdruckkurve, A und B „mögen“ sich lieber als A und A und B und B, ziehen sich sozusagen an und dies äußerst sich in einem erniedrigten Dampfdruck.
p
Stoffmengenanteil(A)

Слайд 240

Gefrierpunkt und Siedepunkt von Lösungen:
Die Dampfdruckerniedrigung der Lösungen nichtflüchtiger Substanzen hat

Auswirkungen auf deren Siede und Gefrierpunkte.
Da beim Siedepunkt der Atmosphärendruck erreicht werden muß, muß im Fall eines erniedrigten Ausgangsdampfdrucks die Temperatur zusätzlich erhöht werden um den Atmopsphärendruck zu erreichen. Dh, der Siedepunkt erhöht sich dementsprechend.
Für ein gegebenes Lösungsmittel und einen gegebenen Stoffmengenanteil ist die Siedepunktserhöhung immer gleich groß, unabhängig vom gelösten Stoff.
Siedepunktserhöhung:
ΔTs = Es.b
Es = molale Siedepunktserhöhung, b = Molalität

Слайд 241

Gefrierpunkt und Siedepunkt von Lösungen:
Beim Gefrierpunkt ist der Dampfdruck der flüssigen

und der festen Phase gleich groß.
Da die Lösung einen niedrigeren Dampfdruck besitzt schneidet ihre Dampfdruckkurve jene des Feststoffs bei einer niedrigeren Temperatur, der Gefrierpunkt ist erniedrigt. Der Siedepunkt erhöht.
Dampfdruckkurven:
p
flüssig
fest
ΔTg ΔTs

Слайд 242

Gefrierpunktserniedrigung: ΔTG = EG.b
EG = molale Gefrierpunktserniedrigung, b = Molalität
Die

Siedepunktserhöhung und die Gefrierpunktserniedrigung können zur Bestimmung der Molmasse herangezogen werden, die Methoden werden Ebullioskopie bzw. Kryoskopie genannt
Beispiel 14.8, Mortimer Seite 225

Слайд 243

Osmose:
Wanderung durch eine semipermeable (halbdurchlässige) Membran.
Die Membran hält größere Teilchen zurück,

kleinere Moleküle werden durchgelassen.
Beispiel: Zellwand.
Versuch: U-Rohr, in der Mitte Membran, links reines Wasser, auf der rechten Seite Zuckerlösung in gleicher Höhe eingefüllt, mit der Zeit steigt der Flüssigkeitsspiegel im rechten U-Rohr, da Wassermoleküle durch die Membran diffundieren und die Zuckerlösung verdünnen. Der Druck der durch den Anstieg des Flüssigkeitsspiegel entsteht heißt osmotischer Druck.
π . V = n . R. T
π = c . R . T

Слайд 244

Osmose:
Durch Messung des osmotischen Druckes kann ebenfalls das Molekulargewicht einer unbekannten

Substanz berechnet werden.
Beispiel 14.10 S226
Osmose hat große physiologische Bedeutung,
Beispiel rote Blutkörperchen haben eine semipermeable Membran als Zellwand.
Werden sie von reinem Wasser umgeben, steigt der osmotische Druck im Inneren an, die Zelle platzt.
Werden sie von einer konzentrierteren Salzlösung umgeben, tritt Wasser aus der Zelle aus, die Zelle trocknet ein.
Deshalb müssen Injektionslösungen immer isotonisch sein, dh sie müssen den gleichen osmotischen Druck wie Blut haben.
Eine physiologische Kochsalzlösung ist 0.95% ig.

Слайд 245

Auftrennung der Bestandteile von Lösungen:
Destillation:
Handelt es sich um eine Lösung eines

nichtflüchtigen Stoffes in einem flüchtigen Lösungsmittel, so wird das flüchtige Lösungsmittel einfach abgedampft und die nichtflüchtige Substanz bleibt zurück.
Besteht die Mischung aus zwei flüchtigen Verbindungen so macht man sich folgendes zunutze:
Über einer idealen Lösung ist im Dampf immer die flüchtigere Komponente angereichert, da sie einen höheren Dampfdruck hat. Wird der dampf kondensiert und nochmals verdampft, reicher sich die flüchtigere Komponente erneut an, so dass sie irgendwann rein vorliegt. Man spricht von fraktionierter Destillation oder Rektifikation.

Слайд 246

Слайд 247

Слайд 248

Слайд 249

Manche Mischungen bilden sogenannte azeotrope Mischungen aus. Bei Azeotrope Mischungen haben

der Dampf und die Flüssigkeit die gleiche Zusammensetzung und durch Sieden wird die Zusammensetzung nicht verändert. Sie verhalten sich wie siedende Reinstoffe.
Beispielsweise bilden Alkohol und Wasser ein Azeotrop aus, ein Grund warum 100%iger Alkohol nicht durch Destillation gewonnen werden kann.
Beim mehrfachen Destillieren eines Ethanol-Wasser-Gemisches erhält man ein Azeotrop aus 95,58 % Ethanol und 4,42 % Wasser, das durch Destillation nicht weiter zu trennen ist und bei 78,17 °C siedet.
Es gibt mehrer Typen von Azeotropen, die zwei wichtigsten sind solche mit einem Siedepunktsmaximum und solche mit einem Siedepunktsminimum (zeichnen, siehe Beilage)

Слайд 250

Elektrolytlösungen:
Enthält eine wässrige Lösung Ionen, so leitet sie den elektrischen Strom.
Wasser

selbst leitet den elektrischen Strom schwach, da auch hier Ionen vorliegen.
2H2O H3O+ + OH-
Ein Elektrolyt leitet den elektrischen Strom besser als Wasser, er liegt zumindest teilweise in Form von Ionen vor.
Verbindungen, die gelöst nur als Moleküle vorliegen sind Nichtelektrolyte.
Starke Elektrolyte: liegen in wässriger Lösung praktisch vollständig als Ionen vor. (vollständig dissoziiert)
Schwache Elektrolyte: teilweise in Ionen gespalten (dissoziiert, ionisiert)

Слайд 251

Elektrolytlösungen:
Die Siedepunktserhöhung und die Gefrierpunktserniedrigung einer verdünnten Elektrolytlösung weicht von der

eines Nichtelektrolyten ab, da in einer Elektrolytlösung mehr gelöste Teilchen vorhanden sind: zb entstehen aus 1 mol NaCl 2 mol Ionen.
Dh, für eine NaCl-Lösung wird ein doppelt so großer Effekt betreffend die Gefrierpunktserniedrigung und die Siedepunktserhöhung erwartet wie für zb einer Zuckerlösung gleicher Molarität. (vgl Tab. 12.2 Mortimer)
Diesem Umstand wird durch die Einführung des van‘t Hoffschen Faktors i Rechnung getragen: er ist für NaCl 2, für MgCl2 3 und berücksichtigt wieviel Mol Ionen aus einem Mol Ausgangsverbindung entstehen..
ΔTG = i . EG . b
ΔTS = i . ES . b
π = i . c . R . T

Слайд 252

Methathesereaktionen:
Methathese-Reaktionen sind Austausch-Reaktionen der
allgemeinen Gleichung:
AX + EZ → AZ + EX
Kationen

und Anionen tauschen ihre Partner aus, die Reaktionen finden meist in wässrigem Milieu statt und laufen schnell ab.
Beispiel:
AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3
Als Ionen formuliert:
Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- → AgCl↓ + Na+ + NO3-
Das Silberchlorid ist schwerlöslich, es bildet sich ein Niederschlag, es fällt aus, man spricht von einer Fällungsreaktion. Die Nettoionengleichung lautet:
Ag+ + Cl- → AgCl↓

Слайд 253

Reaktionen in wässriger Lösung:
Daneben gibt es auch Metathese-Reaktionen bei denen es

zur Gasentwicklung kommt:
Zb. (formulieren Sie die Ionen und die Nettoionengleichung !)
2KCl + H2SO4 → 2HCl↑ + K2SO4
Hier entweicht Salzsäuregas, die stärkere (oder weniger flüchtige) Säure verdrängt die schwächer aus ihrem Salz !
2HCl + Na2S → H2S↑ + 2NaCl
Das gleiche gilt auch für Basen !
NH4Cl + (CH3)2NH → (CH3)2NH2Cl + NH3↑

Слайд 254

Reaktionen in wässriger Lösung:
Metathese-Reaktionen bei denen ein schwacher Elektrolyt gebildet wird:
Diese

Elektrolyte liegen nur zum Teil dissoziiert vor.
Beispiel: Säure Basen-Neutralisation:
Vollständige Gleichung:
HCl + NaOH → H2O + NaCl
Ionengleichung:
H+ + Cl- + Na+ + OH- → H2O + Na+ + Cl-
Nettoionengleichung:
H+ + OH- → H2O
Bei Metathese-Reaktionen, bei denen Kationen und Anionen ausgetauscht werden entstehen also schwerlösliche Niederschläge, schwache Elektrolyten oder Gase, die aus dem Reaktionsgemisch entweichen.

Слайд 255

Löslichkeit von Feststoffen:
Einteilung der Ionenverbindungen nach ihrer Löslichkeit in Wasser ist

nicht ohne weiteres möglich,
Keine Verbindung ist vollständig unlöslich.
Lösliche Substanzen: Verbindungen, die sich zu mehr als 10g/kg bei 25°C lösen.
Unlösliche Substanzen: weniger als 1 g/kg bei 25°C löslich.
Dazwischen: gering lösliche Verbindungen.
Gase:
Reaktion der Gase mit Wasser zb SO2 bildet die instabile H2SO3 oder CO2 die instabile H2CO3.
Schwache Elektrolyte:
Nur tw. dissoziiert leiten daher den elektrischen Strom schlechter. Bsp.:
Essigsäure, Salpetrige Säure
Starke Elektrolyte: vollst. dissoziiert. Bsp.: HCl, HNO3 H2SO4 usw..
Lösliche Hydroxide sind starke Elektrolyte und starke Basen, Salze sind starke Elektrolyte.

Слайд 256

Redoxreaktionen
Um einen Reduktions- oder Oxidationsvorgang richtig beschreiben zu können ist die

Ermittlung der Oxidationszahlen der jeweiligen beteiligten Elemente unumgänglich.
Oxidationszahlen:
Fiktive Ladungen, die nach bestimmten Regeln zugewiesen werden:
● Ein einzelnes Atom oder ein Atom in einem Element hat die
Oxidationszahl 0.
● Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions ist mit der
Ionenladung identisch.
● Die Summe der Oxidationszahlen eines mehratomigen Ions ist
gleich der Ladung dieses Ions.
● Die Summe der Oxidationszahlen eines ungeladenen Moleküls
ist 0.

Слайд 257

Redoxreaktionen
● Fluor als elektronegativstes Element hat eine Oxidationszahl
von -I.
●

Sauerstoff als zweitelektronegativstes Element hat meistens -II,
Ausnahmen sind Peroxidion, Hyperoxidion und OF2
● Wasserstoff hat in Nichtmetallverbindungen +I, in
Methallhydriden –I
● In Verbindungen der Nichtmetalle ist die Oxidationszahl des
elektronegativeren Elements negativ und entspricht der
Ionenladung, die für Ionenverbindungen dieses Elements gilt.
Bsp.: H2SO4, PCl3, MgH2, H3PO4, Al2O3, SbCl5

Слайд 258

Redoxreaktionen
● Fluor als elektronegativstes Element hat eine Oxidationszahl
von -I.
●

Слайд 259

Oxidationszahlen:
Einem Element können in verschiedenen Verbindungen unterschiedliche Oxidationszahlen zukommen.
Die höchstmögliche Oxidationszahl

ist gleich seiner Gruppennummer im Periodensystem.
Zb: Schwefel: H2S-II, H2S+VIO4
Chlor: in HCl-I in Perchlorsäure HCl+VIIO4
Stickstoff: in N-IIIH3 in N2-V O5
Ausnahmen: Einige Elemente der 8ten Nebengruppe erreichen nicht +VIII, manche Elemente der ersten Nebengruppe erreichen mehr als +I (Cu, Ag, Au). Für Lanthanoiden und Actinoiden gelten eigene Regeln…

Слайд 260

Oxidationszahlen sind etwas anderes als Formalladungen: Bei der Bestimmung der Formalladung

werden die Bindungselektronen zu gleichen Teilen auf die Bindungpartner verteilt, bei der Bestimmung der Oxidationszahl erhält der elektronegativer Partner das ganze Elektronenpaar.
Bsp: NH4+ Formalladung +, da der N nur 4 Elektronen nach der Aufteilung hat, sollte aber 5 haben, daher eine positive Ladung. Oxidationszahl -III da H +I
Oder ClO4- das Perchloration: Formalladung -1 da das Chlor nach der Aufteilung ein Elektron zuviel hat, Oxidationszahl ist aber +VII da jeder Sauerstoff –II hat gibt –VIII, eine negative Ladung bleibt wird durch die Ionenladung abgedeckt. (gleiches gilt für MnO4-)

Слайд 261

Oxidation:
Ursprünglich für Reaktionen bei denen sich Sauerstoff mit anderen Substanzen

verbindet.
Reduktion:
Entfernung von gebundenem Sauerstoff aus einer Verbindung.
Heute:
Oxidation ist ein Prozess, bei dem einem Atom Elektronen entzogen werden.
Reduktion ist ein Prozess bei dem Elektronen zugeführt werden.
Deshalb wird die Oxidationszahl bei der Oxidation erhöht und bei der Reduktion erniedrigt.
Bsp.:
S0 + O20 → S+IV O2-II oder: C0 + O20 → C+IV O2-II
S bzw. C wird oxidiert, Sauerstoff reduziert.

Слайд 262

Redoxreaktionen:
Eine Oxidation und eine Reduktion können alleine nicht auftreten. Tritt eine

Oxidation ein, so muss es gleichzeitig eine Substanz geben die reduziert wird. Daher werden Reaktionen dieses Typs auch Redox-Reaktionen genannt.
Die Substanz die dem Reaktionspartner Elektronen entzieht und damit dessen Oxidation (Erhöhung der Ox-Zahl) bewirkt wird Oxidationsmittel genannt. Es sind dies Elektronenakzeptoren, die bei diesem Prozess selbst reduziert werde.
Die Substanz die dem Reaktionspartner Elektronen zuführt und damit dessen Reduktion (Erniedrigung der Ox-Zahl) bewirkt wird Reduktionsmittel genannt. Es sind dies Elektronendonatoren, die bei diesem Prozess selbst oxidiert werden.

Слайд 263

Redoxreaktionen:
Eine Redoxreaktion ist eine Reaktion bei der Elektronen übertragen werden. Dies

geschieht vom Elektronendonator (dem Reduktionsmittel) zum Elektronenakzeptor (dem Oxidationsmittel)
Beim Formulieren einer Redoxgleichung ist es entscheidend, dass die Zahl der vom Oxidationsmittel aufgenommenen Elektronen der Zahl der vom Reduktionsmittel abgegebenen Elektronen entspricht. Die Elektronenbilanz muss ausgeglichen sein.
Zusätzlich muss die Anzahl der jeweiligen Atome links und rechts gleich groß sein
Die Summe der Ionenladungen links und rechts muss ebenfalls gleich groß sein.

Слайд 264

Beispiel:
Fe3+ + S2- → Fe2+ + S
Oz: III -II +II

0
Elektronenbilanz:
e- + Fe3+ → Fe2+ Reduktion, ein Elektron wird übertragen
S2- → S + 2e- Oxidation, zwei Elektronen werden übertragen
Ausgleich:
2e- + 2Fe3+ → 2Fe2+
S 2- → S + 2e-
2Fe3+ + S2- → 2Fe2+ + S
Beachte: Die Gleichung Fe3+ + S2- → Fe2+ + S wäre aus stöchiometrischer Sicht bereits ausgeglichen, hinsichtlich der Menge der übertragenen Elektronen jedoch nicht !!!

Слайд 265

Zur richtigen Formulierung von Redoxgleichungen geht man in folgenden Schritten vor:
Zuerst

werden alle Reaktanden links und rechts der Reaktionsgleichung angegeben:
Beispiel: Abrösten von Eisensulfid:
FeS + O2 → FeO + SO2
Dann wird die Elektronenbilanz aufgestellt:
Fe+II → Fe+II keine Änderung der Oxidations-Zahl
SII- → SIV+ + 6e- 6 Elektronen werden abgegeben: Oxidation
O20 + 4e- → 2O-II 2 Elektronen werden aufgenommen: Reduktion
Ausgleich: ich muss einmal mit 3 und einmal mit 2 multiplizieren um 12 Elektronen zu übertragen:
2FeS + 3O2 → 2FeO + 2SO2

Слайд 266

Schließlich müssen noch allfällige Ionenladungen ausgeglichen werden, wobei darauf zu achten

ist, dass die Ionenladungen im sauren Bereich mit H+ Ionen, im basischen mit OH- Ionen auszugleichen sind, man muss also wissen, ob die Reaktion im sauren oder im basischen Bereich abläuft !
Beim aktuellen Beispiel ist nichts auszugleichen !
2FeS + 3O2 → 2FeO + 2SO2
Weiter Bsp. MSS 244: Dichromat und Chlorid im Sauren,
Chlorat und Iod im Sauren, Permanganat und Hydrazin im Basischen,
Siehe auch Übungsaufgaben Mortimer S255, 15.3, 15.4, 15.5

Слайд 267

Beispiel: Herstellung von Borcarbid aus Boroxid:
B2O3 + C → B4C +

CO
Elektronenbilanz:
2B2+III + 8e- → 4B+I 8 Elektronen werden aufgenommen: Reduktion
C0 + 4e- → C-IV 4 Elektronen werden aufgenommen: Reduktion
C0 → C+II + 2e- 2 Elektronen werden abgegeben: Oxidation
Ausgleich:
Ich muss durch Oxidation 12 Elektronen zusammenbringen, die letzte
Gleichung mit 6 multiplizieren, die Addition aller Gleichungen gibt dann:
2 B2O3 + 7C → B4C + 6CO
Man bezeichnet einen Redoxprozess indem ein Element sich in zwei
verschiedene Oxidationsstufen aufspaltet, also gleichzeitig oxidiert und reduziert wird, als Disproportionierung.

Слайд 268

Umgekehrt, wenn zwei Verbindungen, die das gleiche Element in unterschiedlicher Oxidationsstufe

enthalten, zu einer Verbindung zusammentreten spricht man von einer Komproportionierung oder einer Symproportionierung.
Beispiel: im alkalischen:
MnO4- + Mn 2+ → MnO2
Elektronenbilanz:
Mn+VII + 3e- → Mn+IV Aufnahme von Elektronen: Reduktion
Mn+II → Mn+IV + 2e- Abgabe von Elektronen: Oxidation
Ausgleich: einmal mit 2, einmal mit 3 multiplizieren:
2MnO4- + 3Mn2+ → 5MnO2
Im Alkalischen: Ausgleich der Ionenladungen durch OH- Ionen:
4OH- + 2MnO4- + 3Mn2+ → 5MnO2 + 2H2O

Слайд 269

Säure-Base-Reaktionen:
Das Säure-Basen-Konzept von Arrhenius:
Eine Säure ist eine Substanz, die unter Bildung

von H3O+ Ionen
dissoziiert, wenn sie in Wasser gelöst wird:
Beispiel:
Das H3O+ Ion wird als Oxoniumion bezeichnet.
Das H+ Ion ist extrem klein, da es ja keine Elektronenhülle mehr hat.
Es wird stark von einem Elektronenpaaren des Wassers angezogen und bildet das H3O+ Ion aus, das seinerseits wieder von weiteren H2O
Molekülen umgeben ist besser wird H+ (aq) angegeben:

Слайд 270

Das Säure-Basen-Konzept von Arrhenius:
HCl (g) → H+ (aq) + Cl- (aq)
Diese

Art der Reaktion wird als Dissoziation bezeichnet.
Eine Base ist nach dem Arrhenius-Konzept eine Substanz, die Hydroxidionen enthält oder beim Lösen in Wasser hydratisierte OH- Ionen bildet:
NaOH → Na+ (aq) + OH- (aq)
Die Hydroxide der 1. Hauptgruppe sind wasserlösliche basische Hydroxide sowie die Hydroxide von Ca, Sr, Ba und Tl.
Schwerlösliche Hydroxide (zb. Fe(OH)3 reagieren aber auch wie Basen mit Säuren.

Слайд 271

Die Reaktion einer Säure mit einer Base heißt Neutralisation:
Na+ + OH-

+ H+ + HCl- → Na+ + Cl- + H2O
Es entsteht Kochsalz (NaCl)
Die Nettoionengleichung lautet:
H+ + OH- → H2O
Säuren werden je nach Stärke der Dissoziation in starke Säuren die zu
100% dissoziiert sind, und schwache Säuren, die nur teilweise dissoziiert sind, eingeteilt.
Bsp: Salpetrige Säure
H2O + HNO2 H3O+ + NO2-
Der Doppelpfeil deutet an, dass die Reaktion in beide Richtungen laufen kann.

Слайд 272

Es gibt analog dazu auch schwache Basen, diese bilden nur zu

einem
Bruchteil Hydroxidionen mit Wasser aus.
Beispiel: Eine wässrige Ammoniaklösung:
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Alle löslichen Metallhydroxide sind starke Basen.
Säuren die nur ein Proton abspalten können, bzw. nur ein Oxonium-ion ausbilden können werden als einprotonige Säuren bezeichnet.
Solche Säuren, die mehrere Protonen abspalten können, bzw. mehrere Oxoniumionen ausbilden können werden als mehrprotonig bezeichnet.
Die mehrprotonigen Säuren stellen mehrere verschiedene Säuren in einem Molekül dar, da der Dissoziationsgrad der einzelnen Stufen
unterschiedlich ist. Beispielsweise ist die Schwefelsäure nur in der ersten Dissoziation eine starke Säure. (vergl .Tab. S248 + Dissoziation)
Salze die noch abspaltbare Protonen enthalten, zb. NaHSO4 od NaH2PO4 werden auch als saure Salze bezeichnet.

Слайд 273

Substanzen, die sowohl saure als auch basische Eigenschaften haben werden als

amphoter bezeichnet: diese können auch Säuren und Basen reagieren:
Beispiel: Aluminiumhydroxid:
Al(OH)3 + 3H+ → Al3+ + 3H2O
Al(OH)3 + OH- → Al(OH)4- (Aluminat-Ion)
Saure und basische Oxide:
Die Elemente d. 1. Hauptgruppe sowie Ca, Sr, Ba, geben Oxide, die sich beim Auflösen in Wasser basisch verhalten,
CaO + H2O → Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH-
Sie sind ionisch aufgebaut, das Oxidion reagiert mit Wasser zu OH-
O2- + H2O → 2 OH-

Слайд 274

Praktisch alle Nichtmetalloxide sind saure Oxide
Sie reagieren mit Wasser unter Ausbildung

von Säuren.
Sie werden deshalb auch Säureanhydride genannt.
Beispiel: Schwefeltrioxid:
SO3 + H2O → H2SO4
usw…. Probieren Sie B2O3, P2O5 mit Wasser reagieren zu lassen…
Basische und saure Oxide reagieren miteinander:
Beispielsweise werden Gläser durch Zusammenschmelzen saurer und basischer Oxide hergestellt.
Wie zb. das Natronglas:
CaCO3 + Na2CO3 + 6SiO2 → Na2O . CaO . 6SiO2 + 2CO2

Слайд 275

Benennung von Säuren, Hydroxiden, Salzen
Wässrige Lösungen saurer binärer (aus 2 Elementen

zusammen-gesetzt) Verbindungen:
Bezeichnung… säure Beispiel HBr: Bomwasserstoffsäure
HCl: Chlorwasserstoffsäure
Metallhydroxide:
Werden wie ionische Verbindungen benannt: Nachsilbe-id f. anionischen Teil:
Beispiel: Ca(OH)2 Kalziumhydroxid
Salze binäre Säuren: -id als Nachsilbe
Beispiel: KBr Kaliumbromid
Ternäre Säuren (aus 3 Elementen):
Sobald Sauerstoff beteiligt ist heißen sie Oxosäuren.

