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Chemie Propädeutikum Basierend auf Inhalten aus Hans Rudolf Christen Chemie
Einleitung Was ist Chemie, womit beschäftigt sich diese Wissenschaft Vergleich Chemie – Physik (Erhitzen – Abkühlen mit und ohne Reaktion)
Aufbau der Materie
Stoffarten
Mischung und reiner Stoff
Homogene Stoffe (z.B. Glas, Wasser, Zucker, Benzin): einheitliches Aussehen auch bei starker Vergrößerung – eine Phase
Heterogene Stoffe (z.B. Holz, Granit, Erde): uneinheitliches Aussehen – mehrere Phasen; lassen sich im allgemeinen durch physikalische Operationen in die einzelnen Phasen trennen.
Auch homogene Stoffe können in einzelne Komponenten zerlegt werden (z.B. Kochsalzlösung).
Substanzen, die mittels physikalischer Operationen in Komponenten zerlegt werden können, heißen Mischungen im Gegensatz zu Reinstoffen.
Trennung von Mischungen
Fest/Fest: Sedimentation und Aufrahmen (z.B. Goldwäscherei); Extrahieren (z.B. Salzgewinnung); Umkristallisieren
Fest/Flüssig: Filtration
Flüssig/Flüssig (homogen): Destillation (z.B. Reingasgewinnung)
Spezielle Reinigungsmethoden: Sublimation (z.B. Iod), stufenweise Kristallisation
Chromatographie
Destillation
Reinstoff: konst. Siedepunkt
Mischung: Siedepunkt ändert sich mit der Zusammensetzung und damit der Zeit (Ausnahme: azeotrope Gemische: z.B. 96% Alkohol)
Fraktionieren
Chromatographie
Stationäre und Mobile Phase
Verteilung zwischen zwei nicht mischbaren Phasen
Säulen-, Papier-, Dünnschicht-, Gas-Chromatographie
Retentionszeit und Retentionsfaktor
Reinstoffcharakterisierung
Nur eine spezifische Eigenschaft ist meist nicht ausreichend um eine Substanz eindeutig zu identifizieren.
Einteilung reiner Stoffe
Metallische Stoffe Elektrisch leitfähig, Metallglanz, schwarze Farbe, Duktilität, wasserunlöslich (Ausnahme, wenn Metall mit Wasser reagiert)
Flüchtige Stoffe Niedriger Schmelz- und Siedepunkt (bis 450 °C), meist farblos, durchsichtig, nicht elektrisch leitfähig, wenn fest, dann weich
Salzartige Stoffe Elektrisch leitfähig, wenn flüssig oder gelöst (Begleiterscheinung Elektrolyse; z.B. Chloralkali-Elektrolyse), Hoher Schmelz- und Siedepunkt (NaCl 1440 °C), schwerflüchtig, wasserlöslich (manchmal nur in geringer Konznetration)
Diamantartige Stoffe Hohe Härte, Hoher Schmelz- und Siedepunkt, noch schwerer flüchtig als Salze, wasserunlöslich, nicht elektrisch leitfähig
Hochmolekulare Stoffe z.B. Eiweiß, Cellulose, Kunstharze, Plexiglas, Gummi
Festkörper, harzartig, weich, keine scharfe Schmelztemperatur, meist wasserunlöslich, aber in org. Lösungsmitteln löslich bzw. quellbar
Element und Verbindung Viele Reinstoffe lassen sich unter chemischen Veränderungen weiter trennen (z.B. HgO), physikalisch keine Trennung. Trennung möglich – Verbindung Keine Trennung – Element
Elemente 109 Elemente zur Zeit bekannt, davon etwas weniger als 90 Metalle, rd. 15 Nichtmetalle (vorwiegend flüchtige Stoffe) Verbindungen, und einige Elemente zeigen nur einzelne Eigenschaften von Metallen („Halbmetalle“) Salze gibt es bei den Elementen nicht Abgekürzte Bezeichnung (Symbol) einheitlich festgelegt durch IUPAC, Name in versch. Sprachen unterschiedlich Zuordnung Element – Verbindung nicht immer leicht durchführbar
Wichtige Metalle Gold (Au), Silber (Ag), Kupfer (Cu), Quecksilber (Hg), Platin (Pt) treten in der Natur gediegen auf Blei (Pb), Eisen (Fe), Zink (Zn), Zinn (Sn), Nickel (Ni), Chrom (Cr), Wolfram (W), Aluminium (Al), Magnesium (Mg), Calcium (Ca), Natrium (Na) in Form von chemischen Verbindungen
