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Chemie Zusammenfassung Nino Läubli 10-928-794

1

Inhaltsverzeichnis

Zustandsgrössen ............................................................................................. 2

Ideales und reales Gasgesetz.......................................................................... 2

Phasendiagramm ............................................................................................ 2

Atome ............................................................................................................. 2

Struktur ........................................................................................................... 2

Periodensystem .............................................................................................. 3

Energieniveau (Chrom) ................................................................................... 3

Bindungen ....................................................................................................... 3

Valenzstrichformel/ VSEPR ............................................................................. 4

Molekülorbitaltheorie .................................................................................... 4

Intermolekulare Kräfte ................................................................................... 4

Elektronegativität ........................................................................................... 4

Ionische Bindung ............................................................................................ 5

Ionen ............................................................................................................... 5

Ionengitter/Gitterenergie ............................................................................... 5

Born Haber-Kreisprozess ................................................................................ 5

Bildungsenthalpie ΔH°f ................................................................................... 5

Hydration ........................................................................................................ 5

Aufbauformen der festen Materie ................................................................. 6

Metallische Bindung ....................................................................................... 6

Metallische Eigenschaften .............................................................................. 6

Oxidationszahlen ............................................................................................ 6

Redoxreaktion................................................................................................. 6

Erster Hauptsatz der Thermodynamik ............................................................ 7

Wärmekapazität ............................................................................................. 7

Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik ......................................................... 7

Gibbs Energie .................................................................................................. 7

Clausius-Clapeyron-Gleichung ........................................................................ 8

Kinetik ............................................................................................................. 8

Arrhenius-Gleichung ....................................................................................... 8

Katalysator ...................................................................................................... 8

Gleichgewicht ................................................................................................. 8

Prinzip von Le Chatelier .................................................................................. 9

Löslichkeit ....................................................................................................... 9

Mischungen .................................................................................................... 9

Löslichkeitsprodukt ......................................................................................... 9

Säuren und Basen ......................................................................................... 10

Henderson-Hasselbalch-Gleichung ............................................................... 10

Elektrochemie ............................................................................................... 10

Elektrochemische Spannungsreihe ............................................................... 10

Spektroskopie ............................................................................................... 11

Lambert-Beer-Gesetz .................................................................................... 12


2

Zustandsgrössen

Druck (p), Volumen (V), Temperatur (T)

Bar = 105 Pa

Normalbedingungen: 273.15K, 101.3kPa = 1 atm = 1.013 bar

1 mol = 6.02214 1023

(Avogadro-Zahl, NA)

(M = molare Masse, m = Masse, n = Mol)

1l = 1dm3

1000l = 1m3

Ideales und reales Gasgesetz

Allgemeine Gasgleichung: pV = nRT, R = 8.314

(ideale Gaskonstante)

Satz von Avogadro: Gleiche Volumina idealer Gase enthalten bei gleichem

Druck und gleicher Temperatur gleich viele Moleküle.

Gesetz von Boyle-Mariotte: p1V1 = p2V2 (wenn n, T = const)

Gesetz von Gay-Lussac: V1/T1 = V2/T2 (wenn n, p = const)

p1/T1 = p2/T2 (wenn n, V = const)

Van-der-Waals-Gleichung: (p + (n2a)/V

2)(V-nb) = nRT

Phasendiagramm

Dampfdruckkurve = Siedepunkskurve + Sublimationsdruckkurve

Kurven = Mischbereich der Phasen

Freiheitsgrade:

Kritischer Punkt und Tripelpunkt: keinen

Linien: einen Freiheitsgrad (Temperatur oder Druck)

Phasenräume: zwei Freiheitsgrade (Temperatur und Druck)

Atome

Atommasseneinheit = u (1u = Masse Proton bzw. Neutron)

Ordnungszahl: # Protonen

Massenzahl: # Protonen + # Neutronen

Isotope = selbes Element, unterschiedlich viele Neutronen

Struktur

Bohr-Atommodell: e

- auf Bahnen, innerste Bahn am wenigstens Energie


3

Quantenzahlen:

Hauptquantenzahl n = Schale (n = 1, 2, 3,…)

Nebenquantenzahl l = Gestalt des Orbitals (l = 0, 1, … , (n-1))

Magnetquantenzahl m = Orientierung des Orbitals (m von –l bis +l)

Spinquantenzahl mS = Spin des Elektrons (n = -1/2 oder +1/2)

Anstelle der l-Werte 0, 1, 2, 3 können auch s, p, d, und f verwendet werden.