Слайд 276

Benennung von Säuren:
Benennung der Oxosäuren:
HOCl Hydroxidochlor Oxochlorsäure(I) Chlorsäure(I) Hypochlorige Säure
HClO2 Hydroxidooxidochlor Dioxochlorsäure(III) Chlorsäure(III)

Chlorige Säure
HClO3 Hydroxidodioxidochlor Trioxochlorsäure(V) Chlorsäure(V) Chlorsäure
HClO4 Hydroxidotrioxidochlor Tetroxochlorsäure(VII) - Perchlorsäure
Aufgabe: Benennen Sie HNO2, HNO3, H2SO4, H2SO3 nach diesem System !

Слайд 277

Benennung von Säuren:
Benennung der Anionen der Oxosäuren:
OCl- Chloroxigenat(-1) Oxochlorat(I) Chlorat(I) Hypochlorit
ClO2- Dioxidochlorat(-1) Dioxochlorat(III)

Chlorat(III) Chlorit
ClO3- Trioxidochlorat(-1) Trioxochlorat(V) Chlorat(V) Chlorat
ClO4 Tetraoxidochlorat(-1) Tetroxochlorat(VII) Chlorat(VII) Perchlorat
Aufgabe: Benennen Sie NO2-, NO3- , SO4-, SO3- nach diesem System !

Слайд 278

Reaktionskinetik:
Lehre von den Geschwindigkeiten chemischer Reaktionen
Für eine chemische Reaktion:
A2 + X2

→ 2AX
Ist die Reaktionsgeschwindigkeit v(AX) = Δc(Ax)/Δt
Genauer: v(AX) = dc(Ax)/dt
Ausgedrückt als Konzentrationsabnahme der Ausgangsprodukte:
v(A2) = -dc(A2)/dt; v(X2) = -dc(X2)/dt

Слайд 279

Reaktionskinetik:
Konzentration
c(AX), des Produkts
c(A2), c(X2)
der Edukte
Zeit

Слайд 280

Reaktionskinetik:
Reaktionsgeschwindigkeiten hängen von den Konzentrationen der reagierenden Substanzen ab.
Sie ist groß,

wenn die Konzentration der Reaktanden groß ist
Bei hohen Konzentrationen sind viele Moleküle vorhanden, die miteinander kollidieren und reagieren können.
Für jede Reaktion kann eine mathematische Gleichung angegeben werden die Geschwindigkeitsgesetz genannt wird.

Слайд 281

Reaktionskinetik:
Als Reaktionsordnung wird die Summe der Exponenten der Konzentrationsparameter des Geschwindigkeitsgesetzes

bezeichnet.
Zb. f. d. Zersetzung von N2O5 ist nur die Konzentration von N2O5 für das Geschwindigkeitsgesetz ausschlaggebend, der Exponent v. c(N2O5) = 1, es handelt sich um eine Reaktion erster Ordnung.
Die Reaktion von NO2 und HCl ist zweiter Ordnung da 2 Konzentrationsparameter für die Reaktionsgeschwindigkeit von Bedeutung sind, der Exponent v. c(NO2).c(HCl) = 2
Die Reaktion von NO und H2 gehorcht einem Geschwindigkeitsgesetz dritter Ordnung, da der Exponent der Konzentrationsparameter c(NO)2 und c(H2) = 3 ist.

Слайд 282

Reaktionskinetik:
Das Geschwindigkeitsgesetz nach dem eine chemische Reaktion abläuft muss experimentell bestimmt

werden !
Es gibt auch Reaktionen 0 ter Ordnung (Zersetzung von N2O an einer Goldoberfläche), oder einer nicht ganzzahligen Ordnung wie zb. 3/2.
Reaktionen erster Ordnung:
V(A) = -dc(A)/dt = k.c(A) dc(A)/c(A) = -k.dt
Integration ergibt:
lnc(A) = -kt + lnc0(A) lnc(A)/c0(A) = -kt
c(A) = c0(A) . e-kt

Слайд 283

Reaktionen erster Ordnung:
lnc0(A) c0(A)
Zeit Zeit
c(A) = c0(A) . e-kt

Слайд 284

Слайд 285

Reaktionen zweiter Ordnung:
V(A) = -dc(A)/dt = k.c2(A)
Integration ergibt:
1/c(A) = k.t

+ 1/c0(A)
Reaktionsverlauf: graphische Darstellung siehe Mortimer S263
Die Halbwertszeit: hier ist c(A) = 1/2c0(A)
also:
1/(1/2c0(A) = -k.t1/2 + 1/c0(A); aufgelöst nach t1/2 = 1/k.c0(A)
Die Halbwertszeit einer gegebenen Reaktion zweiter Ordnung hängt von der Geschwindigkeitskonstante k und der Ausgangskonzentration c0(A) ab.

Слайд 286

Reaktionen zweiter Ordnung:
1/c(A)
Zeit
1/c(A) = k.t + 1/c0(A)

Слайд 287

Reaktionen nullter Ordnung:
V(A) = -dc(A)/dt = k
Integration ergibt:
c(A) = -k.t

+ c0(A)
Die Halbwertszeit: hier ist c(A) = 1/2c0(A)
also:
1/2c0(A) = -k.t1/2 + c0(A); aufgelöst nach t1/2 = c0(A)/2k
Die Halbwertszeit einer gegebenen Reaktion nullter Ordnung hängt von der Geschwindigkeitskonstante k und der Ausgangskonzentration ab. Zusammenfassung MS264, Tab16.1

Слайд 288

Reaktionen nullter Ordnung:
c(A)
Zeit
c(A) = -k.t + c0(A)

Слайд 289

Einstufige Reaktionen:
Reaktionsgleichungen geben die stöchiometrischen Beziehungen der Reaktionspartner an, sie geben

an in welchem Verhältnis zueinander sie reagieren, sagen aber nichts darüber aus was zwischen den Ausgangs- und Endverbindungen noch alles passiert.
Es gibt zb. Reaktionen, die über mehrere Stufen ablaufen, diese Zwischenstufen sind aber oft nicht isolierbar.
Andere Reaktionen verlaufen in einer Stufe, man spricht von sog. einstufigen Reaktionen.
Wie kommt so eine Reaktion zustande ?
Kollisionstheorie:
Beispiel: In der Gasphase:
A2 + X2 → 2AX
Vorstellung: ein A2-Molekül kollidiert mit einem X2 Molekül, Bindungen werden
gespalten und neue Bindungen A-X entstehen.

Слайд 290

Einstufige Reaktionen:
Ein A2-Molekül kollidiert mit einem X2 Molekül, Bindungen werden
gespalten und

neue Bindungen A-X entstehen.
Es finden sehr viele Kollisionen statt, aber nicht alle führen zu einer Bindungsspaltung und zu einer Bildung einer neuen Bindung.
Nur ein Bruchteil der Kollisionen führt zum gewünschten Ergebnis:
Man spricht von effektiven Kollisionen.
Für eine effektive Kollision ist eine Mindestenergie der beteiligten Teilchen notwendig.
Vorstellung: ein A2-Molekül kollidiert mit einem X2 Molekül, Bindungen werden
gespalten und neue Bindungen A-X entstehen.

Слайд 291

Einstufige Reaktionen: Mindestenergie
Anzahl der Moleküle
T1 T2
Energie
Mindestenergie
Die Teilchenanzahl mit der Mindestenergie

ist bei der höheren Temperatur T2 größer als bei der geringeren T1 (Fläche unter den Kurven ab der Linie der Mindestenergie)

Слайд 292

Theorie des Übergangszustandes:
Annahme: eine effektive Kollision eines A2-Moleküls einem X2 Molekül,
Ergibt

einen aktivierten Komplex A2X2:
Dieser aktivierte Komplex ist kein isolierbares Molekül.
Er wird auch als Übergangszustand bezeichnet und kennzeichnet einen Zustand hoher potenzieller Energie.
Um diesen Zustand erhöhter Energie zu erreichen, muss die sogenannte Aktivierungsenergie aufgewandt werden.
Vergl. Energiediagramm Mortimer S267, 16.10

Слайд 293

Theorie des Übergangszustandes: Energiediagramm
potenzielle Energie
Reaktionskoordionate (Zeit)
A2 + X2
2AX

Слайд 294

Theorie des Übergangszustandes:
Bei jeder Kollision eines A2-Moleküls mit einem X2 Molekül

bleibt die Gesamtenergie gleich, aber ein Teil der kinetischen Energie kann in potenzielle Energie umgewandelt werden, beispielsweise kann ein Teil der kinetischen Energie der beiden Moleküle auch für das Aufbringen der Aktivierungsenergie verwendet werden, sodass der aktivierte Komplex gebildet werden kann. Dieser kann sich entweder in die Ausgangsmoleküle A2 und X2 aufspalten (es findet keine Reaktion statt) oder er spaltet sich in 2 Moleküle AX (erfolgreiche Reaktion) es wird hier kinetische Energie frei.
Die Differenz zwischen aufgenommener Energie (Aktivierungsenergie Ea,h) und abgegebener Energie Ea,r ist die umgesetzte Energie ΔU:
Wenn Ea,r größer ist als Ea,h ist ΔU negativ, es wird Energie abgegeben.
Wenn Ea,h größer ist als Ea,r ist ΔU positiv, es wird Energie aufgenommen

ΔU = Ea,h – Ea,r

Слайд 295

Theorie des Übergangszustandes: Energiediagramm
potenzielle Energie
Reaktionskoordionate (Zeit)
A2 + X2
2AX
Ea,h
ΔU = Ea,h –

Ea,r

ΔU

Ea,r ist größer als Ea,h : ΔU ist negativ, es wird Energie abgegeben.

Слайд 296

Theorie des Übergangszustandes: Energiediagramm
potenzielle Energie
Reaktionskoordionate (Zeit)
A2 + X2
2AX
Ea,h
ΔU = Ea,h –

Ea,r

ΔU

Ea,r ist kleiner als Ea,h : ΔU ist positiv, es wird Energie aufgenommen.

Слайд 297

Geschwindigkeitsgesetze für einstufige Reaktionen:
Für einen einzelnen Reaktionsschritt ist die Zahl der

beteiligten Reaktanden Moleküle maßgeblich für die Reaktionsordnung. Wenn ein Molekül A und zwei Moleküle X in einem Schritt miteinander reagieren, so ist die Reaktionsgeschwindigkeit proportional zum Produkt der Konzentrationen:
→ es liegt eine Reaktion dritter Ordnung vor.
Diese Beziehung gilt nur für einstufige Reaktionen !
Einmolekulare Reaktionsschritte:
Ein einzelnes Reaktandenmolekül ist am Reaktionsgeschehen beteiligt, zb. Zerfall energiereicher Moleküle.

c(A).c2(X)

v = k.c(A)

Слайд 298

Geschwindigkeitsgesetze für einstufige Reaktionen:
Bimolekulare Reaktionsschritte:
Zwei Fälle, solche indem zwei verschiedene Moleküle

A und X miteinander reagieren:
Und solche, an dem 2 Moleküle der selben Verbindung beteiligt sind:
Trimolekulare Reaktionsschritte:
Erfordert das gleichzeitige Zusammenstoßen von 3 Molekülen, selten.
f. 3 verschiedene Moleküle:
f. zwei versch. Moleküle:
Wenn nur dieselbe Molekülsorte beteiligt ist:

v = k . c(A).c(X)

v = k.c2(A)

v = k.c(A).c(X).c(Z)

v = k.c2(A).c(X)

v = k.c3(A)

Слайд 299

Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit:
Die Geschwindigkeitskonstante k ändert sich mit der Temperatur gemäß

der Arrhenius-Gleichung:
k = A.e-Ea/RT
A ist eine reaktionsspezifische Konstante, Ea die Aktivierungsenergie, R die allgemeine Gaskonstante, T die absolute Temperatur.
k hängt exponentiell von T ab, eine kleine Änderung der Temperatur ergibt eine große Änderung für k
Die Erhöhung der Temperatur steigert die Reaktionsgeschwindigkeit.

Слайд 300

Katalyse:
Ein Katalysator ist ein Stoff, dessen Anwesenheit die Geschwindigkeit einer Reaktion

erhöht, ohne dass er selbst verbraucht wird.
Der Katalysator nimmt an der Reaktion teil, geht aber unverändert daraus hervor.
Eine katalysierte Reaktion verläuft nach einem anderen Reaktionsmechanismus als eine unkatalysierte:
Unkatalysiert:
A + X → AX
Katalysiert:
A + Kat → AKat
AKat + X → AX + Kat

Слайд 301

Katalyse:
unkatalysierte Reaktion katalysierte Reaktion
A2 + X2
2AX
potenzielle Energie
Reaktionskoordionate (Zeit)
A2 + Kat → AKat
potenzielle

Energie

Reaktionskoordionate (Zeit)

AKat + X → AX

ΔU

Слайд 302

Katalyse:
Die Reaktionsenergie ΔU wird durch den Katalysator nicht geändert !
Bei einer

reversiblen Reaktion wird auch die Rückreaktion katalysiert.
Die Aktivierungsenergie für die Rückreaktion Ea,r wird um den glei-chen Betrag gesenkt, wie die Aktivierungsenergie der Hinreaktion Ea,h
Homogene Katalyse: Der Katalysator ist in der gleichen Phase anwesend, wie die Reaktanden.
Heterogene Katalyse: Katalysator und Reaktanden liegen in unterschiedlichen Phasen vor.
Der Katalysator ist meist fest, die Reaktanden-Moleküle werden an der Oberfläche adsorbiert. Meist werden chemische Bindungen mit der Katalysatoroberfläche eingegangen: Chemisorption.

Слайд 303

Das chemische Gleichgewicht:
Es gibt reversible Reaktionen, die in beide Richtungen ablaufen:
A2

+ X2 2AX
Wird die Reaktion gestartet, verringert sich die Konzentration an A2 und X2 und die Reaktionsgeschwindigkeit nimmt immer mehr ab. Zu Beginn läuft noch keine Rückreaktion ab, da noch kein AX gebildet wurde. Sobald aber AX gebildet wird setzt auch die Rückreaktion ein, deren Geschwindigkeit mit ansteigender Menge an AX zunimmt.
Es kommt zu dem Punkt an dem die Geschwindigkeit der Hinreaktion so stark abgenommen und die Geschwindigkeit der Rückreaktion so stark zugenommenhat, dass sie gleich groß sind, es hat sich ein Gleichgewichtszustand eingestellt, die Konzentrationen der einzelnen Komponenten verändern sich nicht mehr.

Слайд 304

Das chemische Gleichgewicht:
Da aber weiterhin Hin- und Rückreaktion, eben nur mit

gleicher Geschwindigkeit, ablaufen spricht man von einem dynamischen Gleichgewicht.
Vergl. Weiter dynamische Gleichgewichte: ges. Lösungen, Auftauen

Слайд 305

Die Gleichgewichtskonstante:
Stellt man sich Hin und Rückreaktion als einstufige Reaktionsschritte vor,

so kann man die jeweiligen Geschwindigkeitsgesetze angeben:
A2 + X2 2AX
Hinreaktion: vh = kh .c(A2).c(X2)
Rückreaktion: vr = kr . C2(AX)
Im Gleichgewicht: vh = vr ergibt sich: kh.c(A2).c(X2) = kr. c2(AX)
Die Gleichgewichtskonstante:
ist temperaturabhängig !

Слайд 306

Die Massenwirkungsgesetz:
Gilt auch für mehrstufige Reaktionen sofern sie reversibel sind:
Es ist

für die Reaktionsgleichung:
aA + bB cC + dD
Die Substanzen auf der rechten Seite der Reaktionsgleichung kommen in den Zähler, ihre Koeffizienten werden Hochzahlen der Konzentrationen, die Substanzen auf der linken Seite kommen in den Nenner.
Für eine Bruttoreaktionsgleichung als Summe von nacheinander verlaufenden Einzelreaktionen ist die Gleichgewichtskonstante der Gesamtreaktion gleich dem Produkt der Gleichgewichtskonstanten der Einzelreaktionen Bsp MS281

Слайд 307

Die Massenwirkungsgesetz:
Mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes ist eine Vorrausage über die Richtung

in der eine Reaktion ablaufen kann möglich:
Beispiel MS284 !
Q = Reaktionsquotient, errechnet sich wie K, nur werden die Anfangskonzentrationen vor der Reaktion eingesetzt.
Für die Fälle:
Q < Kc wird die Reaktion von links nach rechts ablaufen
Q = Kc befindet sich das System im Gleichgewicht
Q > Kc wird die Reaktion von rechts nach links ablaufen.

Слайд 308

Heterogene Gleichgewichte:
Von heterogenen Gleichgewichten spricht man, wenn die am Gleich-gewicht beteiligten

Stoffe in unterschiedlichen Phasen vorliegen.
Beispiel:
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
Die Konzentration in einem reinen Feststoff oder einer reinen Flüssigkeit ist konstant wenn Druck und Temperatur konstant sind, Bei heterogenen Gleichgewichten werden die Konzentrationen werden die Konzentrationen von Feststoffen und Flüssigkeiten deshalb in die Konstante Kc miteinbezogen und nicht extra im Massenwirkungsgesetz
aufgeführt.
Kc = c(CO2)
Im Gleichgewichtszustand stellt sich bei gegebener Temperatur über dem Feststoff eine definierte CO2 Konzentration ein.

Слайд 309

Die Gleichgewichtskonstante Kp:
Für den Fall, dass all an einer Gleichgewichtsreaktion beteiligten

Stoffe Gase sind, kann man das Massenwirkungsgesetz auch mit Hilfe der Partialdrücke formulieren:
aA(g) + bB(g) xX(g) + yY(g)
Kp hat einen anderen Zahlenwert als Kc
Zwischen Kc und Kp gibt es einen Zusammenhang:
Δn ist die Differenz der Molzahlen: Summe der Molzahlen auf der rechten minus Summe der Molzahlen auf der linken Seite der Reaktionsgleichung. (Beispiele MS 285 rechts unten)

Kp = Kc.(RT)Δn

Слайд 310

Das Prinzip des kleinsten Zwanges:
Ein im Gleichgewicht befindliches System weicht einem

Zwang aus, und es stellt sich eine neues Gleichgewicht ein. (Le Chatelier)
Dies gilt auch für Gleichgewichtsreaktionen.
Jede Änderung einer Bedingung (Druck, Temperatur, Konzentration) stellt einen solchen Zwang dar.
Konzentrationsänderungen:
Wird die Konzentration einer Substanz in einer Gleichgewichtsreaktion erhöht so wird das Gleichgewicht so verlagert, dass die Substanz verbraucht wird.
A + B C + D
Wird c(A) oder c(B) erhöht, wird das Gleichgewicht nach rechts verschoben, es entsteht mehr C und D, wenn c (D) verringert wird, wird das Gleichgewicht ebenfalls nach rechts verschoben. (Bsp: Veresterung: Entfernen des Reaktionswassers)

Слайд 311

Das Prinzip des kleinsten Zwanges:
Druckänderungen:
Vor allem wichtig bei Reaktionen an denen

Gase beteiligt sind.
Hier ist dann entscheidend auf welcher Seite der Reaktionsgleichung
die höhere Molzahl an Gasen entsteht, bei Erhöhung des Drucks wird das Gleichgewicht von dieser Seite weg verschoben !
Bsp: 2 SO2 + O2 2SO3
Bei Anwendung von Druck weicht das Gleichgewicht nach rechts aus, weil hier weniger Mol Gase sind !
Reaktionen bei denen sich die Molzahl an Gasen nicht ändert werden nicht beeinflusst !!!

Слайд 312

Das Prinzip des kleinsten Zwanges:
Temperaturänderungen:
Reaktionen, die exotherm verlaufen werden durch Zufuhr

von Wärme auf die Seite der Ausgangsprodukte gedrängt, solche die endotherm verlaufen, auf die Seite der Endprodukte.
Temperaturerniedrigung bei exothermen Reaktionen führt zu einer Verschiebung des Gleichgewichts nach rechts, bei endothermen Reaktionen nach links.
Katalysatoren beeinflussen die Lage des Gleichgewichts nicht, da Hin- und Rückreaktion katalysiert werden, die Einstellung des Gleichgewichts wird aber beschleunigt.

Слайд 313

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Das Arrhenius-Konzept:
Arrhenius Säure: bildet in Wasser

H+(aq) Ionen
Arrhenius Base: bildet in Wasser OH–(aq) Ionen
Neutralisation: H+(aq) + OH-(aq) → H2O
Es werden nur Ionen in wässriger Lösung betrachtet !
Beispiel:
HCl → H+(aq) + Cl-
NaOH → Na+ + OH-(aq)

Слайд 314

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Das

Brǿnsted Lowry-Konzept:
Säure: ist ein Protonendonator, eine Substanz die Protonen abgibt
Base: ist ein Protonenakzeptor, kann Protonen aufnehmen
Eine Säure-Basen-Reaktion ist die Übergabe von Protonen von der Säure an die Base. Säuren und Basen können Moleküle, aber auch Ionen sein.
Beispiel:
Hier ist die Essigsäure die Säure, sie gibt ein Proton an Wasser ab, das als Base agiert. Die Reaktion ist reversibel, so kann das entstandene Oxoniumion, das als Säure agiert ein Proton auf die Base Acetat übertragen. In der Reaktionsgleichung sind zwei Säuren (Essigsäure, Oxoniumion) und zwei Basen (Acetat, Wasser) beteiligt.

Слайд 315

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Das Brǿnsted Lowry-Konzept:
Bei der Hinreaktion nimmt

die Base Wasser ein Proton auf und wird zur Säure H3O+, bei der Rückreaktion gibt die Säure H3O+ ein Proton ab und wird zur Base H2O.
Dieses Säure/Basepaar das durch Verlust und Aufnahme eines Protons zusammengehört wird als konjugiertes oder korrespondierendes Säure/Basenpaar bezeichnet.
Essigsäure und Acetat bilden ein zweites konjugiertes Säure/Basenpaar.
Wasser tritt gegenüber Essigsäure als Base auf, gegenüber Ammoniak
als Säure. Substanzen, die sowohl als Base, wie auch als Säure auftreten können nennt man amphoter. Vergl. Tab18.1 MS293.

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-

Слайд 316

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Die Neutralisationsreaktion nach Arrhenius:
H3O+ + OH-

H2O + H2O
Wäre im Sinn der Brǿnsted Definition so zu interpretieren:
Die konjugierte Säure und die konjugierte Base des amphoteren Lösungsmittels Wasser bilden miteinander Wasser.
Die Stärke von Brǿnsted Säuren und Basen:
Säurestärke: Ist die Tendenz Protonen abzugeben.
Basenstärke: die Tendenz Protonen aufzunehmen.
HCl + H2O H3O+ + Cl-
Bsp: HCl und H2O werden vollständig zu H3O+ und Cl- umgesetzt.
HCl ist eine stärkere Säure als H3O+ da sie ihre Protonen vollständig abgibt, das Gleichgewicht liegt völlig rechts.
H2O ist eine stärkere Base als Cl- da es alle Protonen, die abgegeben werden aufnimmt.