Wichtige Nichtmetalle Sauerstoff (O), Bestandteil der Luft, Verbrennung zu Oxiden
Wasserstoff (H), Knallgas Stickstoff (N), Bestandteil der Luft, Dünger Kohlenstoff (C), Hauptelement in organischen Verbindungen, Diamant und Graphit Chlor (Cl), nur in Verbindungen (NaCl, HCl) Brom (Br), flüssig, für Farbstoffe und Heilmittel Schwefel (S) Phosphor (P), nur in Verbindungen, weißer und roter Phosphor Silicium (Si), 2. häufigstes Element auf der Erde, Silicate, nur in Verbindungen
Verbindungen Lassen sich mit chemischen Methoden in Elemente zerlegen (z.B. Thermolyse (HgO), Elektrolyse (Wasser, HCl)) Nicht nur Analyse, auch Synthese chemischer Vorgang Neue Eigenschaften Chemischer Vorgang mit Energieumsatz verbunden (endotherm – exotherm) Abgekürzte Bezeichnung mit Formeln Benennung von binären Verbindungen (mehr metallisches Element zuerst, dann weniger metallisches Element mit Endung –id) Trennung anorganische organische Chemie
Atome
Dalton-Modell Satz von Erhaltung der Masse Gesetz der konstanten Verhältnisse(definierte, konstante Zusammensetzung einer chemischen Verbindung) Atomhypothese: Materie besteht aus nicht weiter teilbaren kleinen Atomen, die weder erschaffen noch zerstört werden können. Atome verschiedener Elemente verschiedene Eigenschaften und Massen; für ein Element sind jedoch alle Atome gleich Gesetz der vielfachen Verhältnisse (A + B, oder A + 2B Massen von B müssen ein ganzzahliges Verhältnis zueinander einnehmen) Gesetz, Hypothese, Theorie Gesetz: allgemeine Feststellung auf Basis Experiment Hypothese: Erklärung, um Gesetz verständlich zu machen Theorie: Bestätigung der Hypothese durch weitere Experimente liefert Theorie
Aggregatzustände Fest – flüssig – gasförmig
Feste Stoffe Gitteranordnung, Kohäsionskräfte, geometrische Ordnung ist regelmäßig Folge des Gitteraufbaus ist Anisotropie (Richtungsabhängigkeit on Eigenschaften) Amorphe Stoffe und Flüssigkeiten Isotrop, Eigenschaften nicht richtungsabhängig Aggregatzustandsänderungen
Kinetische Energie, Druck
Atommasse
Atommasseneinheit Avogadro Konstante oder Loschmidtsche Zahl (6.0220943 x 1023)
Symbol und Formel
Das Rutherford Modell des Atoms
Die elektrische Ladung Das Coulombsche Gesetz Elementarladung (Millikan Versuch 1909) 1.602 x 10-19 C
Die wichtigsten Elementarteilchen Elektronen Protonen Radioaktivität: Zerfall von Atomen unter Aussenden von Strahlung (α, β, γ) Neutronen
Der Streuversuch von Rutherford Kernmodell: Atomkern und Atomhülle Isotope (z.B. Chlor) Element besteht aus Atomen der gleichen Protonenzahl Radioaktive Isotope Isotopenmarkierung Altersbestimmung
Die Entstehung der Elemente Kernfusion
Die Energiestufen der Elektronen Linienspektrum (Edelgase oder Metallatom) Spektralanalyse
Energiequanten Ionisierungsenergien
Schalen (1,2,3,4, usw.) Unterniveaus (s, p, d, f)
Aufbau der Elektronenhülle 4 Quantenzahlen Haupt- = Schale Neben- = Unterniveau Magnet- = Aufspaltung der Unterniveaus Spin- = Drehimpuls (+1/2 oder -1/2) 2 Elektronen in einem Atom nie ident in allen 4 Quantenzahlen Darstellung der Elektronenkonfiguration
Periodensystem
Aufbau des Periodensystems Perioden und Gruppen Übergangsmetalle
Gruppen des Periodensystems Alkalimetalle Erdalkalimetalle Erdmetalle Kohlenstoff-/Siliziumgruppe Stickstoff-/Phopshorgruppe Chalkogene Halogene Edelgase