Besetzung der Elektronenschalen:

1. Pauli-Prinzip: 2 Elektronen haben nie dieselben 4 Quantenzahlen

2. Zuerst werden die energieärmsten Zustände besetzt

3. Hund’sche Regel: Energiegleiche Orbitale werden zunächst

einfach besetzt (Wichtig: Halbbesetzte Schalen sind besonders

stabil)

Periodensystem

Gruppe (gleiche Elektronenkonfig. in der Valenzschale = chemisch ähnlich)

Hauptgruppen (s- und p-Unterschalen)

Nebengruppen (d-Unterschalen)

Lanthanoide und Actinoide = f-Unterschalen

Edelgase = Elektronenkonfiguration ns2np

6 (ausser He = 1s

2), sehr stabil

Kurzschreibweise: [Kr] 4d10

5s2 5p

5 = 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

6

He = 1s2

Ne = [He] 2s2 2p

6

Ar = [Ne] 3s2 3p

6

Kr = [Ar] 3d10

4s2 4p

6

Xe = [Kr] 4d10

5s2 5p

6

Rn = [Xe] 4f14

5d10

6s2 6p

6

Bemerkungen:

1. Der Atomradius nimmt in der Gruppe von oben nach unten zu, in

der Periode von links nach rechts ab.

2. Die Elektronegativität nimmt in der Gruppe von oben nach unten

ab, in der Periode von links nach rechts zu.

3. Die Ionisierungsenergie nimmt in der Gruppe von oben nach unten

ab, in der Periode von links nach rechts zu.

4. Der Metallcharakter nimmt in

der Gruppe von oben nach unten

zu, in der Periode von links nach

rechts ab.

Energieniveau (Chrom)

Bindungen

Kovalente Bindung (Nichtmetall –

Nichtmetall)

einfach, zweifach, dreifach, freie Elektronenpaare (Lone pairs)

Ionische Bindung (Nichtmetall – Metall)

Metallische Bindung (Metall – Metall)

5f 6d 7p 8s

4f 5d 6p 7s

4d 5p 6s

3d 4p 5s

3p 4s

2p 3s

2s

1s


4

Valenzstrichformel/ VSEPR

# Valenzelektronen / 2 = # Elektronenpaare

Mesomerie= mehrere Möglichkeiten, um Struktur zu zeichnen (Benzen)

Dreidimensionale Struktur durch VSEPR (Valence Shell Electron Pair

Repulsion) – Theorie

Grösse: Dreifachbindung > Doppelbindung > freies E’paar > Einfachbindung

Molekülorbitaltheorie

Nur Atomorbitale mit gleicher

Symmetrie und gleicher Energie

überlappen. Insgesamt hat es immer

gleich viele Molekülorbitale wie

Atomorbitale.

Vorgehen für Zweiatomige Moleküle:

1. Energieniveau der beiden Atome zeichnen (Valenzorbitale

genügen).

2. Durch Überlappung von Orbitalen gleicher Energie gibt es ein

bindendes (tiefere Energie) und ein antibindendes (höhere Energie)

Orbital.

3. Elektronen gemäss Pauli und Hund verteilen.

4. Wenn sowohl bindend und antibinden gefüllt bindet nicht!

Intermolekulare Kräfte

1. Van der Waals Kräfte: nehmen mit der Grösse des Moleküls zu.

2. Dipol-Dipol Wechselwirkungen: Geometrische Schwerpunkte der

Ladungen dürfen nicht zusammenfallen. Schwerpunkte einzeichnen

mit negativer und positiver Partialladung.

3. H-Brücken: postiv polarisiertes H-Atom (an F, O oder N gebunden)

und freies Elektronenpaar von F, O oder N.

Reihenfolge der Kräfte:

VdWK < Dipol-Dipol WW < H-Brücken

Je mehr Kräfte, umso höher der Siedepunkt.

Gleiches löst sich in gleichem. (Beide Komponenten die gleichen Kräfte)

Elektronegativität

Entscheidend für Dipol und Ionenbindungen. Je höher der Unterschied,

desto polarer die Bindung. Höhere Elektronegativität erhält Elektronen.