Слайд 317

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Zur starken Säure HCl korrespondiert eine

schwache Base Cl-
Zur schwachen Säure H3O+ korrespondiert eine starke Base H2O
Wegen der Tendenz einer starken Säure, Protonen abzugeben, ist ihre konjugierte Base notwendigerweise schwach.
Je stärker eine Säure, desto schwächer ist ihre konjugierte Base, und je stärker eine Base, desto schwächer ist ihre konjugierte Säure.
Bsp. Essigsäure (S294)
Die Lage des Gleichgewichts begünstigt jeweils die Bildung der schwächeren Säure und der schwächeren Base.
Bei der Reaktion von HCl mit H2O sind die Konzentrationen von H3O+ und Cl- groß, bei der Reaktion von CH3COOH sind die Konzentrationen von H3O+ und CH3COO- klein.
Vergl. Tab. 17.2 Säurestärken,MS294.

Слайд 318

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Wässrige Lösungen der starken Säuren HClO4,

HNO3, HCl zeigen bei gleicher Konzentration gleiche Säurestärke, da sie ihr Proton sofort auf H2O übertragen und H3O+ die stärkste Säure ist, die in wässriger Lösung existieren kann. Wasser hat also einen nivellierenden Effekt auf starke
Säuren.
Wasser nivelliert auch starke Basen:
Die stärkste Base, die in Wasser existieren kann ist das OH- Ion. Stärkere Basen, wie NH2- nehmen in Wasser sofort Protonen auf:
NH2- + H2O → NH3 + OH-
Die Basizität des Amidions wird auf die des Wassers herabgesetzt.

Слайд 319

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Das gilt nicht nur für Wasser,

sondern auch für andere Lösungsmittel wie Ammoniak:
Hier ist die stärkst möglich Säure das NH4+
In flüssigem Ammoniak ist die Essigsäure vollständig dissoziiert, da sie eine stärkere Säure ist als NH4+:
CH3COOH + NH3 → CH3COO- + NH4+
Die stärkst mögliche Base in fl. Ammoniak ist das Amidion NH2-:
NH3 + H- → NH2- + H2
das Hydridion ist stärker basisch als das Amidion

Слайд 320

Säurestärke und Molekülstruktur:
Säuren, in denen die Wasserstoffatome nicht an Sauerstoff gebunden

sind: Binäre Wasserstoffverbindungen (aus zwei Elementen aufgebaut)
Die Säurestärke wird von zwei Faktoren beeinflusst:
Der Elektronegativität des anderen Atoms
Die Säurestärke nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu, sowie die Elektronegativität der Elemente zunimmt.
NH3 < H2O < HF
Dem Atomradius des anderen Atoms.
Je größer ein Atom ist desto leichter wird ein Proton abgegeben.
Die Säurestärke von Wasserstoffverbindungen nimmt innerhalb einer
Hauptgruppe von oben nach unten zu.
H2O < H2S < H2Se

Слайд 321

Säurestärke und Molekülstruktur:
Oxosäuren: Aufbau: H-O-Z
Das Proton ist an den Sauerstoff gebunden,

die Säurestärke wird hauptsächlich von der Elektronegativität des Atoms Z abhängen.
Ist Z ein Metall mit niedriger Elektronegativität so liegt eine Ionenbindug vor: zb. K+ OH-
Ist Z ein elektronegatives Nichtmetall so ist die Bindung zum Sauerstoff kovalent, der Sauerstoff muss für diese Bindung ein Elektron zur Verfügung stellen, seine Elektronendichte ist etwas geringer, was dazu führt dass die Bindung zum Wasserstoff stärker polarisiert wird, da das O einen Elektronenzug auf diese Bindung ausübt.
Je elektronegativer das Atom Z ist umso stärker ist die Säure.
HOI < HOBr < HOCl

Слайд 322

Säurestärke und Molekülstruktur:
Oxosäuren: zusätzliche Sauerstoffe am Zentralatom: Aufbau: H-O-Z-O
So wird die

Säurestärke weiter erhöht da diese dem Zentralatom weitere Elektronen entziehen und es positiver machen. Das Zentral-atom entzieht dem O Atom an dem der Wasserstoff hängt Elektronen, die Bindung zum H wird noch stärker polarisiert und das Proton immer leichter abspaltbar. Je mehr O-Atom am Zentralatom hängen, umso stärker sauer wird die Verbindung.
Beispiel: HOCl < HClO2 < HClO3 < HClO4
Die Abstufung der Säurestärke bei Oxochlorsäuren kann auch auf Basis der Formalladungen des Chlor-Atom interpretiert werden, die Formalladung des Chlors nimmt mit jedem hinzukommenden O zu, die Elektronenpaare werden noch stärker zum Cl gezogen…

Слайд 323

Säurestärke und Molekülstruktur:
Oxosäuren: Allgemein kann man bei Oxosäuren die Säurestärke aus

der Zahl der O-Atom abschätzen, die an das Zentralatom gebunden, nicht jedoch an ein H-Atom gebunden sind.
Säurestärke für Säuren der allgemeinen Formel (HO)mZOn:
n = 0 schwache Säuren
n = 1 mittelstarke Säuren
n = 2 starke Säuren
n = 3 sehr starke Säuren
Beispiele siehe MS297
Der Effekt lässt sich auch an organischen Verbindungen nachweisen, wie Ethanol Essigsre, Trifluoressigsre. Vgl S297.

Слайд 324

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Das Säure-Base Konzept von Lewis:
Lewis-Säure: Elektronenpaar-Akzeptor
Lewis-Base:

Elektronenpaar-Donator
Eine Base, die über ein freies Elektronenpaar verfügt kann mit einer Säure, die dieses anlagert eine kovalente Bindung ausbilden.
Resultat einer Lewis Säure-Base Reaktion ist die Ausbildung einer kovalenten Bindung zwischen Säure und Base, wobei da Elektronenpaar von der Base zur Verfügung gestellt wird.

Слайд 325

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Das Säure-Base Konzept von Lewis:
Lewis-Säure: Elektronenpaar-Akzeptor
Lewis-Base:

Elektronenpaar-Donator

Слайд 326

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Das Säure-Base Konzept von Lewis:
Eine Substanz,

die nach Brǿnsted eine Base ist, ist auch nach dem Lewis-Konzept eine Base.
Die Säuredefinition nach Lewis erfasst aber eine wesentlich größere Zahl an Substanzen.
Eine Lewis-Säure muss, als Elektronenpaarakzeptor, eine „Elektronenlücke“ aufweisen, das mit dem Elektronenpaar der Base besetzt werden kann.
Beispiele MS298 !
Zu den Verbindungen mit Elektronenlücke zählen:
■ Moleküle oder Atome mit unvollständigem Elektronenoktett:
Bsp.: BF3 AlCl3, S-Atom; Bildung AlCl3-dimer.

Слайд 327

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Das Säure-Base Konzept von Lewis:
■ Viele

einfache Kationen sind Lewis-Säuren:
Cu2+ + 4 NH3 → [Cu(-NH3)4]2+
Fe3+ + 6 CN- → [Fe(-CN)6]3-
■ Verbindungen mit Elementen, deren Valenzschale über das
Elektronenoktett aufgeweitet werden kann, zb SiF4, SnCl4, PF5, die
durch Reaktion mit Basen wie F- oder Cl- zu 12 Valenzelektronen
gelangen. Beisp. MS298.
■ Verbindungen mit elektronenverarmten Zentralatomen, zb. SO2, CO2,
Die Sauerstoffe ziehen Elektronen an sich, es entsteht eine
Elektronenlücke, die mit dem Elektronenpaar einer Lewis-Base gefüllt
werden kann. Vgl MS 298.

Слайд 328

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Das Säure-Base Konzept von Lewis:
Arrhenius und

Brǿnsted Säure-Base-Reaktionen können im Sinne von Lewis interpretiert werden. Das Proton übernimmt dabei die Rolle der Säure, nach Lewis ist das Proton selbst die Säure !
Eine Brǿnsted Säure-Basen-Reaktion ist nach Lewis eine Verdrängungsreaktion, bei der eine Base durch eine andere verdrängt wird:
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
Die an das Proton gebundene schwache Base Chlorid wird hierbei durch die stärkere Base Wasser verdrängt.

Слайд 329

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Das Säure-Base Konzept von Lewis:
Eine Base

stellt einem Atomkern ein Elektronenpaar zur Verfügung; das wird als nucleophil (kernliebend) bezeichnet.
Wasser ist stärker nucleophil als das Chloridion, es handelt sich bei dieser Reaktion um eine nucleophile Verdrängungsreaktion.
Lewis Säuren sind Elektronenpaar-Akzeptoren, sie sind elektrophil (elektronenliebend). In einer elektrophilen Verdrängungsreaktion wird eine Lewis-Säure durch eine andere verdrängt. Diese Reaktionen sind seltener.
Die Lewis-Säuren lassen, sich anders als die Brǿnsted-Säuren, mit Hilfe der Gleichgewichtskonstanten schlecht erfassen, man kann jedoch harte und weiche Lewis-Säuren und Basen unterscheiden, wobei sich harte (schwer polarisierbare) Säuren mit harten Basen und weiche Säuren mit weichen Basen verbinden.

Слайд 330

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Das Säure-Base Konzept von Lewis:
Beispiel: das

Thiocyanation:
Hat ein „hartes“ und ein „weiches“ Ende:
Der kleine Stickstoff (hart) ist schwerer polarisierbar als der größere Schwefel (weich), deshalb wird in der Verbindung FeHg(SCN)4 der Stickstoff eher an das kleinere (härtere) Eisen und der Schwefel an das größere „weichere“ Quecksilber gebunden sein.
Die Säurestärke mancher Brǿnsted-Säuren kann durch Zusatz von Lewis-Säuren noch erhöht werden. Es entstehen Säuren, die bis zu 1018 mal saurer sind als Schwefelsäure, sogenannte Supersäuren.
Beisp..MS299 Fluorsulfonsäure + SbF5

Слайд 331

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Lösungsmittelbezogene Säuren und Basen:
Ein weiteres Säure/Basen

Konzept. Das auf Wasser bezogene Konzept von Arrhenius wird auf andere Lösungsmittel erweitert:
Eine auf das Lösungsmitte bezogene Säure ist eine Substanz die das Kation des Lösungsmittel bildet, eine Base bildet das charakteristische Anion.
Bei der Reaktion einer Säure mit einer Base, der Neutralisation, entsteht das Lösungsmittel als eines der Reaktionsprodukte.
Vergl Tab. 18.4, S 300 !
Ammoniak ist ein wasserähnliches Lösungsmittel, bildet den Hydraten vergleichbare Ammoniakate, gelöste Ionen sind solvatisiert. Ammoniak verfügt ähnlich dem Wasser über eine Eigendissoziation:

2NH3 NH4+ + NH2-

Слайд 332

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Säure-Basen Gleichgewichte:
Die Prinzipien des chemischen Gleichgewichts

gelten auch für wässrige Lösungen:
Eigendissoziation des Wassers:
2H2O H3O+ + OH-
Die Gleichgewichtskonstante lautet
Da Wasser ein schwacher Elektrolyt ist, liegt das Gleichgewicht eher links, in reinem Wasser kann die Konzentration der Wassermoleküle als konstant angesehen werden, sie beträgt:
c(H2O) = 1000gl-1/18.015gmol-1 = 55.51 mol/l
c(H2O) kann als konstant angesehen werden und wird daher in die Gleichgewichtskonstante miteinbezogen:

Слайд 333

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Säure-Basen Gleichgewichte:
c(H2O) kann als konstant angesehen

werden und wird daher in die Gleichgewichtskonstante miteinbezogen:
Kw ist wie andere Gleichgewichtskonstanten temperaturabhängig und ist bei 25°C 1,0.10-14 mol2/L2, da ein Wassermolekül immer zu gleichen Teilen in ein Proton und ein Hydroxdion dissoziiert, sind c(H+) und c(OH-) in reinem Wasser gleich groß, c(H+) = 1,0 . 10-7 mol/l
Wird zu reinem Wasser eine Säure zugesetzt, so steigt die Protonenkonzentration an, das Gleichgewicht verschiebt sich zu niedrigeren Hydroxidionenkonzentrationen, die Lösung wird sauer, umgekehrt ist in basischen Lösungen die Hydroxidionenkonzentration größer als 10-7 mol/L und dementsprechend sinkt die Protonenkonzentration ab, die Lösung ist basisch.

Kw = K.c2(H2O) = c(H+).c(OH-) = das Ionenprodukt des Wassers

Слайд 334

Säure und Base- Theorien und Konzepte:
Säure-Basen Gleichgewichte:
Zur Vereinfachung ist es zweckmäßig

zu logarithmieren, der pH-wert ist per Definition der negative dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration:
pH = -lg c(H+)/molL-1 pOH = -lg c(OH-)/molL-1
Vergl. Tab19.1 MS305 !
Das Ionenprodukt des Wassers sieht logarithmiert so aus:
pKw ist ebenso der negative dekadische Logarithmus von Kw.
Rechenbeispiel 19.1 S305.

pH + pOH = pKw = 14

Слайд 335

Слайд 336

Der pH-Wert einer schwachen Säure errechnet sich mit folgender Formel:
pH ≈

½ (pKs – lgco)
wobei pKs der negative dekadische Logarithmus der Dissoziations konstante der schwachen Säure und c0 die Anfangskonzentration dieser Säure ist !
In wässrigen Lösungen von schwachen Basen stellt sich ein Gleichgewicht ein, an dem OH- Ionen beteiligt sind.
Die dazugehörige Gleichgewichtskonstante heißt Basenkonstante KB.
Die konstante Wasserkonzentration wurde hierbei schon miteinbezogen. Bsp.: Ammoniak, S308
Der pOH-Wert einer schwachen Base errechnet sich nach der Formel:
pOH ≈ ½(pKB – lgc0)

Слайд 337

Für ein konjugiertes Säure-Basenpaar gilt:
pKs + pKB = pKw = 14
Vergl.

Tab. 19.3, S311 Säure und Basendissoziationskonstanten
Pufferlösungen:
Pufferlösungen zeichnen sich dadurch aus, dass sie den pH-Wert bei begrenztem Zusatz von Säure oder Lauge konstant halten.
Beispiel: Essigsäure-Acetat-Puffer, MS313
Für eine Lösung, die eine schwache Säure und ihre konjugierte Base im Stoffmengenverhältnis 1:1 enthält gilt immer pH = pKs.
Werden so einer Lösung Protonen zugesetzt, so reagieren diese mit der konjugierten Base, werden Hydroxidionen zugesetzt, so reagieren diese mit der Säure, der pH Wert wird in einem begrenzten Bereich relativ konstant gehalten. Vergl. Bsp.19.7, S313

Слайд 338

Pufferlösungen:
Puffer für den basischen Bereich werden ähnlich hergestellt, man verwendet ein

konjugiertes Säure-Basen-System, dessen Säure einen pKs größer 7 hat, bsp. Ammonchlorid: NH4+ hat pKs von 9,26.
Fertigt man eine Lösung an, in der das Stoffmengenverhältnis von NH3 und NH4Cl = 1:1 ist, so erhält man einen Puffer mit dem pH-Wert 9,26.
Generell wird der pH-Wert einer Pufferlösung mit der Henderson-Hasselbalchschen Gleichung berechnet:
Wobei c(HA) die Konzentration einer Säure und c(A-) die Konzentration des dazugehörigen Anions ist.

Слайд 339

Mehrprotonige Säuren :
Enthalten mehr als ein abspaltbares Proton pro Molekül.
Beispiele: Schwefelsäure

H2SO4, Phosphorsäure H3PO4, Arsensäure H3AsO4, Kohlensäure H2CO3
Mehrprotonige Säuren dissoziieren schrittweise und jeder Schritt hat dabei seine eigene Dissoziationskonstanze !
Die erste Dissoziationsstufe ist immer am stärkste, das erste Proton wird immer am leichtesten abgegeben, dann folgt das zweite, das dritte wird am schwersten abgegeben.
Es gilt für alle mehrprotonigen Säuren:
Ks1 > Ks2 > Ks3
Beispiel , Phosphorsäure MS 316

Слайд 340

Mehrprotonige Säuren :
Man kennt keine mehrprotonige Säure, von der in wässriger

Lösung alle Protonen vollständig dissoziiert sind.
Schwefelsäure ist im ersten Schritt eine starke Säure, die vollständig dissoziiert ist, im zweiten Schritt jedoch nicht.
Vgl. Tab 19.5. S317 Dissoziationskonstanten v. mehrprotonigen Säuren
Salze schwacher Säuren und Basen:
Salze, die aus starken Säuren und starken Basen entstanden sind verhalten sich beim Auflösen neutral:
Bsp: NaCl, KNO3, CaSO4
Anders verhalten die aus schwachen Säuren oder schwachen Basen entstanden sind:

Слайд 341

Salze schwacher Säuren und Basen:
Anionen, die sich von schwachen Säuren ableiten,

wie zb. Acetat, Nitrit ect. verhalten sich in Lösung basisch.
Kationen, die sich von schwachen Basen ableiten, wie zb. Ammonium, Aluminiumion verhalten sich in Lösung sauer.
Ursache: je schwächer eine Säure, desto stärker ist die konjugierte Base. Das Anion der schwachen Säure repräsentiert diese starke Base, somit sind Salze schwacher Säuren basisch.
Beispiel: Eine Lösung von Natriumacetat reagiert basisch !
Je schwächer eine Base, desto stärker die korrespondierende Säure. Das Kation, der schwachen Base repräsentiert eine starke Säure, somit sind Salze mit solchen Kationen sauer.
Beispiel: Eine Lösung von Ammonchlorid reagiert sauer !

Слайд 342

Löslichkeitsprodukt :
Wird eine schwerlösliche Verbindung mit Wasser versetzt, so ist sie

zumindest teilweise in Wasser löslich, in der Lösung stellt sich eine gewisse Konzentration der Substanz ein, das ganze stellt ein dynamisches Gleichgewicht dar, in dem Ausfällungsprozess und Auflösungsprozess in der gleichen Geschwindigkeit ablaufen.
Das Massenwirkungsgesetz ist anwendbar:
Bsp.: AgCl Ag+ + Cl-
da die Konzentration im reinen Feststoff konstant ist, wird diese in die Gleichgewichtskonstante miteinbezogen:
L wird als Löslichkeitsprodukt bezeichnet und ist von der Temperatur
abhängig.

c(Ag+).c(Cl-) = K.c(AgCl) = L

Слайд 343

Löslichkeitsprodukt:
Entstehen beim Auflösen eine Salzes mehr als zwei Ionen pro Formeileinheit,

müssen diese als Koeffizienten berücksichtigt werden:
Bsp.: Mg(OH)2 Mg2+ + 2OH- L = c(Mg2+) . c2(OH-)
Fällungsreaktionen:
Für jede Lösung eine Salzes lässt sich das Ionenprodukt dieser Lösung errechnen, als Produkt der Ionenkonzentrationen in der Lösung.
■ Ist das Ionenprodukt niedriger als das Löslichkeitsprodukt, so liegt
eine nicht gesättigte Lösung vor.
■ Ist das Ionenprodukt gleich dem Löslichkeitsprodukt, so liegt eine
gesättigte Lösung vor.
■ Ist das Ionenprodukt größer als das Löslichkeitsprodukt, so liegt eine
übersättigte Lösung vor.

Слайд 344

Fällungsreaktionen:
■ Ist das Ionenprodukt gleich dem Löslichkeitsprodukt, so liegt eine
gesättigte

Lösung vor.
Beispiel:
Es liegt eine gesättigte Lösung von Bariumsulfat BaSO4 vor:
BaSO4 Ba 2+ + SO42-
Das Löslichkeitsprodukt ist gleich dem Ionenprodukt, das Bariumsulfat ist gerade noch vollständig gelöst.
Wird nun entweder Sulfat oder Barium zugesetzt, so wird das Löslichkeitsprodukt überschritten, festes Bariumsulfat fällt so lange aus, bis das Löslichkeitsprodukt wieder erfüllt ist, es kommt zu einer Fällungsreaktion !
Diese Fällungsreaktionen werden in der qualitativen als auch in der quantitativen Analytik verwendet.

Слайд 345

Komplexgleichgewichte:
Komplexe sind Verbindungen bei denen mehrere Liganden um ein Zentralatom gruppiert

sind.
Das Zentralatom ist of eine Lewis-Säure, die Liganden Anionen oder Moleküle, die Elektronenpaare zur Verfügung stellen.
Beispiel:
Fe 2+ + 6CN- [Fe(CN)6]4-
Die Bildungs- oder Stabilitätskonstante des Komplexes errechnet sich:
Die Komplex-Zerfalls oder Komplexdissoziationskonstante ist:

Also gilt: Kk = 1/KD

Слайд 346

Elektrochemie:
Elektrischer Strom ist ein Ladungsfluss. In Metallen sind Elektronen die Träger

des elektrischen Stromes, sie sind Elektronenleiter, Leiter erster Ordnung (Klasse) oder metallische Leiter.
In Metallen existiert zwischen den Atomen, die einen relativ fixen Platz haben, ein Elektronengas.
Werden an einem Ende eines Metalldrahts Elektronen hineingedrückt, so schiebe diese das Elektronengas vor sich her und Elektronen treten am anderen Ende des Drahts aus, genau soviel wie eingetreten sind, daher bleibt die elektrische Neutralität des Drahts erhalten.
Das elektrische Potenzial oder die elektrische Spannung ist der Druck mit dem die Elektronen in den Draht geschoben werden und hat die Einheit Volt (V)
Die Einheit für die elektrische Ladung (Ladungsmenge, Elektrizitätsmenge ist das Coulomb (C).

Слайд 347

Elektrochemie:
Die Stromstärke wird in Ampere (A) gemessen und entspricht der Ladung

eines Coulombs pro Sekunde. Um eine Ladung von 1C gegen eine Spannung von 1V zu bewegen muss eine Energie von 1 Joule (J) aufgebracht werden.
Der Stromfluss in Metallen ist nicht ungehindert, durch Eigenschwingungen der Metallatome wird dem Stromfluss ein Widerstand entgegengebracht.
Bei höheren Temperaturen schwingen die Metallatome mehr, der Widerstand erhöht sich.
Je größer der Widerstand, umso größer ist die Spannung die angelegt werden muss, um eine bestimmte Stromstärke zu erreichen.
Den Zusammenhang liefert das Ohmsche Gesetz:
wobei E die Spannung (Einheit V), R der Widerstand (Einheit Ohm, W), I die Stromstärke (Einheit Ampere, A) ist.

1J = 1V.C

E = R.I

Слайд 348

Elektrolytische Leitung:
Beim elektrischen Stromfluss durch Elektrolyte wird die fließende Ladung durch

Ionen getragen.
Strom kann nur fließen, wenn Ionen bewegt werden können.
Das heißt, in Lösungen oder Schmelzen von Elektrolyten, da in Festkörpern Ionen nicht beweglich sind.
Elektroden: durch sie wird der Stromtransport bewerkstelligt: der Teil der Elektronen hineindrückt, ist negativ geladen und heißt Kathode,
Die Elektrode, die Elektronen absaugt ist positiv geladen und heißt Anode. Die Elektronen werden an der Kathode an positiv geladene Teilchen (Kationen) übergeben, während an der Anode Elektronen von negativ geladenen Ionen, Anionen, übernommen werden.
Es findet an der Kathode ein Reduktions- und an der Anode ein Oxidationsvorgang statt.
Beispiel: Elektrolyse von NaCl-Schmelze MS359 unten.