Modelle der Elektronenhülle Kreisbahnen Unschärfebeziehung Orbitale (Orte mit Aufenthaltswahrscheinlichkeiten) Hybridisierung (Bsp. Methan)
Atomverbände
Die chemischen Bindungstypen Oktettregel
Die Atombindung Mehrfachbindungen Polare Atombindung Elektronegativität Bindungsenergie
Ionenbindung Ionisierungsenergie Elektronenaffinität Gitterenergie
Metallische Bindung Elektronengas
Beziehung zwischen Struktur und Eigenschaft
Molekülverbindungen Atombindungen Molekülgitter Flüchtige Stoffe Beispielhafte Verbindung (Halogenwasserstoffsäuren, Wasser, Schwefelwasserstoff, Kohlenwasserstoffe, Schwefeldioxid) Zwischenmolekulare Kräfte Van der Waals-Kräfte Wasserstoffbrücken Dipol-Dipol-Wechselwirkung
Ionenverbindungen Salze sind Verbindungen, die im festen Zustand aus Ionen bestehen Koordinationszahlen Verhältnis der Radien Kation und Anion entscheidet hinsichtlich der Koordinationszahlen
Fehlstellen Löslichkeit von Ionenkristallen Hydration und Hydrationsenergie
Kristallwasser Elektrische Leitfähigkeit von Salzen
Kationen – Anionen Abhängigkeit Stoffmenge – Stromstärke – Zeit 1 Faraday = 96486 As, ist die Menge an Ladung, die NA (Loschmidtsche Zahl) Elementarladungen (Ladung eines Elektrons oder Protons) entspricht Komplexionen (Beispiele SO2-, Cu(NH)4
2+) Ligandenaustausch (z.B. Wasser – Ammoniak) Wichtige komplexe Anionen (Carbonat, Nitrat, Phosphat, Sulfat, Perchlorat, Chlorat, Permanganat, Chromat, Dichromat, Hydroxid
Festkörperverbindungen Diamantartige Stoffe (Diamant (C) und isoelektronische Stoffe (Bornitrid (BN), Siliziumcarbid (SiC))) Atomgitter, Atomkristall
Unterscheidung Ionen- und Atomgitter nicht immer eindeutig möglich, v.a. bei Metalloxiden (z.B. TiO2) Ionendeformation, teilweiser Atombindungscharakter, abhängig von Ladung und Größe der Ionen
Anionengitter (Komplexe Anionen; Abstände Zentralatom zu Liganden in Relation zu Abstand Kation zu Liganden entscheidend; abhängig von EN des Zentralatoms des komplexen Anions und dem Kation; z.B. MgAl2O4) Gerüstanionen (Silikate) Hochmolekulare Stoffe (Zahl der Atome pro Molekül bis 100 000 und darüber) Typische Vertreter (Cellulose, Plexiglas, Nylon Gummi Kräfte die Moleküle zusammenhalten (van der Waals, Wasserstoffbrücken, Dipol-Dipol-Wechselwirkung)
Lösungen Vorgang des Lösens Abhängigkeit Löslichkeit – Temperatur Siede- und Schmelzpunkte von Lösungen (Erhöhung bzw. Erniedrigung) Dampfdruckabhängigkeit - Änderungen aufgrund der Zahl der gelösten Teilchen
I Wasser : II Salzlösung
Osmose
Die Formeln von Verbindungen Substanzformel Oxidationszahl Beispiele aus Periodensystem
Die chemische Reaktion
Quantitative Beziehungen
Grundlegende Begriffe Definition eines mols Molvolumen eines Gases Ideale Gasgleichung
Atom- und Molekülmassen Bestimmung der Molekülmassen über Erniedrigung des Schmelzpunkts bzw. über Gasverdrängung
Stöchiometrische Berechnungen Stöchiometrische Reaktionsgleichung Ergebnis eines Experiments; sagt nichts über Mechanismus und Kinetik Beispiele Massen- und Volumsprozent Molarität Molalität
Der Verlauf chemischer Vorgänge
Energie und chemische Vorgänge
Energieinhalt (Enthalpie) Elemente (Enthalpie = 0) Reaktionswärme (Differenz der Enthalpien der End- und der Ausgangsstoffe) Kalorimeter Gesetz der konstanten Wärmesummen Bestimmung der Enthalpie von Reaktionen, deren Reaktionswärme nicht direkt bestimmbar ist (z.B. C zu CO) Bildungsenthalpien Berechnung von Reaktionswärmen aus Bildungswärmen Photochemische Reaktionen Radikalreaktion angeregt durch Licht Zersetzung von Silberhalogeniden