Слайд 349

Elektrolytische Leitung:
Beispiel: Elektrolyse von NaCl-Schmelze:
Kathoden-Prozess: Anoden-Prozess:
Na+ + e- → Na Cl-

→ 1/2Cl2 + e-
Gesamt: 2NaCl → 2Na + Cl2

Слайд 350

Das elementare Natrium schwimmt auf der Schmelze und kann abgeschöpft werden,

das Chlor entweicht als Gas. Die Elektrolyse, wie dieser Vorgang bezeichnet wird, dauert so lange an, solange Natrium- und Chloridionen vorhanden sind.
Die elektrolytische Leitung hängt von der Beweglichkeit der Ionen ab.
Faktoren, die die Beweglichkeit behindern, erhöhen den elektrischen Widerstand. Solche Faktoren sind: Interionische Wechselwirkungen, Solvathüllen, Viskosität der Flüssigkeit.
Da diese Faktoren mit steigender Temperatur abnehmen, leiten solche Ionenleiter den Strom bei höheren Temperaturen besser, der elektrische Widerstand nimmt mit steigender Temperatur ab.

Слайд 351

Elektrolyse von wässrigen Lösungen:
Anders als bei der Elektrolyse von Schmelzen, scheidet

sich bei der Elektrolyse von wässrigen Lösungen nicht immer ein Metall an der Kathode ab, sondern u. Ust. auch Wasserstoff.
Bsp. Elektrolyse einer Natriumsulfatlösung:
Kathoden-Prozess: Anoden-Prozess:
2H+ + 2e- → H2 2OH- → 1/2O2 + H2O + 2e-
Gesamt: H2O → H2 + 1/2O2
Das liegt daran, dass an der Anode die Hydroxidionen eher oxidiert werden als die Sulfationen und an der Kathode die Protonen eher reduziert werden als die Natriumionen.

Слайд 352

Elektrolyse einer Kochsalzlösung:
Hier wird das Anion des Elektrolyten entladen:
Kathoden-Prozess: Anoden-Prozess:
2H+ +

2e- → H2 2Cl- → Cl2 + 2e-
Gesamt: 2H2O + 2Na+ + 2Cl- → H2 + Cl2 + 2Na+ + 2OH-
Bei der Elektrolyse einer wässrigen Kochsalzlösung wird an der Kathode Wasserstoff abgeschieden, an der Anode Chlor, aus dem Wasser werden Hydroxidionen nachgebildet, die das Chloridion ersetzen. Die dabei ebenso entstehenden Protonen werden an der Kathode reduziert und verlassen als elementarer Wasserstoff die Lösung. Dampft man eine erschöpfend elektrolysierte Natriumchloridlösung ein, so erhält man festes Natriumhydroxid, eine basische Substanz, hier wird aus einer neutralen Verbindung durch Elektrolyse eine basische Verbindung hergestellt !

Слайд 353

Elektrolyse einer Kupferchloridlösung:
Kathoden-Prozess: Anoden-Prozess:
Cu2+ + 2e- → Cu 2Cl- → Cl2

+ 2e-
Gesamt: Cu2+ + 2Cl- → Cl2 + Cu
Hier wird an der Kathode elementares Kupfer abgeschieden und nicht Wasserstoff, da die Kupferionen leichter entladen werden als die Protonen. An der Anode entsteht durch Oxidation der Chloridionen wiederum elementares Chlor.

Слайд 354

Mengenverhältnisse bei der Elektrolyse:
Beispiel: NaCl-Schmelzelektrolyse:
Um ein Mol Natrium abzuscheiden, wird ein

Mol Elektronen benötigt.
Die elektrische Ladung von einem Mol Elektronen beträgt F = 96485 C.
Diese Zahl heißt Faraday-Konstante.
Während an der Kathode ein Mol Elektronen zugeführt wird, wird an der Anode ein Mol Elektronen abgezogen und im Fall der NaCl Schmelzelektrolyse ein Mol Chlorid entladen, wobei ein halbes Mol Cl2 entsteht.
Allgemein gilt: werden 96485 C durch eine Elektrolyse geleitet, so wird an jeder Elektrode die Stoffmenge von einem Äquivalent umgesetzt. (Faraday Gesetz)
m..Masse, M/z…Molare Äquivalentmasse, L..Elektrizitätsmenge,
F..Faradaykonstante

Слайд 355

Galvanische Zellen:
Eine Zelle, die als Stromquelle dient, wird galvanische Zelle genannt.
Die

Reaktion von Zink-Metall mit Kupfer II Ionen in wässriger Lösung ist eine spontane Reaktion bei der Elektronen übertragen werden:
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
Man kann diese Reaktion in zwei Halbreaktionen zerlegen und diese Halbreaktionen auch tatsächlich räumlich voneinander trennen und getrennt voneinander an den Elektroden einer galvanischen Zelle ablaufen lassen:
Anodenreaktion: Kathodenreaktion:
Zn → Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e- → Cu

Слайд 356

Galvanische Zellen:
Die linke Halbzelle besteht aus einer Zink-Elektrode, die in eine

Zinksulfatlösung eintaucht, die rechte Halbzelle aus einer Kupferelektrode, die in eine Kupfersulfatlösung eintaucht.
Die beiden Halbzellen sind durch eine poröse Trennwand voneinander getrennt, die das mechanische Vermischen der beiden Lösungen verhindert, die aber durchlässig für Ionen ist.
Wenn die beiden Elektroden über einen Draht leitend miteinander verbunden werden, so fließen Elektronen von der Zinkelektrode zur
Kupferelektrode.
Dabei wird an der Zinkelektrode Zink zu Zn2+ oxidiert, die Zinkelektrode löst sich mit der Zeit auf, die dabei entstehenden Elektronen verlassen die Elektrode über den Draht, gelangen zur Kupferelektrode, wo sie von Cu2+ Ionen aufgenommen werden, dabei wird elementares Kupfer an der Elektrode abgeschieden.

Слайд 357

Anodenreaktion: Kathodenreaktion:
Zn → Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e- → Cu

Слайд 358

Die Elektrode, aus der die Elektronen herausfließen, wird als Minus-Pol oder

Anode bezeichnet. Die Elektrode, in die Elektronen hineinfließen, als Plus-Pol oder Kathode. Außerhalb der Zelle fließen die Elektronen vom Minus- zum Plus-Pol, innerhalb der Zelle erfolgt der Stromfluss durch Ionen, Anionen (SO42-) wandern von der Kathode zur Anode, Kationen wandern in die umgekehrte Richtung. Von der Anode werden Zinkionen an die Lösung abgegeben, Elektronen bleiben im Metall zurück, zum Ausgleich der zusätzlichen positiven Ladung im Bereich der Anode müssen Sulfationen in Richtung Anode wandern. Gleichzeitig wandern Zinkionen in Richtung Kupferelektrode. An der Kathode werden Kupferionen aus der Lösung entfern, indem sie Elektronen aus der Elektrode aufnehmen. Kupferionen aus der Lösung wandern Richtung Kathode um die verbrauchten Kupferionen zu ersetzen. Warum die Trennwand: Kämen Cu-Ionen in direkten Kontakt mit der Zinkelektrode, würden sie sich gleich dort entladen und es gäbe keinen Stromfluss über den Draht, sondern die Zinkelektrode würde einen Kupferüberzug bekommen.

Слайд 359

An dem Verbindungsdraht des Daniell-Elements wird eine Spannung, eine elektrisches Potenzial

gemessen.
Das elektrische Potenzial einer galvanischen Zelle nennt man elektromotorische Kraft. (EMK)
Sie wir in Volt angegeben.
Je größer die Tendenz zum Ablaufen einer chemischen Reaktion in der Zelle ist, desto größer ist ihre elektromotorische Kraft. Sie hängt von den beteiligten Substanzen, ihren Konzentrationen und von der Temperatur ab.
Die Standard EMK ΔE0 bezieht sich auf die elektromotorische Kraft in einer Zelle, in der alle Reaktanden und Produkte in ihren Standardzuständen vorliegen. Der Standardzustand eines reinen Feststoffes oder einer Flüssigkeit ist der reine Feststoff oder die reine Flüssigkeit. Temperatur: üblicherweise 25°C

Слайд 360

Um die elektromotorische Kraft zu messen, muss die galvanische Zelle ihren

maximal möglichen Spannungswert aufweisen. Man misst mit einem Potentiometer das gegen die galvanische Zelle geschaltet wird und variiert solange bis beide Spannungen übereinstimmen und kein Strom mehr fließt. Der Messwert entspricht der reversiblen EMK der Zelle, die EMK des Standard-Daniell-Elements beträgt 1.10V.
Die von einer galvanischen Zelle abgegebene elektrische Energie errechnet sich aus der elektromotorischen Kraft der Zelle multipliziert mit der abgegebenen Elektrizitätsmenge. Falls im Fall der Daniell-Zelle ein Mol Zink und ein Mol Kupfer II Ionen reagieren werden 2Mol Elektronen, also 2 Faraday an Ladung, übertragen:
Die dabei erzeugte elektrische Energie W beträgt:
W = L . ΔE = 2F . ΔE = 2. 96485 . 1.1 = 212 kJ/mol

Слайд 361

Dieser Wert von 212 KJ/mol ist die maximale Arbeit, die von

so einer Zelle geleistet werden kann.
Die maximale Arbeit, die mit einer chemischen Reaktion bei konstantem Druck und konstanter Temperatur geleistet werden kann entspricht der Abnahme der freien Enthalpie des Systems.
Für das Standard-Daniell-Element ist diese ΔG = -212 KJ/mol.
Allgemein gilt: ΔG = -n.F.ΔE
n ist die Anzahl der Elektronen, die umgesetzt werden, F, die Faraday-Konstante und ΔE die reversible elektromotorische Kraft.
Die freie Reaktionsenthalpie ΔG zeigt an, in welchem Maß eine Reaktion bestrebt ist, abzulaufen.
Wenn Arbeit geleistet werden muss, um eine Reaktion zu vollziehen, so läuft sie nicht freiwillig ab. Nur wenn die freie Enthalpie des Systems abnimmt, dh. ΔG < 0 ist läuft eine Reaktion freiwillig ab. Das tritt im aktuellen Fall nur dann auf wenn ΔE positiv ist.

Слайд 362

Elektrodenpotenziale:
Gibt man einen Zinkstab in eine Lösung, so gehen einzelne Zinkionen

in Lösung, die dazugehörigen Elektronen bleiben zurück, es baut sich ein elektrisches Potenzial auf und ein dynamisches Gleichgewicht zwischen Ionen, die in Lösung gehen und solchen, die sich abscheiden, baut sich auf. Der Überschuss von Elektronen im Zinkstab bewirkt einen „Elektronendruck“; durch einen angeschlossenen Draht können die Elektronen abgeleitet werden.
Macht man das ganze mit einem Kupferstab, so entsteht auch hier ein Elektronendruck, der aber geringer ist, als bei der Zinkelektrode.
Verbindet man beide Elektroden miteinander, so fließen die Elektronen vom Zinkstab mit größerem Elektronendruck zum Kupferstab mit geringerem Elektronendruck.
Der absolute Wert des „Elektronendrucks“ kann nicht gemessen werden, man hat sich aber auf eine Referenzelektrode geeinigt.

Слайд 363

Elektrodenpotenziale:
Diese Referenzelektrode ist eine Wasserstoffelektrode, dabei wird Wasserstoff eingeblasen der um

eine Platinelektrode perlt.
Für diese Norm-Wasserstoff-Elektrode hat man das Elektrodenpotenzial E0 = 0.00 V festgelegt.
Die elektromotorische Kraft einer Elektrode gemessen gegen die Norm-Wasserstoff-Elektrode nennt man Normalpotenzial oder Standard-potenzial E0.
Das Normalpotenzial der Cu/Cu2+ Elektrode (siehe Skizze MS367 !) beträgt E0 = 0.34 V. Das positive Vorzeichen heißt, dass die Cu-Elektrode der Plus-Pol bei einer Messung gegen die Wasserstoffelektrode wird, Cu2+ Ionen scheiden sich also leichter zu metallischem Cu ab als H+ Ionen zu H2. Ein positives Vorzeichen eines Normalpotenzials bezieht sich auf eine Elektrode an der im Vergleich zur Normelektrode eine Reduktion freiwillig abläuft !

Слайд 364

Elektrodenpotenziale:
Die Aufstellung der Normalpotenziale (sie Tab22.2 MS269) ergibt die sogenannte elektrochemische

Spannungsreihe.
Die elektromotorische Kraft einer Zelle aus zwei Standardelektroden kann aus der Differenz der Normalpotenziale der beiden Zellen errechnet werden.
Zb: Daniell-Element: E0(Cu2+/Cu) – E0(Zn2+/Zn) = 0.34 – (-0.76) V = 1.1 V
Es können auch Potenziale von Nichtmetallen gemessen werden.
Das Vorzeichen für das Normalpotenzial bezieht sich immer auf den Reduktionsprozess, man spricht daher auch von Reduktionspotenzialen. Der Oxidationsprozess wird mit umgekehrtem Vorzeichen versehen (sieh MS368 Mitte)
Mit Hilfe von Normalpotenzialen kann man auch Aussagen über den Ablauf von Redoxreaktionen auch außerhalb elektrochemischer Zellen machen.

Слайд 365

Ein Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf und wird selbst reduziert. Je positiver

das dazugehörige Normalpotenzial ist, desto stärker oxidierend wirkt es.
Oxidationsmittel: F2, Cl2, MnO4-, Cr2O7-
Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wird selbst oxidiert. Je negativer das zugehörige Normalpotenzial ist, desto stärker reduzierend wirkt es.
Reduktionsmittel: Li, K, Ba, Ca, Na
Ob eine Redoxreaktion zwischen zwei Substanzen ablaufen kann, kann mithilfe der Normalpotenziale festgestellt werden. Reaktionen laufen nur dann freiwillig ab wenn ΔE positiv ist, das heißt, die Differenz der Normalpotenziale der beiden Reaktanden muss einen positiven Wert ergeben. Wenn beide Werte im positiven Bereich liegen, muss der Wert des Oxidationsmittels höher sein als der des Reduktionsmittels.

Слайд 366

Gibt man nur die Redoxpotenziale von Metallen an und reiht sie

nach deren Größe, so ergibt sich daraus die Spannungsreihe der Metalle.
Metalle die ein größeres Normalpotenzial als die Wasserstoffelektrode besitzen werden als edel bezeichnet, da sie in Anwesenheit von H+ Ionen nicht oxidiert werden. Das heißt sie werden von Säuren nicht angegriffen.
Dazu zählen: Cu, Ag, Au, Hg Pt
Metalle die ein kleineres Normalpotenzial als die Wasserstoffelektrode besitzen werden als unedel bezeichnet, da sie in Anwesenheit von Protonen oxidiert werden. Sie werden von Säuren unter Wasserstoffentwicklung aufgelöst.
Dazu zählen: Li, Na, K, Na, Al, Mg, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Sn, Pb

Слайд 367

Korrosionsschutz:
Korrosionsschutz vor allem bei Teilen aus Eisen: Überzüge von anderen Metallen:

Zink: schützt selbst, wenn Zinkschicht verletzt ist, da Zink ein unedleres Metall als Eisen ist und sich deshalb zuerst auflöst;
Anders ist es bei Zinn: Ist die Zinnschicht verletzt löst sich das Eisen schneller auf, da Zinn ein edleres Metall als Eisen ist !
Zum Schutz von unterirdischen Eisenteilen (Rohren, Tanks) schützt man diese, indem man sie elektrisch leitend mit Stücken aus unedleren Metallen (zb. Magnesium) verbindet, die dann als erstes korrodieren. Diese stellen sog. „Opferanoden“ dar, die im Lauf der Zeit aufgelöst werden und dann ersetzt werden müssen.
Manche Metalle schützen sich selbst vor Korrosion, indem sie einen dichten Oxidbelag ausbilden:
Beispiel Zink, Aluminium.
Im Fall des Aluminiums kann diese Oxidschicht elektrolytisch verstärkt werden (Eloxal-Verfahren)

Слайд 368

Korrosionsschutz: Opferanode

Слайд 369

Die Elemente der 1. Hauptgruppe:
Der Wasserstoff:
Wasserstoff nimmt im Periodensystem eine Sonderstellung

ein, er hat nur ein Valenzelektron und ist mit den Elementen der 1. Hauptgruppe zu vergleichen, es fehlt ihm aber nur ein Elektron um die Edelgasschale zu erreichen, damit ist er den Elementen der 7. Hauptgruppe zu vergleichen. Er ist elektronegative als die Elemente der 1. und weniger elektronegativ als die Elemente der 7. Hauptgruppe.
Die Eigenschaft des Wasserstoffs sind hauptsächlich durch seinen kleinen Atomradius geprägt.
Vorkommen u. Eigenschaften:
Ca 15% aller Atome im Bereich der Erdoberfläche sind Wasserstoff. Wegen des geringen Masse des Wasserstoffatoms beträgt der Massenanteil jedoch nur 0.9%
Wasserstoff besteht aus H2 Molekülen, er ist ein farb- und geruchloses Gas.

Слайд 370

Gewinnung von Wasserstoff:
CH4 + H2O → CO + 3H2 „steam reforming“

bei 900°C, Ni-Katalyse
CO + H2O → CO2 + H2 Co-Konvertierung Co3O4-Katalyse, 450°C
H2O + C → CO + H2 „Wassergas“
Ect. sS389
Elektrolyse von Wasser:
2H2O → 2H2 + O2

Слайд 371

Unedle Metalle + Säure:
Zn + 2H+ → Zn 2+ + H2
Unedle

Metalle und Lauge:
2Al + 6H2O + 2NaOH → 2Na+ + 2AlOH4- + 3H2

Слайд 372

Chemische Eigenschaften von Wasserstoff:
Wasserstoff bildet mit Alkali- und Erdalkalimetallen (außer Be)

Hydride in denen er als Hydridion H- vorliegt, er ist damit isoelektronisch zum He. Beispiels NaH, CaH
Diese Hydride sind als Hydrierungsmittel im Einsatz, auch komplexe Hydride, wie LiAlH4, NaBH4.
Wasserstoff reagiert mit Sauerstoff unter Explosion zu Wasser (Knallgas),

Слайд 373

ebenso heftig reagiert er mit Halogenen unter Ausbildung der Halogenwasserstoffe.
H2 +

Cl2 → 2 HCl
Die Reaktion von Schwefel mit Wasserstoff erfordert schon Energie und einen Katalysator, N2 und H2 reagieren unter hohem Druck und hoher Temperatur, ähnliche Bedingungen für die Reaktion von C mit H2.
In Wasserstoffverbindungen mit Nichtmetallen liegen kovalente Bindungen vor, in denen der Wasserstoff der elektropositivere Partner ist.
Beispiel:
Wasserstoff wird oft als Reduktionsmittel verwendet.
In der Organischen Chemie: Carbonsäuren zu Alkoholen, Säureamide zu
Aminen, Ketone zu Alkoholen usw…

Слайд 374

Lithium:
Schrägbeziehung zu Magnesium:
Li gibt beim Verbrennen an der Luft Li2O und

nicht so wie Na zu Na2O2,
Die Löslichkeit von Lithiumsalzen ist denen von Magnesiumsalzen ähnlicher als denen von Natriumsalzen:
Li2CO3 und Li3PO4 sind so wie MgCO3 und Mg3(PO4)2 schwerlöslich, während Na-carbonat und –phosphat leicht löslich sind..
Vorkommen:
Als Begleiter des Natriums und Kaliums in silikatischen Gesteinen in geringen Mengen.
Li-minerale: (Li, Na)Al[PO4](F, OH) Amblygonit
LiAl[Si2O6] Spodumen
Li3Na3[AlF6]2 Kryolithionit

Слайд 375

Lithium:
Gewinnung: Durch Schmelzelektrolyse aus LiCl.
Chem. Eigenschaften: Lithium verbrennt mit Sauerstoff mit

intensiv-rotem Licht zu Li2O,
Mit Stickstoff reagiert es schon bei 25°C zu Lithiumnitrid Li3N, mit Kohlenstoff zu Lithiumcarbid Li2C2, mit Schwefel zu Lithiumsulfid Li2S und mit Phosphor zu Lithiumphosphid Li3P.
Die Reaktion mit Wasser ist weniger heftig als die von Na und K,
LiOH ist eine starke Base.
LiClO4 löst sich auch in organischen Lösungsmitteln wie Alkohol u. Ether.

Слайд 376

Natrium:
Vorkommen:
Nur gebunden kationische gebunden in Salzen:
Natriummineralien sind Natronfeldspat: Na[AlSi3O8], Steinsalz: NaCl,

Chilesalpeter NaNO3, Glaubersalz: Na2SO4, Kryolith Na3[AlF6]; große Mengen an gelöstem NaCl im Meerwasser.
Gewinnung:
Durch Schmelzelektrolyse aus NaCl oder NaOH.
Natrium ist ein silberweißes Metall, das sich schneiden lässt. An der Luft oxidiert es schnell zu NaOH, sodass das Natrium mit einer Hydroxid-kruste bedeckt ist. Es wird daher unter inerten Ölen aufbewahrt.
Mit Sauerstoff reagiert Natrium heftig zum Peroxid:
2Na + O2 → Na2O2

Слайд 377

Natrium:
Na ist gegenüber elektronegativeren Reaktionspartnern sehr reaktionsfähig, es reagiert zb. mit

Chlor unter Lichterscheinung zu Natriumchlorid.
Mit Wasser reagiert es zu Natronlauge, einer starken Base:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 eine exotherme Reaktion, bei der der entstehende Wasserstoff, der mit dem Luftsauerstoff eine explosive Mischung (Knallgas) ergibt, die dann häufig auch tatsächlich explodiert.

Слайд 378

Natrium:
Wichtige Verbindungen: Na2CO3 Soda, in der Seifen und Glasindustrie,
NaHCO3 Natriumhydrogencarbonat als

Backpulver und für Brausepulver, NaNO3 Chilesalpeter als Düngemittel, zur Herstellung von Salpetersäure.
NaClO3 Unkrautsalz, ist explosiv.
Natrium selbst: zur Herstellung von Natriumperoxid f Bleich und Waschzwecke, als Reduktionsmittel, in der Beleuchtungstechnik für Natriumdampf-Entladungslampen.

Слайд 379

Kalium:
Vorkommen: zu 2.5% in der Erdrinde, Kaliummineralien sind Kalifeldspat K[AlSi3O8], Kaliglimmer

(Muskovit) KAl2[AlSi3O10](OH,F)2,
Kalisalzlager: KCl, Carnallit KMgCl3.6H2O
Herstellung:
Entweder durch Elektrolyse von KCl oder durch Reduktion von KCl mit Natrium: KCl + Na → K + NaCl
Kalium ist ebenso ein silberweißes fast wachsweiches Metall, es ist reaktionsfähiger als Natrium und verbrennt an der Luft (violettes Licht) zum Hyperoxid:
K + O2 → KO2
Kalium reagiert mit Wasser so heftig zur starken Base KOH, dass sich der dabei gebildete Wasserstoff entzündet. Während Natrium mit Brom nur oberflächlich und mit Iod gar nicht reagiert, reagiert Kalium mit diesen Halogenen explosionsartig.

Слайд 380

Kalium:
Kalium reagiert mit Wasser so heftig zur starken Base KOH, dass

sich der dabei gebildete Wasserstoff entzündet. Während Natrium mit Brom nur oberflächlich und mit Iod gar nicht reagiert, reagiert Kalium mit diesen Halogenen explosionsartig.
KOH, Kaliumhydroxid, Ätzkali wird zur Herstellung von Schmierseifen verwendet.
Kaliumnitrat KNO3, Salpeter, Düngemittel, Bestandteil des Schwarzpulvers
Kaliumcarbonat K2CO3, Pottasche aus veraschten Pflanzenrückständen, Herstellung von Kaliglas.

Слайд 381

Rubidium, Cäsium, Francium:
Rubidium, Cäsium, in Begleitung der anderen Erdalkalimetalle, in geringer

Konzentration vorkommend, die reinen Metalle nicht durch Elektrolyse, sondern durch Reduktion der Hydroxide mit Magnesium im Wasserstoffstrom.
Verwendung von Cäsium in Alkaliphotozelle.
Rubidium und Cäsium reagieren sehr heftig mit Wasser.
Rubidium und Cäsiumhydroxid können außerdem wie folgt gewonnen werden:
M2SO4 + Ba(OH)2→ 2MOH + BaSO4↓
Francium: ist ein natürlich vorkommendes radioaktives Metall, es gibt verschiedene Isotope, das längstlebige hat eine Halbwertszeit von 21.8 Minuten.

Слайд 382

Elemente der 2ten Hauptgruppe: Erdalkalimetalle:
Beryllium: Vorkommen sowohl kationisch als auch anionisch

(Beryllate)
Minerale : Beryll Be3Al2[Si6O18], Bertrandit Be4(OH)2 [Si2O7], gefärbte Varietäten des Berylls sind Edelsteine: grün durch Chromeinlagerungen: Smaragd,
hellblau durch eingelagertes Eisen: Aquamarin,
weitere Berylliumhaltige Edelsteine sind Euklas, und Phenakit.
Be ist ein stahlgraues sehr hartes, sprödes Leichtmetall, es wird durch Wasser nicht angegriffen, da es eine Hydroxidhaut bildet, es verbrennt an der Luft beim Erhitzen und wird von nichtoxidierenden Mineralsäuren unter Wasserstoffentwicklung angegriffen. Oxidierende Säuren greifen wegen der Ausbildung einer schützenden Oxidhaut nicht an.
Oxidationsstufe +II zb. BeH2, BeO, die zwei kovalenten Bindungen des Be führen nur zu einem Elektronenquartett, sind also Elektronenmangel-verbindungen, die Addukte ausbilden:

Слайд 383

Beryllium:
Oxidationsstufe +II zb. BeH2, BeO, die zwei kovalenten Bindungen des Be

führen nur zu einem Elektronenquartett, sind also Elektronenmangel-verbindungen, die Addukte ausbilden:
Berylliumverbindungen:
BeO in hochschmelzender Keramik, Be(OH)2 ist amphoter (Schrägbeziehung zu Aluminium), BeCO3 ist schwerlöslich und gibt leicht CO2 ab, Berylliumacetat Be4O(OAc)6 ist in Chloroform löslich.
Alle Berylliumsalze und das Beryllium selbst sind außerordentlich giftig und krebserregend.

Слайд 384

Das Magnesium:
Vorkommen: Kationisch gebunden, Minerale CaMg(CO3)2 Dolomit, MgCO3 Bitterspat oder Magnesit,

weitere Minerale sind Olivin, Talk, Meerschaum und der Edelstein Spinell, ein Mischoxid mit Aluminium:
MgAl2O4
Herstellung: Schmelzelektrolyse von Magnesiumchlorid, oder durch Reduktion von MgO mit Silizium.
Magnesium ist ein silberglänzendes an der Luft anlaufendes Leichtmetall, das bei höherer Temperatur mit blendend weißem Licht zu MgO verbrennt.

Слайд 385

Das Magnesium:
Metallisches Magnesium wird vor allem in Legierungen verwendet, wegen seiner

geringen Dichte im Flugzeugbau, (Magnalium Hydronalium, Duraluminium) Elektronmetalle , Legierungen mit bis zu 90% Magnesium, die zT. Chemisch recht beständig sind und aufgrund ihrer Leichtigkeit für Raketenteile, Motorblöcke, Leitern ect. verwendet werden.
Magnesiumverbindungen:
Praktisch nur Oxidationsstufe +II
MgH2 : Herstellung aus den Elementen, als Hydrierungsmittel, Reduktionsmittel und in der Wasserstoffenergiewirtschaft als Wasserstoffspeicher.
Mg2CO3: Füllstoff in der Papier und Kunststoffindustrie
Mg(OH)2: Ist basisch, in Basen unlöslich,
MgO: (Magnesia) Mörtelzubereitung, hochfeuerfeste Steine, Keramik
Sorelzement, künstliche Steine, ect..

Слайд 386

Das Magnesium:
Mg2CO3: Füllstoff in der Papier und Kunststoffindustrie
Mg(OH)2: Ist basisch, in

Basen unlöslich,
MgO: (Magnesia) Mörtelzubereitung, hochfeuerfeste Steine, Keramik
Sorelzement, künstliche Steine, ect..
Calcium:
Gehört zu den 5 häufigsten Elementen, ist am Aufbau der Erdrinde nach Al und Fe als dritthäufigstes Element beteiligt.
In kationischer Form als Carbonat, Phosphat, Sulfat, Silicat und Fluorid, Salze, die schwer oder schwerstlöslich sind. CaCO3, Calzit, Kalkspat, Kalkstein, macht 7% der Erdkruste aus. (Marmor, Kreide, Muschelkalk)
CaSO4.2H2O ist Gips (wasserfrei: Anhydrit), daneben Ca5(PO4)3(OH,F) Apatit, CaF2 Flussspat.
So wie Magnesium ist auch Calcium für den Menschen essentiell.

Слайд 387

Calcium:
Darstellung:
Aus dem Oxid durch Reduktion mit Al: (aluminothermische Methode)
4CaO + 2Al

→ 3Ca + CaAl2O4
Calcium reagiert an der Luft langsam zu CaO, es kann als Reduktionsmittel eingesetzt werden.
CaH2 kann aus den Elementen gewonnen werden und dient als Wasserstoffquelle.
Oxidationsstufe +II
CaCl2 Kann mit 6 Molekülen Wasser kristallisieren CaCl2.6H2O, das sich starker Abkühlung gut in Wasser löst, während sich das wasserfreie CaCl2 unter starker Erwärmung in Wasser löst und, da es hygroskopisch ist, als Trockenmittel (Exsiccatoren, Trockenrohre) zum Einsatz kommt.

Слайд 388

Calciumverbindungen:
CaO „Ätzkalk“ wird durch Brennen von Kalk CaCO3 hergestellt:
CaCO3 → CaO

+ CO2
Das Produkt heißt gebrannter Kalk, er reagiert mit Wasser unter starker Wärmeentwicklung zu gelöschtem Kalk, Calciumhydroxid:
CaO + H2O → Ca(OH)2
Calciumhydroxid ist in Wasser mäßig löslich (Kalkmilch) und reagiert basisch. Es setzt sich mit dem CO2 in der Luft zu CaCO3 um:
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
Dieser Vorgang wird als Abbinden von Kalk bezeichnet, bei dem sich die Carbonatkristalle ineinander verfilzen.
Bedeutung in der Baustoffindustrie, Mörtel ect…
CaCO3 Kalkgestein ist löslich in kohlensäurehältigem Wasser:
CaCO3 + H2O + CO2 Ca(HCO3)2 leicht lösl. Bicarbonat

Слайд 389

Calciumverbindungen:
Beim Kochen einer bicarbonathältigen Lösung verschiebt sich das Gleichgewicht wieder Richtung

Carbonat, das ausfällt. Kesselstein, in der Natur werden dadurch Tropfsteine gebildet.
Fast jedes Quell und Flusswasser enthält Calcium- und Magnesiumsalze in Form von Sulfaten und Hydrogencarbonaten, ist viel enthalten: hartes Wasser, in weichem Wasser ist nur wenig dieser Salze gelöst. (Stichwort Wasserhärte, Härtegrade)

Слайд 390

Calciumverbindungen:
Calziumsulfat CaSO4:
In der Natur als Gips CaSO4.2H2O
Spaltet beim Brennen (110°C) Wasser

ab: → CaSO4.1/2H2O (Hemihydrat) und wird bei weiterem Brennen (300°C) wasserfreies . CaSO4
Der gebrannte Gips erhärtet unter Hydratation zu einer festen durch Kristalle verfilzten Masse (Abbinden von Gips).
2CaSO4.1/2H2O + 3H2O → 2 CaSO4.2H2O
Bedeutung f. Baumaterialien Keramikindustrie ect.

Слайд 391

Strontium:
Gehört zu den weniger häufigen Elementen, Minerale sind der Cölestin, SrSO4

und Strontianit, SrCO3.
Die Darstellung erfolgt durch Elektrolyse des geschmolzenen Chlorids, metallisches Strontium ähnelt dem Calcium.
SrCO3 spaltet wie Kalziumcarbonat beim Erhitzen CO2 ab und das entstandene SrO reagiert mit Wasser unter starker Wärmeentwicklung zu Sr(OH)2, einer starken Base.
SrCl2 ist zum Unterschied von BaCl2 in Alkohol löslich.
Sr(NO3)2 ist im Unterschied zu Kalziumnitrat nicht in Alkohol-Äther löslich und kann so abgetrennt werden.
Strontiumsalze werden in der Feuerwerkerei für
bengalisches Feuer verwendet, da sie eine
leuchtend rote Flamme ergeben.

Слайд 392

Barium:
Vorkommen in der Natur als Baryt (Schwerspat) BaSO4 und Witherit BaCO3.
Es

wird durch Reduktion von BaO gewonnen, beispielsweise mit Aluminium oder Silicium bei 1200°C im Vakuum.
Barium ist ein silberweißes Metall das weich wie Blei ist.
Verbindungen:
BaSO4 ist nur schwerlöslich, schwerer löslich als CaSO4 und SrSO4,
Wird als Mineralfarbe und Röntgenkontrastmittel verwendet.
BaCO3 ist ebenfalls eine schwerlösliche Verbindung
BaCl2 gut wasserlöslich

Слайд 393

Barium:
BaO kann aus Bariumcarbonat durch Glühen mit Ruß gewonnen werden. Reagiert

mit Wasser zum Bariumhydroxid Ba(OH)2 das stark basisch reagiert („Barytwasser“) und mit 2 Molekülen Kristallwasser kristallisiert. Ba(OH)2 . 2H2O
Bariumsalze sind giftig ! BaCO3 wird als Rattengift verwendet.
Radium:
Vorkommen: Das radiumreichste Mineral ist die Uranpechblende UO2 in der das Radium als Zerfallsprodukt enthalten ist. Der Gehalt an Radium ist aber sehr gering (0.34g Radium in 1000kg Uran)
Durch Zusatz von Bariumsalz, gemeinsames Fällen als schwerlösliches Sulfat, anschließende fraktionierte Kristallisation der Bromide oder Chromate trennbar. Anschließende Elektrolyse, es scheidet sich an einer Amalgamelektrode ab, durch Erhitzen in einer Wasserstoffatmosphäre bleibt es als weißglänzendes Metall zurück.

Слайд 394

Radium:
Durch das geringe Vorkommen und die aufwendige Gewinnung sehr teuer.
Wurde

aufgrund seiner Radioaktivität früher in der Radiotherapie verwendet.
Auch für die selbstleuchtende Farbe bei Uhrenziffernblättern.
Alle Radiumisotope sind radioaktiv und deshalb gesundheitsschädlich und krebserzeugend !
Chemische Eigenschaften, ähnlich dem Barium, schwerlösliches Sulfat, in Wasser unlösliches, in Säuren lösliches RaCO3,

Слайд 395

Die 3. Hauptgruppe:
Das Bor:
Das Bor ist das einzige Nichtmetall der 3.

Hauptgruppe und tritt zum Unterschied der restlichen Elemente dieser Hauptgruppe nie als Kation B3+ auf, sondern nur in kovalent gebundener Form.
Vorkommen: Kernit Na2B4O7.4H2O, Borsäure H3BO3, Borate, im Edelstein Turmalin enthalten.
Bor liegt an der Grenze zwischen Metall (Be) und Nichtmetall (C) und ist ein Halbmetall. Es leitet den elektrischen Strom nur schlecht, die Leitfähigkeit nimmt mit steigender Temperatur zu. Kristallisiertes Bor ist härter als Korund (Mohs´sche Härteskala:9, Diamant:10).
Verbindungen BH3 Monoborin, liegt aber dimer als Diboran (BH3)2 vor, die Verknüpfung ist über eine Dreizentrenbindung bewerkstelligt bei der sich 3 Atome ein Elektronenpaar teilen.

Слайд 396

Borverbindungen:
BH3 Monoborin, liegt aber dimer als Diboran (BH3)2 vor, die Verknüpfung

ist über eine Dreizentrenbindung bewerkstelligt bei der sich 3 Atome ein Elektronenpaar teilen.
Natriumborhydrid: NaBH4 als selektives Reduktionsmittel
Bortrifluorid BF3 ist aufgrund des Elektronenmangels eine starke Lewis-Säure und bildet mit Alkoholen Äthern, H2S Carbonsäuren, Ketonen, Aldehyden, Amoniak, Aminen usw. Addukte.
Fluoroborsäure HBF4 ist eine starke Säure,
Bortrichlorid BCl3:
B2O3 + 3C + 3Cl2 → 2BCl3 + 3CO
Ist eine leicht bewegliche, stark rauchende Flüssigkeit

Слайд 397

Borverbindungen:
Bortrioxid: ist das Anhydrid der Borsäure und kann durch Rösten von

Borsäure gewonnen werden:
2H3BO3 → B2O3 + H2O
ist hygroskopisch und bildet wieder Borsäure aus
Borsäure H3BO3 kommt frei in Wasserdampfquellen (Fumarolen) vor und kann auch aus diesen gewonnen werden.
Weiters kommen in der Natur Calciumborate vor, die sich mit Sodalösung aufschließen lassen, dabei entsteht Borax Na2B4O7 . 10H2O, der durch Behandeln mit Salz- oder Schwefelsäure in Borsäure übergeführt werden kann:
Na2B4O7 + 2H+ + 5H2O → 4H3BO3 + 2Na+

Слайд 398

Borverbindungen:
Borax kommt selbst mineralisch vor, wird zur Herstellung von Glasuren, Emaille,

in der Wäscherei zur Enthärtung von Wasser, zur Herstellung besonderer Glassorten (optischer und hitzebeständiger Gläser) verwendet.
Borcarbid B4C Entsteht beim Erhitzen von Bor oder Bortrioxid mit Kohle auf 2500°C, schwarze glänzende Kristalle, die chemisch sehr stabil sind und außerordentliche Härte (härter als Diamant !) aufweisen. Verwendung als Schleifmittel und zur Herstellung von Panzerplatten.

Слайд 399

Das Aluminium:
Aluminium kommt in der Erdrinde als oxidische Verbindungen vor, da

es eine hohe Sauerstoffaffinität besitzt. Es ist das am weitesten verbreitete unter allen Metallen. Minerale: Feldspäte M[AlSi3O8] =
M2O . Al2O3 . 6SiO2 (M ist einwertiges Metall)
Glimmer, Tone (aus Aluminiumoxid und Siliciumdioxid aufgebaute Massen), Tonmergel, Lehm, Tonerde (Al2O3) Korund: Al2O3, die Edelsteine Rubin und Saphir sind ebenfalls aus Al2O3 aufgebaut,
Bauxit Al2O3.H2O das zur Aluminiumherstellung verwendet wird.

Слайд 400

Das Aluminium:
Bauxit Al2O3.H2O das zur Aluminiumherstellung verwendet wird.
Herstellung: Schmelzelektrolytisch aus einer

Lösung von Al2O3 in Kryoltih Na3AlF6
Aluminium ist eine silberweißes Leichtmetall, das sehr dehnbar ist und zu feinsten Folien verarbeitet werden kann. Es kann auch als Pulver (Aluminiumbronze) erhalten werden, es leitet Strom 2/3mal schlechter als Kupfer, aufgrund seiner Leichtigkeit wird es dennoch für Stromleitungen verwendet.

Слайд 401

Das Aluminium:
Reines Aluminium ist an der Luft beständig, da es sich

mit einer dichten Oxidschicht überzieht.
Feinverteiltes, oberflächenreiches Aluminium verbrennt beim Erhitzen an der Luft unter Lichterscheinung, starker Wärmeentwicklung zu Aluminiumoxid:
4Al + 3O2 → 2Al2O3
Elementares Aluminium wird zur Reduktion anderer, schwer reduzierbarer Metalle verwendet:
2y/3Al + MxOy → xM + y/3Al2O3 zb: können Mangan, Titan, Silicium auf diese Art gewonnen werden (Aluminothermisches Verfahren)

Слайд 402

Das Aluminium:
Thermit ist eine Mischung aus Al und Eisenoxid, das zum

Schweißen verwendet werden kann:
3Fe3O4 + 8Al → 4Al2O3 + 9Fe wobei soviel Hitze entsteht, dass das Eisen flüssig anfällt !
Technische Anwendungen: Pulver: Anstriche, Buchdruck, Sprengstoffe zum Betreiben von Feststoffraketen, Thermit-Verfahren. Folien: Verpackung ect. Kompakte Teile: Flugzeugindustrie, Fassadenverkleidung ect.
Aluminiumlegierungen mit Zink, Magnesium, Kupfer, Mangan ect. Hydronalium, eine magnesiumhältige Aluminiumlegierung ist seewasserfest.

Слайд 403

Das Aluminium:
Aluminiumhydroxid Al(OH)3 ist amphoter:
Al3+ + 2H2O Al(OH)3 Al(OH4)-
Aluminiumoxid Al2O3

wird aus dem Hydroxid durch Erhitzen auf 400°C gewonnen, es entsteht γ-Al2O3, ein weißes, weiches oberflächenreiches Pulver, das in der Chromatographie als basiches oder neutrales Adsorptionsmittel verwendet wird. Erhitzen auf 1100°C gibt α-Al2O3, Korund, der sehr hart ist, für Schleifzwecke und hochfeuerfeste Produkte (zb Tiegel ,Hochofenauskleidungen) verwendet wird.
Einsatz weiters für Rubinlaser.

Слайд 404

Aluminiumsulfat: Al2(SO4)3.18H2O
Die wässrige Lösung reagiert sauer (warum?) wird zum Papierleimen verwendet

und zum Gerben von Häuten. Als Ausgangsprodukt anderer Aluminiumsalze.
Al(CH3COO)3 essigsaure Tonerde
KAl(SO4)2.12H2O Kalialaun wirkt eiweißfällend.
Gallium, Indium Thallium:
Gallium kommt nur in geringen Mengen vor, wird durch Elektrolyse der alkalischen Hydroxidlösung gewonnen. Ist an der Luft beständig, reagiert mit Halogenen zu Halogeniden. Ga(OH)3 ist amphoter.
Indium wie Gallium angereichert in der Zinkblende, selten, Gewinnung durch Elektrolyse der Salze, silberhelles bleiähnlich weiches Metall, löst sich nicht (so wie Al, Ga) in siedenden Alkalilösungen.
Thallium häufiger als Ga und In, ist weich und zäh, bläulichweißes Metall, oxidiert an der Luft zu Tl2O (schwarz), die meisten Verbindungen leiten sich vom einwertigen Tl ab. Thallium u. Verbindungen sind giftig.

Слайд 405

Die 4te Hauptgruppe:
Der Kohlenstoff:
Der Kohlenstoff nimmt als Mittelglied der 2. Periode

einen bevorzugten Platz ein: Li Be B C N O F
Nach links wächst die Affinität zu Sauerstoff, nach rechts, die Affinität zu Wasserstoff.
Kohlenstoff besitzt gleich große Affinität zu elektropositiven, wie zu elektronegativen Elementen.
Kohlenstoff ist das Element organischen Lebens.
Vorkommen:
Frei in Form von Graphit und Diamant, gebunden im Mineralreich hauptsächlich in Form von Carbonaten des Calziums, (Kalk, Marmor, Kreide) Magnesiums (Magnesits), Eisens (Eisenspat ect…
Im Pflanzen und Tierreich in Form kohlenstoffhältiger organischer Verbindungen wie Proteinen, Kohlehydraten und Fetten.
In Kohlen und Erdölen und Erdgasen, in der Luft zu 0.03 Vol%, Meer:0.005%.

Слайд 406

Der Kohlenstoff:
Kommt in zwei Modifikationen vor dem metastabilen Diamant und dem

stabilen Graphit.
Graphit liegt in einem Schichtgitter aus 6-Ringen mit Doppelbindungen vor (Abb. Siehe früher) während Diamant ein räumlich vernetztes Molekülgitter (Abb. Siehe früher) besitzt.
Dementsprechend unterschiedlich sind die Eigenschaften: Graphit leitet den elektrischen Strom, ist sehr weich und schwarz gefärbt, Diamant ist ein Isolator, extrem hart und farblos.
Graphit kann als aromatisches Riesenmolekül, bestehend aus Benzolringen, bzw. jede Schicht ist ein solches Molekül, Diamant als aliphatisches Riesenmolekül aufgefasst werden.
Diamant: hauptsächlich Verwendung für technische Zwecke, Bohrerspitzen, Schneiden von Glas, Achsenlager für Präzisions-apparaturen. Als Schmuckstein geschliffen: Brillant, kann durch Anwesenheit geringer Beimengungen auch gefärbt sein.
Diamant geht bei 1500°C unter Luftabschluss in Graphit über..☹

Слайд 407

Der Kohlenstoff:
Graphit kommt natürlich vor, als graue schuppige sich fettig anfühlende

Masse, die stark abfärbt und schwachen Metallglanz aufweist. Graphit kann auch durch Erhitzen kohlenstoffhältiger Substanzen bei ca.400°C gewonnen werden und erhält dann locker schwammartig porösen Graphit (Ruß, Holzkohle, Tierkohle) mit Oberflächen bis zu 1000m2 pro Gramm. Verwendung als Adsorptionsmittel (Aktivkohle).
Kohlenstoff ist ein reaktionsträges Element, wobei Graphit reaktionsfähiger als Diamant ist, Reaktion mit Wasserstoff erst bei höheren Temperaturen zb zu Acetylen, mit Fluor bei RT, zu CF4, mit Cl2 erst bei höheren Temperaturen. Mit Schwefel wird in der Hitze CS2 gebildet, mit Sauerstoff verbrennt C je nach Mengenverhältnissen zu CO Kohlenmonoxid (giftig!) oder CO2 Kohlendioxid.

Слайд 408

Der Kohlenstoff:
Wasserstoffverbindungen des Kohlenstoffs „Kohlenwasserstoffe“ bilden die Grundlage der organischen Chemie,

können ring- und kettenförmig sein und kommen in der Natur in Erdöl, Erdgase vor.
Offenkettige gesättigte Kohlenwasserstoffe, die Hauptbestandteile des Erdöls sind haben die allgemeine Formel C2H2n+2
Oxide des Kohlenstoffs:
Kohlenmonoxid: CO
Herstellung „Generatorgas“, aus Koks und Luft bei 1000°C
2C + O2 2CO
Oder „Wassergas“, Wasserdampf wird über stark erhitzten Koks geleitet:
C + H2O CO + H2

Слайд 409

Der Kohlenstoff:
Kohlenmonoxid ist ein farb- und geruchloses, die Verbrennung nicht unterhaltendes

aber selbst brennbares giftiges Gas. Die Giftigkeit beruht darauf, dass es eine höhere Affinität zu Hämoglobin hat und stärker an dieses bindet als Sauerstoff. Es verbrennt mit einer charakteristisch blauen Flamme zu Kohlendioxid.
Es wird bei erhöhten Temperaturen zur Reduktion von Metalloxiden eingesetzt, wobei es zu CO2 oxidiert wird.
MeO + CO → Me + CO2
Große technische Bedeutung hat die Umsetzung von CO mit H2 (Synthesegas) bei der unter anderem auch Methanol hergestellt werden kann:
CO + 2H2 CH3OH

Слайд 410

Der Kohlenstoff:
Oxide des Kohlenstoffs:
Kohlendioxid: CO2
Durch Verbrennen von Koks mit überschüssiger Luft:
C

+ O2 → CO2
Oder als Nebenprodukt des Kalkbrennens:
CaCO3 → CaO + CO2
Oder durch Behandeln von Carbonaten mit Säuren:
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2
Kohlendioxid ist ein farb- und geruchloses, nicht brennbares, die Atmung und Verbrennung nicht unterhaltendes Gas.