Die Triebkraft chemischer Reaktionen Exotherme Reaktionen laufen von selbst ab Prinzip vom Energieminimum Warum laufen endotherme Vorgänge freiwillig ab? Zweiter Faktor: Prinzip vom Streben nach Zunahme der Unordnung Maß für die Unordnung (= Entropie) Entropie bei 0 K ist 0
Nimmt die Unordnung zu, ist die Reaktionsentropie (Differenz der Entropien der End- und der Ausgangsstoffe) positiv. Triebkraft einer Reaktion (= freie Enthalphie) Zusammenhang freie Enthalpie, Enthalpie, Entropie (Temperaturfaktor) Exergonisch – endergonisch Reaktion freiwillig bei negativer freier Enthalpie
Die Reaktionsgeschwindigkeit Trotz negativem ΔG keine Reaktion? (sagt nichts über die Zeit) Geschwindigkeitsgesetze Geschwindigkeitskonstante Konzentrationsabhängigkeit Reaktion 1., 2., n. Ordnung Temperaturabhängigkeit RGT – Regel Reaktion nur bei gewissem Minimalenergieinhalt (Aktivierungsenergie; bestimmt Reaktionsgeschwindigkeit) Unterschied reaktionsfähig und stabil
Über den Ablauf (Mechanismus) chemischer Reaktionen Energie - Reaktionskoordinate
Zwischenstoff
Katalyse
Beispiel: katalytische Zersetzung von Ameisensäure
Das chemische Gleichgewicht Reaktion umkehrbar, kein vollständiger Umsatz Beispiel Iod + Wasserstoff zu Iodwasserstoff Kinetische Ableitung des Massenwirkungsgesetz
Konzentrationsabhängigkeit Verschiebung von Gleichgewichten
Temperaturabhängigkeit und Druckabhängigkeit Das Le Chateliersche Prinzip (Flucht vor dem Zwang)
Die freie Enthalpie und das Gleichgewicht Thermodynamisch Ableitung des Massenwirkungsgesetz
Heterogene Gleichgewichte Löslichkeitsprodukt
Säure/Base – Reaktionen
Begriffe „Säure“ und „Base“ Beispiele für Säuren (Salzsäure, Schwefelsäure, Salpetersäure, Kohlensäure) Basen (Metallhydroxide, Ammoniak, Carbonate) Definition nach Brönsted Säure/Base – Reaktion (konjugierte Säure und Base; Stärke)
Der pH – Wert Messung des pH – Werts
Die Stärke von Säuren und Basen Zusammenhänge zwischen Struktur und Säurestärke
Säure/Base – Gleichgewichte Protolysegrad pH – Wert von Salzen Pufferungskurven
Berechnung pH – Wert
Indikatoren und Pufferlösungen
Pufferkapazität Typische Puffer (Acetat, Phosphat, Ammoniak)
Titration von Säuren und Basen Normalität
Komplexreaktionen Ligandenaustausch
Beispiele Amminkomplexe Anionenkomplexe
Aquo- und Hydroxykomplexe Cyanokomplexe Fällungs- und Lösevorgänge
Redoxreaktionen
Begriffe Oxidation Reduktion Redoxvorgang Vergleich Säure/Base - Redoxreaktion Oxidationszahl
Redoxreaktion Verbrennung von Metallen oder Wasserstoff Flammen Explosion Entzündungstemperatur Reduktion von Metalloxiden mit unedlen Metallen, Wasserstoff, Kohle Reaktionsgleichung
Redoxpotential und Redoxreihe
Strom Potentialdifferenz Normalwasserstoffelektrode
Normalpotential Nichtmetalle Konzentrationsabhängigkeit Nernstsche Gleichung Bestimmung von Gleichgewichtskonstanten Potentiometrische Konzentrationsbestimmungen
Galvanische Zelle; Korrosion Halbzelle Akkumulator Korrosion
Elektrolyse Zersetzungsspannung Überspannung Zersetzung von Wasser Chloralkali-Elektrolyse Anodische Aluminiumoxidation (Eloxal) Galvanische Überzüge Elektrolytische Raffination
Die Vielfalt der Stoffe
Nichtmetalle
Metalle
Organische Chemie Einleitung Besonderes Verhalten des Kohlenstoffs Kinetisch inert Geringe Wärmebeständigkeit Thermodynamisch instabil Aliphaten Alicyclen Aromaten Heterocyclen Isocyclen Funktionalisierte Kohlenwasserstoffe Alkohol Aldehyd Carbonsäure Amin