Слайд 411

Das Kohlendioxid:
Es hat etwas säuerlichem Geruch und Geschmack. Die Dichte ist

ca. 1,5 mal so groß wie die von Luft, es sammelt sich daher am Boden (Gärkeller, Grotten ect) und hat eine erstickende Wirkung. Wird in Feuerlöschern verwendet, da sich unter Druck befindliches CO2 beim Entspannen derart abkühlt, dass es fest wird: Kohlensäureschnee, für Löschzwecke geeignet.
ACHTUNG: Kohlendioxidlöscher niemals zum Löschen von Personen verwenden !!!
Es wird und auch in Kältemischungen zb mit Isopropanol (-78°C) und für den Versand temperaturempfindlicher Chemikalien verwendet.

Слайд 412

Das Kohlendioxid:
Kohlendioxid ist auch Produkt biologischer Prozesse, wie der Gärung oder

der Fäulnis und ist in der Ausatemluft ist es angereichert.
Ein erhöhter Anteil an CO2 in der Luft steigert die Atemfrequenz.
CO2 reagiert mit Wasser zu Kohlensäure, die aber sehr instabil ist.
CO2 + H2O H2CO3
Sie ist Bestandteil von Mineralquellen.
Weitere Kohlenstoffoxide sind das C3O2, das Malonsäureanhydrid oder Kohlensuboxid, ein übelriechendes Gas, das mit Wasser zu Malonsäure H2C(COOH)2 reagiert,
und das Melithsäureanhydrid C12O9, das mit Wasser zu Melithsäure, H6C12O12 reagiert.

Слайд 413

Das Silicium:
Vorkommen: Silicium ist nach dem Sauerstoff am meisten verbreitet, ¼

der Erdrinde besteht aus Silicium.
Es kommt nie frei, sondern in Form von Salzen verschiedener Kieselsäuren mSiO2 . nH2O vor (meist Alkali, Erdalkali und Aluminiumsilikate) oder auch als reines SiO2 kristallin in Form von Bergkristall, Amethyst, Rauchquarz, Citrin.
Auch als Kieselstein,Quarz, Rosenquarz, mikrokristallin als Achat,, große Mengen auch im Wüstensand, Seesand, gesteinsbildend (zb. Granit)

Слайд 414

Das Silicium:
Pflanzen sind kieselsäurehältig: Gräser, Schachtelhalm ect. Auch Tiere enthalten Kieselsäure:

Kieselalgen (Diatomeen), Kieselgur ist ein Produkt v. Kieselalgen und wird zur Herstellung von Dynamit aber auch als stationäre Phase in der Adsorptionschromatographie verwendet.

Слайд 415

Das Silicium:
Herstellung:
Durch Reduktion von SiO2 mit Kohle:
SiO2 + 2C → Si

+ 2CO
Oder mit Magnesium:
SiO2 + 2 Mg → Si + 2MgO
Oder aluminothermisch:
3SiO2 + 4Al → 3Si + 2Al2O3
Reines Silizium ist grau, metallisch glänzend hart und spröde, es ist ein Halbleiter, die Leitfähigkeit nimmt mit steigender Temperatur zu.

Слайд 416

Das Silicium:
An der Luft verbrennt Silizium erst bei hoher Temperatur zu

Siliziumdioxid., mit Fluor reagiert es schon bei Zimmertemperatur, mit den übrigen Halogenen beim Erhitzen. Mit Kohlenstoff bei 2000°C unter Carbidbildung. Silizium ist in seinen Verbindungen vierwertig. Es gibt keine Si4+ Ionen.
Wasserstoffverbindungen: SiH4 Silan:
SiCl4 + LiAlH4 → SiH4 + LiAlCl4
Es gibt auch höhere Siliziumwasserstoffe…
Silan reagiert an der Luft heftig zu Siliziumdioxid:
SiH4 + 2O2 → SiO2 + 2H2O
In Wasser wird es ebenfalls zersetzt:
SiH4 + 2H2O → SiO2 + 4H2

Слайд 417

Das Silicium:
Siliciumtetrachlorid SiCl4:
Durch Erhitzen von Si in Chlor, ist eine

farblose Flüssigkeit, die an feuchter Luft raucht (Zersetzung)
Siliciumdioxid SiO2:
In der Natur weit verbreitet, Quarz, Quarzsand, Kieselgur, Siliziumdioxid ist reaktionsträge, wird weder von Säuren, noch von Basen merklich angegriffen, beim Verschmelzen mit Alkalihydroxiden entstehen Silkate:
SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O
Frisch ausgefälltes, wasserhältiges SiO2 löst sich hingegen in wässrigen Laugen, wird es jedoch erhitzt, so entwässert es zu höhermolekularen Komplexen und verliert seine Löslichkeit.

Слайд 418

Technische Bedeutung:
Wässrige Lösung von Natriumsilikat: „Wasserglas“ als Klebstoff und Dichtungsmittel verwendet.
Durch

Ansäuern kann SiO2 ausgefällt werden: Kieselgel das durch die Ausfällungsbedingungen unterschiedlich beschaffen sein kann und als poröses Trocknungsmittel dient (mit CoCl2 als Feuchtigkeitsindikator) oder als oberflächenreiches Pulver zur Adsorptionschrtomatographie verwendet wird.
Silkate:
Durch Zusammenschmelzen von basischen Oxiden mit SiO2:
Natron-Kalk.Glas (Normalglas): Na2O.CaO.6SiO2
Kali-Kalk-Gläser
Natron Kali-Kalk Gläser
Bor-Tonerde-Gläser

Слайд 419

Silkate:
Kali-Blei-Gläser
Ua. Spezialgläser, die ZnO, Sb2O3 enthalten..
Tonwaren:
Die wichtigsten Bestandteile von Tonen sind
der

Kaolinit Al2[Si2O5](OH)4
und Montmorillonit Al[Si2O5](OH),
beide gehören in die Gruppe der Silikate mit Blattstruktur (andere haben Ketten- und Bandstruktur)
Feuerfeste Erzeugnisse, Schamottesteine Al2O3.2SiO2
Zement: Calciumaluminat- und Caliciumferrithältige Calciumsilicate
Asbest: natürlich vorkommende faserige Silikatminerale

Слайд 420

Germanium:
In der Natur hauptsächlich als Sulfide:
Germanit: 3Cu2S.FeS.2GeS2
Auch aus solchen durch

Aufschluss mit Salpetersäure/Schwefelsäure gewonnen, das GeO2 das dabei entsteht wird mit C oder H2 reduziert.
Es ist ein grauweißes, sehr sprödes Metall, es gibt eine amorphe Modifikation.
Germanium ist ein Halbmetall, die Leitfähigkeit nimmt bei zunehmender Temperatur stark zu.
Es ist unlöslich in nicht oxidierenden Säuren und tritt 2 und 4-wertig auf, wobei die zweiwertigen Verbindungen recht unbeständig sind.
Verwendung: in der Halbleiterindustrie, GeO2 in der org. chemie als Katalysator zur Herstellung recyclebarer Kunststoffe, Gläser mit Infrarotdurchlässigkeit: Wärmebildkameras

Слайд 421

Das Zinn:
Kommt in der Natur selten gediegen (=als metallisches Zinn) sondern

meist als SnO2 Zinnstein vor.
Herstellung: Durch Reduktion mit Koks, Rohzinn ist meist stark mit Eisen verunreinigt und wird durch „seigern“ weiter gereinigt, dabei wird es so erhitzt, dass das Zinn gerade schmilzt und das Eisen nicht, so kann das Zinn abdekantiert werden.
Zinn kommt in zwei Modifikationen vor, als silberweißes stark glänzendes Metall (β-Zinn) und als graues Pulver (α-Zinn). Das Metall wandelt sich bei niedrigen Temperaturen in das graue Pulver um: Zinnpest.
Verbiegt man metallisches Zinn: Zinngeschrei

Слайд 422

Das Zinn:
Zinn ist gegen Luft und Wasser beständig, erst bei starkem

Erhitzen verbrennt es zu SnO2 (Zinnasche)
Verwendung:
Wegen seiner Stabilität für Teller, Kannen, Becher, zum Überziehen anderer Metalle zb Eisenblech: Weißblech f. Konservendosen. Für Legierungen: Bronze, Britanniametall, Weichlot, Lagermetalle.
Zinn-II-Verbindungen:
SnCl2: Durch Auflösen von Zinn in HCl, weiße fettglänzende Masse
Sn(OH)2 ist in Wasser schwer, in Säuren und Laugen löslich: amphoter.
SnO blauschwarzes Pulver, wandelt sich in der Hitze in eine rote Modifikation um.

Слайд 423

Das Zinn:
Zinn-IV-Verbindungen:
SnCl4 Aus den Elementen herstellbar, rauchende Flüssigkeit, wird an feuchter

Luft zu einer halbfesten Masse: SnCl4.5H2O „Zinnbutter“
Wird SnO2 mit NaOH oder Na2O geschmolzen erhält man Natriumstannat:
SnO2 + Na2O → Na2[SnO3], kristallisiert mit 3 Wasser: Präpariersalz,
SnS2 aus den Elementen, goldglänzende Blättchen: Musivgold.

Слайд 424

Das Blei:
Vorkommen: Bleiglanz PbS,
Weißbleierz, Rotbleierz, Gelbbleierz usw. und außerdem in

gediegener Form als reines Metall.
Herstellung aus PbS, Bleiglanz in einem Röst-Reduktionsverfahren, in zwei Schritten:
2PbS + 3O2 → PbO + SO2 „Röstarbeit“
PbO + CO → Pb + CO2 „Reduktionsarbeit“
Man erhält Werkblei, das noch mit anderen Metallen zb. Gold, Silber, Kupfer Zinn Antimon, Arsen, Bismut verunreinigt ist.

Слайд 425

Das Blei:
Blei ist ein bläulich-graues weiches, dehnbares Schwermetall, es bildet eine

Oxidschicht aus und entzündet sich in feinverteilter Form bei Raumtemperatur (pyrophores Blei).
Verwendung als Bleiblech, in Geschosskernen, und Bleiakkumulatoren, in Legierungen als Letternmetall und für Achslager. Blei ist beständig gegen Schwefelsäure und wird deshalb in der Schwefelsäurefabrikation zur Auskleidung verwendet. (Bleikammerverfahren)
Blei –II-verbindungen:
Blei-II-halogenide sind in kaltem Wasser schwerlöslich,
PbSO4 kommt in der Natur als Bleiglas vor, ist nahezu unlöslich,

Слайд 426

Blei-II-verbindungen:
2PbCO3 . Pb(OH)2 wird als Ölfarbe „Bleiweiß“ verwendet.
PbCrO4 Bleichromat ist die

Farbe „Chromgelb“ und dient ebenfalls als Malerfarbe. Beide sind jedoch giftig und wandeln sich im Lauf der Zeit in dunkles Bleisulfid PbS um.
Pb(CH3COO)2 Bleiacetat, wegen des süßen Geschmacks „Bleizucker“, ist wasserlöslich, stark giftig, dient auf Papier aufgebracht zum Nachweis von H2S, Bleiacetatpapier.
PbO, Bleioxid, rote und gelbe Modifikation.
Pb3O4 ein Pb-II-salz der Orthobleisäure Pb(OH)4, Pb2[PbO4], Mennige, wird als Rostschutzanstrich verwendet.
Blei –IV-verbindungen:
PbO2 Bleidioxid, schwarzes Pulver, ist ein starkes Oxidationsmittel.

Слайд 427

Die 5te Hauptgruppe:
N P As Sb Bi
Der Stickstoff:
Vorkommen:
Wesentlicher Bestandteil der

Luft, (78.1 Vol%, 75.5 %) als N2.
In gebundenem Zustand in Form von Nitraten NaNO3 Chilesalpeter, wichtiger Bestandteil von Eiweißen (Aminosäuren). Beträchtliche Mengen NH3 kommen auf anderen Planeten vor.
Herstellung: Aus der Luft, durch Destillation verflüssigter Luft, oder durch Reaktion des Luftsauerstoffs mit C:
4N2 + O2 + C → 4N2 + CO2
Das Kohlendioxid kann mit Wasser oder Kaliumcarbonatlösung ausgewaschen werden, Stickstoff bleibt übrig.

Слайд 428

Der Stickstoff:
Stickstoff ist ein farb- und geruchloses Gas, die Dichte ist

geringer als die von Luft, er lässt sich nur schwer kondensieren, Sdp.: -195.82°C, In Wasser ist Stickstoff nur halb so gut löslich wie Sauerstoff. Stickstoff unterhält die Verbrennung nicht und ist auch selbst nicht brennbar. Er ist bei normaler Temperatur ein reaktionsträges, inertes Gas, da die beiden Stickstoffatome besonders fest miteinander verbunden sind.
Stickstoff kommt in den Oxidationsstufen -III bis +V vor:
NH3 N2H4 N2H2 N2 N2O NO N2O3 NO2 N2O5
Er bildet Säuren (HNO3) und Basen aus (NH3).
Verbindungen:NH3
Herstellung: Aus den Elementen, Haber-Bosch-Verfahren:
3H2 + N2 2NH3 eine exotherme Reaktion unter Eisen-Katalyse

Слайд 429

Ammoniak:
Ammoniak ist ein farbloses zu Tränen reizendes Gas, das als Reduktionsmittel

und Base Anwendung findet:
2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl
NH3 + HCl → NH4Cl (Salmiaknebel)
Löst man Ammoniak in Wasser auf, so reagiert die Lösung basisch:
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Mit Säuren bilden sich entsprechende Ammoniumsalze, zb Ammonchlorid, Ammonacetat, Ammoniumnitrat ect, die in der Regel leicht löslich sind.

Слайд 430

Hydrazin: H2N-NH2
Herstellung: Durch Oxidation von Ammoniak: Raschig-Verfahren
H2NH + HOCl → H2O

+ H2NCl
H2NCl + HNH2 → H2N-NH2
Hydrazin ist eine farblose, ölige, an der Luft rauchende, giftige Flüssigkeit. Es ist eine Base, wobei zwei Arten von Salzen gebildet werden können:
H2N-NH2 + HX → [H3N-NH2]+X- → [H3N-NH3]2+X2-
Nur die einmal protonierten Salze sind stabil, die 2mal protonierten enstehen nur mit sehr starken Säuren und werden hydrolytisch zu den Monosalzen zersetzt.
Hydrazin ist wie Ammoniak eine Lewis Base. Hydrazin wirkt reduzierend, es verbrennt an der Luft mit beträchtlicher Wärmeentwicklung und wird als Raketentreibstoff verwendet.
Hydrazinderivate werden als Treibmittel für die Herstellung geschäumter Kunststoffmassen eingesetzt.

Слайд 431

Hydrazin: H2N-NH2
Hydrazin ist wie Ammoniak eine Lewis Base.
Hydrazin wirkt reduzierend,

es verbrennt an der Luft mit beträchtlicher Wärmeentwicklung und wird für selbstentzündliche Raketentreibstoffe in Kombination mit Salpetersäure oder Distickstofftetroxid verwendet.
Hydrazinderivate werden als Treibmittel für die Herstellung geschäumter Kunststoffmassen eingesetzt.
Distickstoffmonoxid: N2O
Durch Erhitzen von Ammoniumnitrat:
NH4NO3 → N2O + 2H2O (Achtung Explosionsgefahr !)
N2O ist ein farbloses Gas, das schwach süßlich riecht, die Atmung nicht unterhält und wirkt leicht betäubend.
Verwendung als Inhalationsnarkotikum.

Слайд 432

Stickstoffmonoxid: NO („Stickoxid“)
Herstellung:
Aus den Elementen: im elektrischen Lichtbogen
N2 + O2

2NO
Durch Ammoniakverbrennung:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
Dient vor allem zur Herstellung von Salpetersäure:
NO + 1/2O2 → NO2
2NO2 + H2O +1/2O2 → 2HNO3
NO ist ein farbloses, giftiges Gas, bildet schon an der Luft braune Dämpfe von NO2 (wird leicht oxidiert), bildet mit Halogenen Nitrosylhalogenide: 2NO + Cl2 → 2NOCl die sehr reaktiv sind.

Слайд 433

Distickstofftrioxid: N2O3
NO + NO2 N2O3 ist nur bei tiefen Temperaturen als

tiefblaue Flüssigkeit stabil.
Stickstoffdioxid: NO2
Durch Oxidation von NO (siehe früher) zur Herstellung (als Zwischenprodukt) von Salpetersäure.
Es ist ein braunrotes, korrosives, stark giftiges Gas, (Lungenödem)
Es wird als Oxidationsmittel (Raketentreibstoffe) und als Nitrierungsmittel verwendet.
Distickstoffpentaoxid: N2O5
Lässt sich als Anhydrid der Salpetersäure durch Wasserentzug mit Phosphorpentaoxid aus Salpetersäure gewinnen:
2HNO3 H2O + N2O5; P2O5 + H2O → 2HPO3 und bildet farblose zerfliesliche Kristalle. Es ist chemisch unbeständig und zerfällt ohne äußeren Anlass explosionsartig zu NO2 und Sauerstoff. Hat stark oxidierende Eigenschaften.

Слайд 434

Stickstofftrioxid: NO3
Entsteht aus NO2 und überschüssigem O2 bei niederen Temperaturen und

ist metastabil.
Sauerstoffsäuren des Stickstoffs:
Hydroxylamin: NH2OH
Durch Reduktion von NO:
2NO + 3H2 → 2NH2OH
Farblose Kristalle, ist eigentlich keine Säure sondern weist als Ammoniakderivat schwach basische Eigenschaften auf:
Salzbildung mit HCl:
NH2OH + HCl → [NH3OH]+Cl-
Die Salze sind stabiler als Hydroxylamin selbst und sind sauer, da Hydroxylamin eine noch schwächere Base als NH3 ist.

Слайд 435

Nitrosowasserstoff: HNO:
Aus H und NO-Radikalen und Wasserstoff:
H + NO → HNO
Ist

instabil
Salpetrige Säure: HNO2
Nur in Form der Salze, Nitrite, beständig:
N2O3 + 2NaOH→2NaNO2 + H2O
NaNO2 das nur schwach giftig ist dient zur Konservierung von Fleisch (Pökelsalz). Es dient weiters zur Diazotierung bei der Herstellung von Azofarbstoffen, Saccharin, Coffein und als Gegengift bei Cyanidvergiftungen, zum Bleichen von Naturfasern, als Bestandteil von Korrosionschutzmitteln.

Слайд 436

Salpetersäure: HNO3
Katalytische Verbrennung von Ammoniak (über mehere Stufen, siehe früher):
NH3

+ 2O2 → HNO3 (60%ig) + H2O,
Luftverbrennung von NO, oder durch Umsetzung von Chilesalpeter mit Schwefelsäure:
NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3
Eine 69.2%ige Salpetersäure bildet ein azetropes Gemisch, kann also durch Destillation nicht weiter konzentriert werden, und wird als konzentrierte Salpetersäure bezeichnet. Höhere Konzentrationen durch Einpressen von NO in Gegenwart von Sauerstoff oder entwässern konzentrierter Salpetersäure mit wasserbindenden Mitteln, man erhält Lösungen, die rotbraune Dämpfe ausstoßen, sog. rote rauchende Salpetersäure.

Слайд 437

Salpetersäure: HNO3
Verwendung: Zur Herstellung von Nitraten für Düngezwecke, Nitrate, die Salze

der Salpetersäure dienen auch als Sprengmittel, als Oxidationsmittel, KNO3 ist Bestandteil des Schwarzpulvers, Trinitroglycerin, TNT usw. Sprengstoffe, Trinitroglycerin u. a. Nitrate als Sofortbehandlung bei Herzinfarkt, da sofortige Gefäßerweiterung.
Nitrate sind alle gut wasserlöslich, sie zersetzen sich beim Erhitzen, wobei Alkali und Erdalkalinitrate in Nitrite übergehen, die Nitrate der Schwermetalle in Oxide:
KNO3 → KNO2 + 1/2O2
Cu(NO3)2 → CuO + 2NO2 + 1/2O2

Слайд 438

Der Phosphor:
Vorkommen: Nicht in freiem Zustand, sondern in der Erdrinde als

Phosphate, Salze der Phosphorsäure: Phosphorit: Ca3(PO4)2, Apatit 3Ca3(PO4)2.Ca(OH,F,Cl)2 Phosphorsäureester auch in der Biosphäre (ATP = Adenosintriphosphat), Seevögelausscheidungen = Guano, phosphatreich, als Dünger verwendet..
Darstellung:
Weißer Phosphor P4:
Aus Apatiten:
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 3CaSiO3 + 5CO + P2 das dimeristiert.
Roter Phosphor: Pn entsteht durch Erhitzen von weißem auf 200°C, es wird dabei Wärme frei. Schwarzer Phosphor durch Behandlung von weißem bei hohen Drücken und Hitze (Schichten aus P6-ringen, leitet den elektr. Strom).
Violetter Phosphor durch Erhitzen von weißem auf 550°C, kristall-in, röhrenartige Strukturen.
Weißer Phosphor: Reaktionsfähig, giftig, selbstentzündlich (Aufbewahr-ung unter Wasser), verbrennt zu P2O5, leuchtet im Dunkeln, ist eine Chemoluminiszenz, die durch Oxidation des P an Luft zustandekommt.

Слайд 439

Der Phosphor:
Violetter Phosphor durch Erhitzen von weißem auf 550°C, kristall-in, röhrenartige

Strukturen.
Weißer Phosphor: Reaktionsfähig, giftig, selbstentzündlich (Aufbewahr-ung unter Wasser), verbrennt zu P2O5, leuchtet im Dunkeln, ist eine Chemoluminiszenz, die durch Oxidation des P an Luft zustandekommt.
Violetter und schwarzer Phosphor sind weniger giftig und entzünden sich weniger leicht, der rote Phosphor steht in seiner Reaktionsfähigkeit zwischen weißem und violettem Phosphor, er explodiert in Gemischen mit anderen Oxidationsmitteln schon beim Verreiben.

Слайд 440

Der Phosphor:
Phosphor kann, wie Stickstoffe die Oxidationsstufen von –III bis +V

einnehmen.
PH3 P2H4 (PH)n P4 H3PO2 H4P2O4 H3PO3 H4P2O6 H3PO4
Wasserstoffverbindungen:
Phosphan PH3,
Herstellung:
P4 + 6H2 → 4PH3;
P4 + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3
Phosphan ist ein giftiges, farbloses, knoblauchartig riechendes Gas, ist schwächer basisch als Ammoniak und stärker reduzierend. Verbrennt bei 150°C zu Phosphorsäure.
Daneben noch weitere Wasserstoffverbindungen:
Diphosphan P2H4,
Triphosphan P3H5

Слайд 441

Der Phosphor:
Daneben noch weitere Wasserstoffverbindungen:
Diphosphan P2H4,
Triphosphan P3H5
Halogenverbindungen:
Phosphortrichlorid: PCl3: aus

den Elementen, farblose, stechend riechende Flüssigkeit, reagiert mit Wasser zu phosphoriger Säure:
PCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl
Phosphorpentachlorid PCl5:
Durch Oxidation von PCl3 mit Chlor:
PCl3 + Cl2 → PCl5 oder direkt aus weißem P: 2P + 5Cl2 → 2PCl5
Reagiert mit Wasser heftig zuerst zu POCl3, Phosphoroxichlorid und dann weiter zu Phosphorsäure:
PCl5 + H2O → POCl3 + 2HCl; POCl3 + 3H2O → H3PO4 + 3HCl

Слайд 442

Phosphoroxide:
Phosphorpentoxid P2O5: Durch Verbrennung von weißem Phosphor, reagiert mit Wasser zu

Phosphorsäure, ist stark wasseranziehend und wird als Trockenmittel in Exsiccatoren und Trockenrohren verwendet.
Phosphorsäure: H3PO4
Gewinnung aus Kalziumphosphat:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2 H3PO4
Phosphorsäure ist eine dreibasige mittelstarke Säure und bildet eine Reihe von Phosphaten aus: Dihydrogenphosphate H2PO4-, Hydrogenphosphate HPO42- und Phosphate PO43-

Слайд 443

Phosphorsäure H3PO4
Verwendung:
Ausgangsprodukt für Mono, di, Oligo und Polyphosphate, die als

Düngemittel, Wasch-, Reinigungs-, Lebens- und Futtermittel Verwendung finden, ebenso in Zahnpasta, als Flammenschutzmittel, Phosphorsäure wird zur Metallbehandlung, in sauren Limonaden, Polieren von Aluminiumteilen verwendet.
Das Arsen
Kommt nicht nur so, wie Phosphor und Stickstoff als Nichtmetall anionisch, sondern durch zunehmenden Metallcharakter auch kationisch in Form von Sulfiden und Oxiden. Minerale: Arsenkies FeAs2.FeS2, Realgar As4S4, Auripigment As2S3, Arsenolith As2O3

Слайд 444

Das Arsen
Mehrere Modifikationen, beständigste ist das graue, metallische Arsen, leitet den

elektr. Strom, spröde („Sprödmetalle“). Daneben durch Abkühlen von As-Dampf gelbes Arsen, Nichtleiter. As-Dampf auf heiße Flächen geleitet: schwarzes As, amorph, entspricht dem roten Phosphor.
Arsenwasserstoff: AsH3
Durch Einwirkung von nascierendem Wasserstoff auf lösliche Arsenverbindungen, ist ein farbloses, nach Knoblauch riechendes giftiges Gas, das metastabil ist und wieder in seine Elemente zerfällt, dient zum Nachweis von Arsen, bildet an Glaswand Arsenspiegel aus (Germanium Antimon macht das auch)
Unterscheidung durch die Löslichkeit
Des Arsenspieges in NH3/H2O2.
(Marshsche Probe)

Слайд 445

Das Arsen
AsH3 verbrennt zu As2O3:
AsH3 +3O2 → As2O3 + 3H2O
Arsentrioxid auch

durch Rösten arsenhaltiger Erze („Hüttenrauch“) wobei es dabei absublimiert und weiter durch Sublimation gereinigt wird. Es bildet mit Wasser eine schwache Säure, die arsenige Säure aus:
As2O3 + 2H2O → 2H3AsO3
Arsenpentoxid, Arsensäure:
Kann nicht durch Verbrennung gewonnen werden sondern durch Entwässerung von Arsensäure:
H3AsO4 → As2O5 + 3H2O

Слайд 446

Das Arsen
Verwendung:
Arsenik (As2O3) zur Vertilgung von Mäusen, Ratten, Fliegen, zum konservieren

von Häuten und Fellen, in der Glasfabrikation als Läuterungs und Entfärbungsmittel, Farbstoffe Schweinfurter Grün,
Scheeles Grün enthalten Kupferarsenit.
Arsen und Verbindungen sind giftig.

Слайд 447

Das Antimon:
Gediegen, als Sulfid, Oxid und als Metallantimonide in der Natur

vorkommend. Minerals: Grauspießglanz: Sb2S3, daneben gemischte Sulfide: mit Silber: Antimonsilberblende ect..
Gewinnung:
Sb2S3 + 3Fe → 2Sb + 3FeS durch Zusammenschmelzen mit Eisen („Niederschlagsarbeit“)
Oder „Röstreduktionsarbeit“:
Sb2S3 + 5O2 → Sb2O4 + 3SO2
Sb2O4 + 4C → 2Sb + 4 CO

Слайд 448

Das Antimon:
Antimon kommt wie Phosphor in mehreren Modifikationen vor, wichtigste ist

das graue, metallische Antimon, silberweiß, glänzend, spröde, leitet den elektr. Strom, verbrennt in der Hitze zu Sb2O3.
Antimonwasserstoff SbH3:
Wird aus lösl. Sb-Verbindungen und nascierendem Wasserstoff hergestellt, ist ein farbloses übelriechendes, giftiges Gas, das sich, wenn es erhitzt wird, spontan, explosionsartig in seine Elemente zersetzt.
Antimontrioxid Sb2O3:
Durch Verbrennen von Sb, in der Hitze gelb, beim Erkalten weiß (thermochrom) werdendes nahezu in Wasser unlösliches Pulver.
Antimon-V-oxid u. säure werden analog As-verbindungen gewonnen.

Слайд 449

Das Wismut (Bismut):
Kommt eher in geringeren Mengen vor, gediegen und kationisch

als Sulfid Bi2S3 Wismutglanz, Selenid (Selenwismutglanz ect..
Gewinnung: 2Bi2O3 + 3C → 4Bi + 3CO2

Das Antimon:
Verwendung: Elementar in Legierungen als härtende Komponente, zur Herstellung von Halbleitern, Sb2S5 wurde als „Goldschwefel“ zum Vulkanisieren verwendet.
Antimon u. Verbindungen sind giftig.

Слайд 450

Das Wismut (Bismut):
Wismutwasserstoff BiH3:
Mg3Bi2 + 6HCl → 3MgCl2 + 2BiH3 gibt

beim Erwärmen Bi-Metallspiegel.
Wismuthydroxid: Bi(OH)3
Durch Ausfällen von Bismutsalzlösungen mit Alkali, gibt in der Wärme schrittweise Wasser ab, bis man das Oxid erhält.
Bi2O3 ist ein basisches Oxid, es löst sich nur in Säuren und nicht in Laugen.

Слайд 451

Die 6te Hauptgruppe:
O S Se Te Po
Der Sauerstoff:
Kommt in elementarem Zustand

in der Luft vor, enthält 21 Vol% od 23.1 % Sauerstoff als O2. In gebundener Form in Form von Oxiden und Oxosalzen (Carbonaten, Sulfaten, Phosphaten ect..) Meerwasser besteht zu 86% aus Sauerstoff,
Sauerstoff ist das Element, das am weitesten verbreitet ist, in der Biosphäre in Zuckern, Fetten, Eiweißen, O2 ist die Grundlage des Lebens wie wir es kennen und für die Atmung essentiell.
Der Mensch veratmet täglich 900g Sauerstoff.

Слайд 452

Der Sauerstoff:
Herstellung:
Gewinnung aus der Luft: Durch physikalische Verfahren wie Destillation verflüssigter

Luft, oder auf chemischem Weg:
2BaO + O2 2BaO2
Die Hinreaktion läuft bei 500°C ab, der Luftsauerstoff wird an das BaO gebunden, in der Rückreaktion, die bei 700°C abläuft wird der Sauerstoff wieder freigesetzt, sodass man reinen Sauerstoff aus dieser Reaktion erhalten kann.
(Brin‘sches Bariumperoxidverfahren)

Слайд 453

Der Sauerstoff:
Eigenschaften: Sauerstoff ist bei normaler Temperatur und normalem Luftdruck ein

farb- und geruchloses Gas, das in sehr dicken Schichten bläulich ist. Es lässt sich verflüssigen (Sdp: -182°C) und ist dann eine hellblaue Flüssigkeit, die bei -219°C kristallisiert, bei sehr hohen Drücken existiert angeblich eine metallische Modifikation.
Sauerstoff ist in ständiger Interaktion mit der Biosphäre:
Kohlenhydrate + Sauerstoff Kohlendioxid + Wasser + Energie
Wobei die Reaktion von links nach rechts in Form der Dissimilation in Menschen und Tieren abläuft, während die Reaktion von rechts nach links in Pflanzen vollzogen wird (Assimilation).

Слайд 454

Der Sauerstoff:
Verwendung:
Sauerstoff dient in der Technik zur Erzeugung höherer Temperaturen

bei Verbrennungsprozessen, den meisten Sauerstoff verbraucht die Stahlindustrie, weiters bei Kohlevergasung, in der Raketentechnik wird reiner Sauerstoff verwendet.
Weiters wird Sauerstoff Zur Herstellung von Acetylen verwendet, ebenso zur Herstellung von Schwefelsäure, Salpetersäure, zur Verhüttung von Cu, Zn, Pb- Erzen, bei Röstprozessen von sulfidischen Erzen in denen der Schwefel durch Sauerstoff ersetzt wird, zur Erzeugung elektrischer Energie in Brennstoffzellen, in der Medizin
und Biologie zur Verstärkung und Anregung von Lebens und Wachstumsprozessen, in Technik und Haushalt zum Bleichen, Desodorieren, zur Abwasserbehandlung, in sog. Oxyliquid-Sprengstoffen wird flüssiger Sauerstoff eingesetzt. Weiters ist Sauerstoff an jeder Verbrennung in Luft beteiligt.

Слайд 455

Der Sauerstoff:
Verwendung:
und Biologie zur Verstärkung und Anregung von Lebens und

Wachstumsprozessen, in Technik und Haushalt zum Bleichen, Desodorieren, zur Abwasserbehandlung, in sog. Oxyliquid-Sprengstoffen wird flüssiger Sauerstoff eingesetzt. Weiters ist Sauerstoff an jeder Verbrennung in Luft beteiligt.
Sauerstoff ist in fast allen Verbindungen der elektronegativere Partner und kommt hauptsächlich in der Oxidationsstufe –II vor. Seltener in Oxidationsstufe –I (Na2O2, H2O2) oder -1/2 (NaO2). Ausnahmen sind -2/3 (H2O3) oder -1/3 (KO3).

Слайд 456

Der Sauerstoff:
Die wichtigste und häufigste Sauerstoffverbindung ist Wasser, das durch Verbrennung

von Wasserstoff hergestellt werden kann.
Wasser ist ein gewinkeltes Molekül, der Winkel zwischen den beiden Bindungen zu den Wasserstoffen beträgt 104.5°, da die beiden nicht bindenden Elektronenpaare auch noch Raum einnehmen müssen.
Wasser siedet aufgrund der Wasserstoffbrückenbindungen, die es ausbildet deutlich höher (+100°C) als es rechnerische eigentlich sollte (-100°C) und hat bei +4°C seine größte Dichte, Eis dehnt sich also aus und schwimmt auf flüssigem Wasser.

Слайд 457

Der Sauerstoff:
Wasserstoffperoxid:
Durch Dehydrierung von Wasser oder Oxidation von Wasserstoff: (Antrachinonverfahren)
2H2O →

H2O2 + H2 ; H2 + O2 → H2O2
Wasserstoffperoxid zerfällt unter Wärmeentwicklung wieder zu Wasser und Sauerstoff, bei Rt ist diese Reaktion aber extrem langsam.
Charakteristisch ist die oxidierende Wirkung des Wasserstoffperoxids, und es kann, da es nur in Wasser übergeht sehr vielseitig eingesetzt werden.

Слайд 458

Der Sauerstoff:
Wasserstoffperoxid:
Wird verwendet zum Bleichen, zum Bleichen von Stroh, Federn, Schwämmen,

Elefenbein, Stärke, Leim, Leder, Pelzen, Wolle u.a. Textilien, Papier, Ölen, Fetten. Verwendung Gebunden in Form von Perboraten oder Perhydraten in Waschmitteln. In 3% Lösung zur Desinfektionszwecke, die 30%ige Lösung heisst Perhydrol.
Ozon O3: („Trioxygen“)
Wird durch Reaktion von Sauerstoffatomen mit O2 hergestellt:
O + O2 O3
Energie verbraucht die Herstellung der Sauerstoffatome, die durch Spaltung von O2 entstehen, diese Spaltung kann auch thermischem, elektrischem, photochemischem oder chemischem Weg erfolgen.

Слайд 459

Der Sauerstoff:
Ozon O3: („Trioxygen“)
Elektrisch zb. durch stille Entladung: Sauerstoff wird durch

Glasrohre geleitet die innen mit Metall beschichtet sind, es wird Spannung angelegt, wodurch die Stille Entladung erfolgt. Man erhält damit 15%iges Ozon in Sauerstoff, das durch fraktionierte Verflüssigung abgetrennt werden kann.
Ozon ist im Gaszustand deutlich blau, im flüssigen Zustand (SdP: -110°C) violettblau. Es löst sich in Wasser besser als O2. Es hat einen charakteristischen Geruch, der auch bei ganz geringen Konzentrationen wahrnehmbar ist.

Слайд 460

Der Sauerstoff:
Ozon O3: („Trioxygen“)
Charakteristisch ist die starke Oxidationswirkung des Ozon, beispielsweise

werden Zinn-II zu Zinn-IV-Verbindungen, Blei-II- zu Blei-IV-Verbindungen oxidiert ebenso NO2 zu N2O5, aus Jodidlösungen wird durch Oxidation elementares Jod ausgeschieden.
Verwendung:
Technisch zur Luftverbesserung, Desinfektion, Sterilisation von Lebensmitteln (Bestrahlung von Lebensmitteln, dabei wird O3 gebildet).
Zur Entkeimung von Trinkwasser, und Schwimmbadwasser.

Слайд 461

Der Schwefel:
Schwefel kommt in der Natur frei und gebunden vor, gebunden

in Form von hauptsächlich Sulfiden und Sulfaten. Sulfide werden je nach Aussehen als Kiese, Glanze und Blenden bezeichnet. Bsp. Eisenkies: FeS2, Bleiglanz PbS, Zinkblende ZnS uam.
Sulfate sind vor allem Gips CaSO4 . 2H2O, Anhydrit CaSO4, Bittersalz MgSO4 . 7H2O, Schwerspat Baryt BaSO4.

Слайд 462

Der Schwefel:
Schwefel ist auch in der Biosphäre zb. in Eiweißen enthalten

und kommt auch in Erdöl und Erdgas in gebundener Form vor.
Gewinnung:
Aus den elementaren Vorkommen, oder durch Oxidation von Schwefelwasserstoff: (Claus-Prozess, mit Al-oxid als Katalysator)
3H2S + 3O2 → 3S + 3H2O
oder Reduktion von Schwefeldioxid:
SO2 + C → S + CO2

Слайд 463

Der Schwefel:
Schwefel kommt in mehreren festen, flüssigen und gasförmigen Modifikationen vor:
α-S

β-S λ-S μ-S
α- und β – Schwefel sind fest, λ-Schwefel und μ-Schwefel flüssig, im Dampf existieren S8-Moleküle und kleinere.
Die unterschiedlichem Modifikationen können durch Temperaturänderungen ineinander umgewandelt werden.
Der bei Raumtemperatur stabilste ist der α-Schwefel.

Слайд 464

Der Schwefel:
Schwefel reagiert bei erhöhter Temperatur mit fast allen Metallen und

Nichtmetallen, außer mit Gold, Platin, Iridium, N2, Te, J2 und den Edelgasen)
Er verbrennt an Luft durch Entzünden zu SO2, reagiert mit Wasserstoff zu H2S und mit den Halogenen außer Jod zu S2X2.
Mit Eisenfeilspänen reagiert S unter Wärmeentwicklung zu FeS,
Oxidation: Fe → Fe2+ + 2e-
Reduktion: S + 2e- → S2-
Gesamt: Fe + S → FeS
verreibt man Hg mit S, so entsteht schwarzes Quecksilbersulfid HgS unter Abgabe von Energie.

Слайд 465

Der Schwefel:
Schwefelwasserstoff: aus den Elementen:
H2 + S → H2S
Oder durch Freisetzung

aus Sulfiden (mit stärkeren Säuren wie HCl):
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑
Bei höheren Temperaturen zerfällt H2S wieder in die Elemente, er verbrennt an der Luft zu SO2:
2H2S + 3O2 → H2O + SO2
Schwefelwasserstoff ist eine zweibasige sehr schwache Säure.
Salze sind Hydrogensulfide zb. NaHS und Sulfide Na2S, die Hydrogensulfide sind in Wasser alle leicht löslich, von den Sulfiden jedoch nur die Alkalisulfide.

Слайд 466

Der Schwefel:
Schwefelwasserstoff:
Andere Metallsulfide, besonders Schwermetallsulfide sind schwerlöslich, sehr unterschiedlich gefärbt

und werden daher und auch aufgrund ihrer unterschiedlichen Löslichkeiten für Fällungsreaktionen in der anorganischen Analytik herangezogen
H2S und Ammonsulfid-Trennungsgang

Слайд 467

Der Schwefel:
Schwefeldioxid:
Aus den Elementen:
S + O2 → SO2 oder durch

Erhitzen schwefelhaltiger Erze im Luftstrom („Rösten“).
MeS + O2 → SO2 + MeO
Es ist ein farbloses, stechend riechendes Gas, nicht brennbar, korrodierend. Es reagiert mit Wasser zur schwefeligen Säure :
H2O + SO2 → H2SO3
SO2 wird aufgrund seiner desinfizierenden Wirkung zum Ausschwefeln von Wein und Bierfässern und zum Vertilgen von Ungeziefer („Ausräuchern“) verwendet. Hauptverwendung ist aber die Schwefel-säureproduktion.

Слайд 468

Der Schwefel:
Schwefeltrioxid: SO3
Kann nicht direkt durch Verbrennen von Schwefel hergestellt werden,

wird durch Oxidation von SO2 hergestellt:
SO2 + 1/2O2 → SO3 bei 400-600°C an Katalysatoren (Pt, Fe-oxide ect.)
Es kommt fest (Smp 32-40°C) in den Handeln, liegt in 3 Modifikationen vor und reagiert mit Wasser zur Schwefelsäure:
SO3 + H2O → H2SO4

Слайд 469

Der Schwefel:
Schwefelsäure:
Hergestellt durch Reaktion von Wasser mit SO3, wobei das SO3

im Kontaktverfahren oder im Bleikammerverfahren durch Oxidation von Schwefeldioxid hergestellt wird.
Schwefelsäure ist eine starke zweibasige Säure, es sind daher zwei Serien an Salzen möglich: Die Hydrogensulfate, die noch ein Proton abspalten können (saure Salze) und die Sulfate.
Schwefelsäure wirkt außer ihren sauren Eigenschaften auch noch oxidierend, und durch Bildung von Hydraten stark wasserentziehend Wird als Trockenmittel für Gase und in Exsiccatoren eingesetzt.

Слайд 470

Der Schwefel:
Schwefelsäure:
Verwendung:
Hauptmenge wird zur Herstellung von Kunstdünger verwendet, zur Darstellung anderer

Mineralsäuren (Salzsäure, Phosphorsäure)
2NaCl + H2SO4 → 2HCl + Na2SO4
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2 H3PO4
Im Gemisch mit Salpetersäure in der organischen Chemie für Nitrierungsreaktionen zur Herstellung von Nitroglycerin, Nitrocellulose ect.) In Bleiakkumulatoren als Akkumulatorsäure.

Слайд 471

Selen, Tellur, Polonium:
Selen ist weniger häufig als Schwefel, kommt in der

Natur gediegen und in Form von Metallseleniden vor Es existieren verschiedene Modifikationen. (Schwarzes, graues und rotes Selen)
Gewinnung: aus dem Anodenschlamm durch Abrösten und anschließende Reduktion mit SO2
Selendioxid SeO2:durch Verbrennen von Se, löst sich in Wasser unter Bildung seleniger Säure,
Selentrioxid SeO3: durch Hochfrequenz-Glimmentladung aus Se und O2, in Wasser gelöst: Selensäure, die so stark wie Schwefelsäure aber noch stärker oxidierend ist.
Selen und Selenverbindungen sind giftig.
Allerdings ist Selen auch ein essentielles Spurenelement.

Слайд 472

Selen, Tellur, Polonium:
Selen und Selenverbindungen sind giftig.
Allerdings ist Selen auch ein

essentielles Spurenelement.
Tellur:
Kommt zusammen mit Schwefel im Tetradymit Bi2Te2S vor, auch gediegen, auch als Telluride, ist etwa so häufig wie Gold und Platin.
Gewinnung:
Aus Anodenschlamm, der bei der Kupferraffination anfällt, kommt in verschiedenen Modifikationen vor, Tellurverbindungen weniger giftig als Selenverbindungen.
Polonium: Kurzlebiges radioaktives Zerfallsprodukt der Uranreihe, ist edler als Silber.

Слайд 473

Die 7te Hauptgruppe:
Das Fluor:
Fluor kommt in der Natur wegen seiner Reaktionsfreudigkeit

nur gebunden vor und da es sich um das elektronegativste Element überhaupt handelt niemals als Kation. Vor allem als Fluoride: Flussspat: CaF2, Kryolith: Na3AlF6, Fluorapatit: Ca5(PO4)3F, Topas: [Al2(OH,F)2][SiO4], in vulkanischen Auswurfprodukten kommen Fluorborate und Fluorsilikate vor.

Слайд 474

Das Fluor:
Herstellung:
Ausgangsprodukt zur F2-Herstellung ist HF, Fluorwasserstoff, der durch Umsetzung

von Flussspat mit konzentrierter Schwefelsäure erhalten werden kann:
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF↑
Das HF muss nun oxidiert werden, das ist chemisch nicht machbar, da Fluor selbst das stärkste Oxidationsmittel unter den Elementen ist, es wird daher auf elektrochemischem Weg durch Elektrolyse von HF (wasserfrei) unter Zusatz von wasserfreiem KF (um die Leitfähigkeit zu gewährleisten) durchgeführt:
2HF → H2 + F2

Слайд 475

Das Fluor:
Fluor ist in dicker Schicht ein blassgelbes Gas von durchdringendem

Geruch, es ist das reaktionsfähigste aller Elemente und das stärkste Oxidationsmittel überhaupt.
Die Ursache der hohen Reaktivität ist die geringe Dissoziationsenergie von F2 und die hohe Affinität zu anderen Elementen.
Mit Wasserstoff reagiert Fluor schon im dunklen explosionsartig. Schwefel und Phosphor reagieren selbst bei niedrigen Temperaturen lebhaft mit Fluor,
Kohlenstoff reagiert mit Fluor unter Feuererscheinung bei RT.
Fluor tritt praktisch nur einwertig auf, es reagiert mit allen Elementen außer mit He, Ne, Ar.

Слайд 476

Das Fluor:
Fluor dient selbst zur Herstellung von Fluorverbindungen, perfluorierte Verbindungen, die

nicht anders hergestellt werden können, das meiste Fluor dient zur Herstellung von UF6, dann für SF6 (als Dieelektrikum), zur Oberflächenfluorierung von Kunststoffen, zur Herstellung von Fluorgraphit (Elektrodenmaterial), zur Erhöhung des Haftvermögens für Lacke, Farben, Kleber usw. Eingeatmet verursacht Fluor schwerste Verätzungen, Lungenödem..
Fluorwasserstoff:
Herstellung siehe früher, löst sich leicht in Wasser und ergibt dabei Fluorwasserstoffsäure oder Flusssäure, diese Säure ist nur eine schwache Säure (pk = 3.17), (der Grund dafür ist die große Stärke der H-F Bindung), Gold und Platin werden von ihr nicht angegriffen, Blei nur oberflächlich.

Слайд 477

Fluorwasserstoff:
Flussäure hat aber die bemerkenswerte Eigenschaft Glas und Quarz aufzulösen:
SiO2 +

6HF → 2H+ + SiF62- + 2H2O
Flusssäure ist ein Kontaktgift.
Flussäure verursacht schlecht heilende Verätzungen, da CaF2 aus den Zellen ausgefällt wird.
Salze sind die Fluoride. Von technischer Bedeutung sind synthetischer Kryolith, Na3AlF6, da der natürliche zur Aluminiumproduktion nicht ausreicht, organische Fluorverbindungen wie Dichlordifluormethan in Kühlgeräten („Frigene“) Polytetrafluorethen (thermo- und chemikalienresistenter Kunststoff Teflon) Natriumfluorid als Zusatz zu Zahnpasten.

Слайд 478

Das Chlor:
Kommt wie Fluor nicht frei vor, sondern gebunden in Form

von Chloriden: die wichtigsten Salze sind: Steinsalz NaCl, Sylvin KCl, Carnallit KMgCl3.6H2O, Kainit KMgCl(SO4).3H2O.
Gasförmiger HCl kommt in vulkanischen Gasen vor. In Meeren bildet NaCl die Hälfte aller gelösten Salze.
Herstellung:
Aus Natriumchlorid: Elektrolyse von wässrigen NaCl-Lösungen (siehe Elektrolyse) :
2H2O + NaCl → H2 + 2NaOH + Cl2 unterschiedlichen Verfahren: Diaphragma, Amalgam, Membran-Verfahren…
Aus Chlorwasserstoff:
4HCl + O2 2H2O + 2Cl2 ist katalysiert (CuCl), Deacon-Verfahren

Слайд 479

Das Chlor:
Aus Chlorwasserstoff:
4HCl + MnO2 → 2H2O + MnCl2 + Cl2
Elektrochemisch

aus HCl:
2HCl → Cl2 + H2
Chlor ist ein gelbgrünes, erstickend riechendes, die Schleimhäute stark angreifendes Gas, das dichter ist als Luft. Es gehört zu den reaktiven Elementen und verbindet sich meist schon bei Raumtemperatur mit fast allen anderen Elementen unter starker Wärmeentwicklung. Nur mit den Edelgasen, Stickstoff Sauerstoff verhält es sich indifferent, man kann solche Verbindungen aber über Umwege herstellen (Chloroxide, Stickstofftrichlorid).

Слайд 480

Das Chlor:
Alkalimetalle reagieren am heftigsten mit Chlor, fast ebenso heftig die

Erdalkalimetalle, aber auch Übergangsmetalle (Eisen, Kupfer) reagieren fein verteilt heftig mit Chlor. Die Umsetzung mit Wasserstoff ist besonders heftig (Chlorknallgasreaktion)
Die Affinität von Chlor zu Wasserstoff ist so groß, dass es anderen Wasserstoffverbindungen den Wasserstoff entreißt:
C2H2 (Acetylen) + Cl2 → 2C + 2HCl, 2NH3 + 3Cl2 → 6HCl + N2
H2S + Cl2 → 2HCl + S,

Слайд 481

Das Chlor:
H2O + Cl2 2HCl +1/2O2 das Gleichgewicht liegt in der

Gasphase links, wenn Wasser und Chlor in kondensierter Phase sind rechts.
Chloroxide:
Dichloroxid Cl2O, hypochlorige Säure HOCl:
Herstellung:
2Cl2 + 3HgO → HgCl2 . 2HgO + Cl2O
Dichloroxid ist ein gelbrotes unangenehm riechendes Gas, das mit Wasser zur hypochlorigen Säure reagiert:
Cl2O + H2O 2HOCl Ox-stufe Cl: +I
Hypochlorige („unterchlorige“) Säure entsteht auch direkt bei der Reaktion von Chlor mit Wasser:
Cl2 + H2O HCl + HOCl Das Gleichgewicht liegt aber eher links.

Слайд 482

hypochlorige Säure HOCl:
Neigung zum Zerfall in Chlor und Sauerstoff:
2HClO →

Cl2 + 1/2O2 + H2O
Verwendung als starkes Oxidationsmittel.
Hypochlorige Säure ist nur in wässriger Lösung bekannt, sie ist eine sehr schwache Säure, die Salze (NaOCl) sind in wässriger (aber nicht alkalischer) Lösung ebenfalls starke Oxidationsmittel und werden als Bleichmittel, Desinfektionsmittel und zur Abwasserdesinfektion verwendet.
Chlorkalk: CaCl(OCl), früher als Desinfektionsmittel eingesetzt, greift aber die Haut an.
Ca(OH)2 + Cl2 → CaCl(OCl) + H2O, die Reaktion läuft nicht vollständig ab

Слайд 483

Chloroxide:
Chlordioxid ClO2, chlorige Säure HClO2:
Herstellung:
2HClO3 + H2SO3 → 2ClO2 + H2SO4

+ H2O
Chlordioxid ist ein gelbes Gas von scharfem Geruch, das beim Erhitzen explodiert: ClO2 → 1/2Cl2 + O2
Es reagiert mit Wasser zur chlorigen und zur Chlorsäure:
2ClO2 + H2O HClO2 + HClO3
Auch beim Einleiten von Chlordioxid in Natronlauge entsteht ein Gemisch aus Natriumchlorit und Natriumchlorat. Gibt man Wasserstoffperoxid zu, so erhält man reines Natriumchlorit.:
2ClO2 + H2O2 + 2NaOH → 2NaClO2 + O2 + 2H2O

Слайд 484

Chloroxide:
Chlorite wirken stark oxidierend und werden ebenfalls für Bleichzwecke verwendet, so

zum faserschonenden Bleichen von Textilien. (Bleichendes Agens ist hier das ClO2).
Mit oxidierbaren Stoffen (Kohle, Schwefel, Metallpulver bildet festes Natriumchlorit explosive Gemische. AgClO2 und Pb(ClO2)2 explodieren durch Schlag oder Erwärmen.
Chlorsäure, HClO3:
Herstellung : Einwirkung von hypochloriger Säure auf Hypochlorit:
2HClO + ClO- → 2HCl + ClO3-
Das Chlorat kann ausgefällt und als Salz isoliert werden, aus dem die freie Chlorsäure gewonnen werden kann:
Ba(ClO3)2 + H2SO4 → 2HClO3 + BaSO4

Слайд 485

Chlorsäure, HClO3:
Konzentrierte Chlorsäure (max 40%) ist ein starkes Oxidationsmittel (tränkt man

Papier oder Holz damit und lässt es eintrocknen entzündet es sich von selbst !)
HCl wird zu Chlor oxidiert, Schwefel zu Schwefeltrioxid.
Besonders oxidierend ist eine Mischung von Chlorsäure und rauchender HCl die praktisch alle organische Substanzen auflöst (Euchlorin).
Chlorsäure ist eine starke Säure.
Techn. wichtig sind Alkalichlorate, die als Oxidationsmittel verwendet werden. In festen Mischungen mit Phosphor, Schwefel, organischen Verbindungen explodieren sie beim Verreiben im Mörser. Mischungen mit Magnesium wurden als Blitzlicht verwendet. Kaliumchlorat: In der Zündmasse von Zündhölzern, Feuerwerkerei und Sprengstoffindustrie, als Antiseptikum, NaClO3: Unkrautsalz, Entlaubungsmittel.

Слайд 486

Perchlorsäure, HClO4:
Herstellung : Erhitzen von Chloraten:
4KClO3 → KCl + 3KClO4
Und

Freisetzung aus den Salzen mit HCl.
KClO4 + HCl → KCl + HClO4
Reine Perchlorsäure zerfällt beim Erwärmen unter Explosion. Bei RT läuft Zersetzung langsam ab, bisweilen jedoch Explosionen ohne äußeren Anlass. Brennbare Substanzen werden expolsionsartig unter heftigen Detonationen oxidiert (zb. Holz, Holzkohle, Papier u.a. org. Verb.) Reduktionsmittel wie HJ oder SOCl2 regieren unter Entzündung , Metalle wie Ag oder Au werden aufgelöst. Perchlorsäure erzeugt schmerzhafte Verätzungen, die schwer heilen. Die verdünnten Lösungen sind wesentlich stabiler.

Слайд 487

Perchlorsäure, HClO4:
Die Perchlosäure gehört zu den stärksten Säuren, die es gibt

(Ks = 1010), ihre Salze sind die beständigsten Sauerstoffsalze des Chlors und sind von praktisch allen Metallen bekannt. Die meisten sind leicht löslich. (K, Rb, Cs salze in kaltem Wasser schwerlöslich, KClO4 zusammen mit Mg in Leuchtraketen, Na-salz zur Sprengstoffbereitung,
Ammoniumperchlorat:Raketentreibstoff.
Mg-perchlorat als Elektrolyt in Trockenzellen.
Chlorwasserstoff HCl:
Herstellung :
2NaCl + H2SO4 → 2HCl + Na2SO4

Слайд 488

Chlorwasserstoff ist ein farbloses stechend riechendes Gas , es löst sich

außerordentlich gut in Wasser unter starker Wärmeentwicklung. Die wässrige Lösung heißt Salzsäure, sie ist vollständig dissoziiert:
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
Konzentrierte Salzsäure ist 38% ig, sie raucht an feuchter Luft und wird daher auch rauchende Salzsäure genannt.
Die Salze der Salzsäure sind die Chloride, die in der Natur häufig vorkommen (NaCl, KCl: Meerwasser) und meist leicht löslich sind. Ausnahmen sind die mäßig bis schwerlöslichen Salze CuCl, AgCl, Hg2Cl2, TlCl, PbCl2.
Verwendung: Kommt in Stahlflaschen oder als Salzsäure in den Handel: Reinigung, Beizen von Metallen, Herstellung von Chloriden, Neutralisationsreaktionen, Hydrolyse von Proteinen und Kohlehy-draten usw. usf, Unsere Magensäure ist Salzsäure.

Слайд 489

Chlorwasserstoff ist ein farbloses stechend riechendes Gas , es löst sich

Слайд 490

Das Brom:
Kommt in der Natur nur in gebundenem Zustand vor, als

Bromide, AgBr Bromargyrit, man findet es meist vergesellschaftet mit Chlor, aber in geringeren Mengen. Es kommt im Meerwasser und Solequellen vor.
Herstellung:
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
Brom ist neben Quecksilber das einzige flüssige Element und ist eine tiefbraune rotbraune Dämpfe ausstoßende, schwere, erstickend riechende Flüssigkeit (bromos = der Gestank). Es reagiert weniger heftig mit Wasserstoff als Chlor, ist giftig und ätzend. Verwendet als Bleich und Oxidationsmittel, Salze, wie Silberbromide in der Fotographie, organische Bromverbindungen als Herbizide, Fungizide Insektizide, Flammschutzmittel, Tränengas, Inhalationsnarkotika.

Слайд 491

Das Brom:
Bromwasserstoff HBr, löst sich in Wasser, Bromwasserstoffsäure, es gibt wie

beim Chlor vergleichbare Oxosäuren: hypobromige, bromige, Brom- und Perbromsäure, die ebenso wie die Chloranalogen als Oxidationsmittel verwendet werden zb. Bromate für Redox-Titrationen („Bromatometrie“)
Das Jod:
Das seltenste unter den nicht radioaktiven Halogenen, ist in Seen, Mineralwässern, Erdölbohrwässern, im Meer weit verbreitet nur in kleinen Konzentrationen, nicht nur, wie bei F,Cl,Br als Halogenid sondern auch als Jodat. Zb.: Ca(IO3)2 Lautarit. Veraschte Tange enthalten Iodide, Iod kommt organisch gebunden in der Schilddrüse vor.

Слайд 492

Das Jod:
Darstellung:
HIO3 + 3H2SO3 → HI + 3H2SO4
HIO3 + 5HI →

3H2O + 3I2
Iod ist eine grauschwarze, metallische, kristalline, Festsubstanz, die halbleitend ist, es schmilzt bei 113.6°C zu einer leitenden Flüssigkeit. Iod ist schon als Feststoff durch Sublimation merklich flüchtig.
Charakteristisch ist die Reaktion mit Stärke zu einer blauen Einlagerungsverbindung.
Iodwasserstoff, leichter oxidierbar als HBr, wie HBr giftig. Wässrige LSg Iodwasserstoffsäure, Salze: Iodide. Es gibt eine hypoiodige, iodige, Iod und Periodsäure, Verwendung: Iodhältige Lösungen wurden zur Desinfektion verwendet: Iodtinktur (Lösung in Alkohol) Für Redoxreaktionen („Iodometrie“), NaI als Zusatz zu Speisesalz.

Слайд 493

Das Astat:
Kommt nur in geringen Spuren als Zwischenglied radioaktiver Zerfallsreihen vor,

man ist auf Kernreaktionen zur Gewinnung angewiesen.
Bis jetzt sind 24 Isotope bekannt, die alle radioaktiv sind und Halbwertszeiten zwischen 10-7 Sekunden und 8.3 Stunden haben. Es ist fest und sublimierbar, noch elektropositiver als Iod und noch metallischer.
Die 8te Hauptgruppe:
He Ne Ar Kr Xe Ra
Alle Edelgase sind Bestandteile der Luft.

Слайд 494

Die Edelgase:
Das Argon macht mit 99.8% den größten Teil des Edelgasanteils

der Luft aus. Sie werden durch fraktionierte Luftdestillation gewonnen. Helium ist in manschen Erdgasen angereichert. Radon ist ein radioaktives Zerfallsprodukt von Radium.
Alle besitzen die stabile Edelgaskonfiguration der Elektronen und sind deshalb sehr wenig reaktiv, sie kommen einatomig vor. Helium hat den niedrigsten Schmelz und Siedepunkt aller bekannten Stoffe.
T
Tatsächlich gibt es wenige Edelgasverbindungen wie Xenonfluoride.

Allgemeine Chemie für PharmazeutInnen

Содержание

Einführung: Chemie ist die Lehre von Stoffen und Stoffveränderungen. Physik ist die

Chemische Reaktionen, also substantielle Umwandlungen von Stoffen, werden oft durch Zustandsveränderung

Chemie ist die Lehre von Stoffen und Stoffveränderungen Was ist ein Stoff

Zerlegung heterogener Systeme: Die Zerlegung heterogener System kommt durch Ausnutzung der unterschiedlichen

Die Auftrennung durch Dichteunterschiede wird bei flüssig-flüssig Gemischen (Emulsionen) durch Absetzen

Manche Emulsionen sind stabil (stabile Emulsionen haben auch Bedeutung in der

Unterscheiden sich die Phasen eines festen heterogenen Gemisches durch den Schmelzpunkt,

Unterscheiden sich die Phasen in ihrer Teilchengröße, so können feste heterogene

Fest-gasförmige Systeme (zb. Rauch, Aerosol) können durch Durchleiten durch ein Wattefilter

Trennung homogener Systeme: Bei dem homogenen kann es sich schon um einen

Trennung homogener Systeme: Physikalische Methoden: Hier wird zb. eine flüssige Phase durch Temperaturänderung,

Diesen Vorgang bezeichnet man als Destillation.

Auf diese Weise kann auch ein fester Bestandteil, der nicht verdampft,

Homogene Mischungen von Gasen können verflüssigt und anschließend destilliert werden (zb.

Trennung durch Zugabe eines Lösungsmittels. Beispiel: eine wässrige Lösung einer Substanz, die

Trennung durch Zugabe eines Lösungsmittels.

Trennung durch Zugabe eines Lösungsmittels. Dieses Verfahren ist auch auf andere Aggregatzustände

Trennung durch Adsorption: Beispiel: Cola ist eine Lösung unterschiedlicher Substanzen, Zuckert, Farbstoffe

Trennung durch chemische Umsetzung: Hier wird ein homogenes Gemisch dadurch getrennt, dass

Nachdem das heterogene oder das homogene Gemisch aufgetrennt wurde, erhält man

Nach der altgriechischen Vorstellung von der Materie kommt man nach wiederholter

Über den Aufbau chemischer Verbindungen:Chemische Verbindungen sind aus Elementen aufgebaut, dabei

Über den Aufbau der Elemente:Elemente sind aus Atomen aufgebaut.Experimente von Rutherford,

Über den Aufbau der Atome:Das Proton:Aus Atomen und Molekülen können Elektronen

Über den Aufbau der Atome:Das Elektron:Bei Versuchen elektrischen Strom durch ein

Jede Materie kann demnach in die Elementarteilchen Elektronen, Protonen und Neutronen

AtomsymboleEin Atom wird zunächst mit zwei Zahlen identifiziert: Der Ordnungszahl und

AtomsymboleNeben der Ordnungszahl und der Massenzahl wird rechts oben noch die

Isotope:Isotope sind Atome gleicher Ordnungszahl aber unterschiedlicher Massenzahl. Da sie die

Isotope:Isotope werden nicht von allen Elementen ausgebildet, es gibt Elemente, die

Atommasse:Wegen ihrer geringen Masse können Atome nicht gewogen werden. Deshalb Angabe

Die Elektronenstruktur der Atome: Atommodell: Positiv geladener Kern, umgebende Elektronen. Die Anzahl, Verteilung

Die elektromagnetische Strahlung: Es gilt folgender Zusammenhang: c = λ.ν Spektrum der elektromagnetischen Strahlung:

Die elektromagnetische Strahlung: Die Beschreibung der Elektromagnetischen Strahlung als Wellenbewegung erfasst viele

Atomspektren: Wird weißes Licht durch ein Prisma geleitet, so erhält man ein

Das Bohr‘sche Atommodell: Ein Elektron kann sich nur auf bestimmten Kreisbahnen aufhalten. Die

Das Periodensystem: Es wurde zunächst festgestellt, dass Elemente mit ähnlich Massenzahlen auch

Das Periodensystem: Die ersten beiden senkrechten Spalten sind die beiden ersten Hauptgruppen.

Zur Erklärung der Orbitale: Wellenmechanik: 1900 -1905 wurde die Quantentheorie des Lichts

Die Heisenbergsche Unschärferelation: Nach der Bohr‘schen Theorie ist das Elektron ein bewegtes

Das Elektron im Kasten: Stellt man sich ein Elektron in einem eindimensionalen

Quantenzahlen: Charakterisieren die Aufenthaltsbereiche eines Elektrons in einem Atom. Um ein Elektron vollständig

Quantenzahlen: Charakterisieren die Aufenthaltsbereiche eines Elektrons in einem Atom. Um ein Elektron vollständig

Das Pauli Prinzip : Ist ein Ausschlussprinzip nach dem keine zwei Elektronen

Hund‘sche Regel:Orbitalbesetzung:Die Verteilung der Elektronen eines Atoms auf die verschiedenen Orbitale

Einfluss der Orbitalbesetzung auf die magnetischen Eigenschaften von Substanzen: Substanzen in denen

Die Elektronenstruktur der Elemente: Ausgehend vom Wasserstoff wird jeweils ein Proton im

Im Periodensystem der Elemente sind die Elemente nach ihrer Elektronenkonfiguration geordnet: Maßgeblich

Ionen:Ionen sind Atome oder Moleküle, die eine elektrische Ladung tragen.Kationen sind

Ionische Verbindungen sind aus Kationen und Anionen aufgebaut, sie bilden im

Ionen:In diesem Kristall kommt genau ein Chloridion auf ein Natriumion, die

Ionen:In diesem Kristall kommt genau ein Chloridion auf ein Natriumion, die

Eigenschaften der Atome, Bindungen: Verbinden sich Atome miteinander zu einer chemischen Verbindung,

Eigenschaften der Atome, Bindungen: Die kovalente Bindung Hier teilen sich Atome gemeinsam Elektronen. Eine

Eigenschaften der Atome, Bindungen:Die metallische Bindung:Tritt bei Metallen und Legierungen auf.Zahlreiche

Eigenschaften der Atome, Bindungen:Die Atomgröße:Die chemischen Eigenschaften der Atome werden primär

Eigenschaften der Atome, Bindungen:Die Atomgröße:Wird nun der Abstand zwischen zwei Atomen,

Eigenschaften der Atome, Bindungen:Die Atomgröße:Weiter effektive Größen von Atomen:IonenradienMetall-AtomradienDer effektive Radius

Eigenschaften der Atome, Bindungen:Die Atomgröße:Bei den Hauptgruppenelementen nehmen die Kovalenzradien und

Ionisierungsenergie:Allgemein nimmt die Ionisierungsenergie innerhalb einer Hauptgruppe des Periodensystems mit zunehmender

Ionisierungsenergie:Dritte Ionisierungsenergie:Wenn von einem zweifach positiv geladenen Ion ein weiteres Elektron

Elektronenaffinitäten:Die Energie, die bei der Aufnahme eines Elektrons durch ein Atom

Die Ionenbindung:Bei den Hauptgruppenelementen nehmen nur die Valenzelektronen der äußersten Schale

Bei der Reaktion eines Natrium Atoms mit einem Chlor Atom gibt

Die positiv geladenen Natriumionen und die negativ geladenen Chlorid-ionen ordnen sich

Über den Aufbau chemischer Verbindungen:
Chemische Verbindungen sind aus Elementen aufgebaut, dabei

Über den Aufbau der Elemente:
Elemente sind aus Atomen aufgebaut.
Experimente von Rutherford,

Über den Aufbau der Atome:
Das Proton:
Aus Atomen und Molekülen können Elektronen

Über den Aufbau der Atome:
Das Elektron:
Bei Versuchen elektrischen Strom durch ein

Atomsymbole
Ein Atom wird zunächst mit zwei Zahlen identifiziert: Der Ordnungszahl und

Atomsymbole
Neben der Ordnungszahl und der Massenzahl wird rechts oben noch die

Isotope:
Isotope sind Atome gleicher Ordnungszahl aber unterschiedlicher Massenzahl. Da sie die

Isotope:
Isotope werden nicht von allen Elementen ausgebildet, es gibt Elemente, die

Atommasse:
Wegen ihrer geringen Masse können Atome nicht gewogen werden.
Deshalb Angabe

Hund‘sche Regel:
Orbitalbesetzung:
Die Verteilung der Elektronen eines Atoms auf die verschiedenen Orbitale

Ionen:
Ionen sind Atome oder Moleküle, die eine elektrische Ladung tragen.
Kationen sind

Ionen:
In diesem Kristall kommt genau ein Chloridion auf ein Natriumion, die

Ionen:
In diesem Kristall kommt genau ein Chloridion auf ein Natriumion, die

Eigenschaften der Atome, Bindungen:
Die metallische Bindung:
Tritt bei Metallen und Legierungen auf.
Zahlreiche

Eigenschaften der Atome, Bindungen:
Die Atomgröße:
Die chemischen Eigenschaften der Atome werden primär

Eigenschaften der Atome, Bindungen:
Die Atomgröße:
Wird nun der Abstand zwischen zwei Atomen,

Eigenschaften der Atome, Bindungen:
Die Atomgröße:
Weiter effektive Größen von Atomen:
Ionenradien
Metall-Atomradien
Der effektive Radius

Eigenschaften der Atome, Bindungen:
Die Atomgröße:
Bei den Hauptgruppenelementen nehmen die Kovalenzradien und

Ionisierungsenergie:
Allgemein nimmt die Ionisierungsenergie innerhalb einer Hauptgruppe des Periodensystems mit zunehmender

Ionisierungsenergie:
Dritte Ionisierungsenergie:
Wenn von einem zweifach positiv geladenen Ion ein weiteres Elektron

Elektronenaffinitäten:
Die Energie, die bei der Aufnahme eines Elektrons durch ein Atom

Die Ionenbindung:
Bei den Hauptgruppenelementen nehmen nur die Valenzelektronen der äußersten Schale

Die positiv geladenen Natriumionen und die negativ
geladenen Chlorid-ionen ordnen sich