Wenn Elektronegativitätsdifferenz ΔEN > 1.7 Ionische Bindung


5

Ionische Bindung

Coulomb Gesetz: (elektrostatische Anziehung von Anion und Kation)

EC = -1

4 0

Q1Q2

r

mit den Ladungen Q1 und Q2 und dem Abstand r.

(Elementarladung: e = 1.602 * 10-19

)

Die Energie in 1mol Salz ist E = ECNA, wobei A = Madelungskonstante.

Ionen

Sulfat Carbonat Phosphat Hydroxid Nitrat

SO42-

CO32-

PO43-

OH- NO3

-

Ionengitter/Gitterenergie

Beim zusammenfügen von zwei gasförmigen Ionen, wird Gitterenergie frei.

Diese berechnet man mit dem Born-Haber-Kreisprozess.

Satz von Hess: Die Reaktionsenthalpie einer chemischen Reaktion hat

einen festen Betrag, unabhängig davon, in wie vielen Schritten die Reaktion

abläuft.

Born Haber-Kreisprozess

Sublimationsenergie: Energie für Übergang von fest zu gasförmig

(= Schmelzenergie + Verdampfungsenergie)

Dissoziationsenergie: Energie um kovalente Bindung vollständig

zu spalten.

Ionisierungsenergie: Energie um ein Elektron vom Atom oder

Molekül zu trennen.

Elektroaffinität: Energie um ein Elektron aus einem einfach negativ

geladenen Ion zu lösen (Ionisierungsenergie eines Anions)

Bildungsenthalpie ΔH°f

• Sublimation: ΔHsub • e‐‐Anlagerung: EA

• Dissoziation: ΔHdiss • Gitter‐Bildung: U

• Ionisierung: IE

ΔH°f = ΔHsub + ΔHdiss + U + EA + IE

Hydration

Die freien Elektronenpaare werden von den Kationen, die Wasserstoff-

Atome von den Anionen angezogen. (Ion-Dipol-Anziehung)

Lösungsenthalpie = Gitterenergie + Hydratisierungsenergie

Lösungsenthalpie > 0 Endotherm

Lösungsenthalpie < 0 Exotherm


6

Aufbauformen der festen Materie

Kristallin: regelmässig in Kristallgitter angeordnet (mit Fernordnung)

Bsp: Salz, Zucker, Metall

Teilkristallin: sowohl kristalline als auch amorphe Bereiche

Bsp: PE, PVC, PET, etc. (Polymere)

Amorph: keine geordnete Struktur (auch keine Fernordnung)

Bsp: Glas, Harz, Kunststoffe

Metallische Bindung

Valenzel. befinden sich im Elektronengas (wirkt wie Kleber für Rümpfe).

Bändertheorie: damit leitfähig Elektronen im Leitungsband (energetisch

am tiefsten, nicht vollständig besetzt)

Leiter: Valenz- und Leitungsband überschneiden sich

Elektronen gelangen leicht ins Leitungsband

Halbleiter: Zwischen Valenz- und Leitungsband ist verbotene Zone

(Bandgap). Unter gewissen Umständen können e- aber ins LB.

(Temperaturabhängig; je höher, umso besser leitet (nur HL!))

Isolator: Bandgap zu gross, keine Elektronen im Leitungsband.

Metallische Eigenschaften

Wärmeleitfähigkeit: Delokalisierte Elektronen werden durch

Wärmezufuhr schneller bewegt.

Duktilität, Härte: Unterscheidung zwischen makrokristallin (Bildung

von grossen Kristallen) und mikrokristallin (Bildung von kleinen

Kristallen).

Metallischer Glanz: Braucht Glatte Oberfläche und bewegliche

Elektronen. (= Totalreflektion)

Oxidationszahlen

Fiktive Ionenladung aufgrund der Elektronegativität

Regeln:

1. Oxidationszahl von Elementen = 0

2. Summe der OZ = Gesamtladung der Verbindung

3. Alkalimetall = +1, Halogene = -1

(Ausnahme: wenn mit Sauerstoff positiv (ausser Fluor))

4. Wasserstoff = +1 ausser bei Verbindung mit Alkalimetallen

5. Sauerstoff = -2 ausser mit Fluor oder O-O

Redoxreaktion

Oxidationszahlen werden verändert (immer Reduktion und Oxidation!)

Reduktion: Elektronen Aufnahme (Oxidationszahl wird negativer)

Oxidation: Elektronen Abgabe (Oxidationszahl wird positiver)

Reduktionsmittel: Wird oxidiert (Oxidationszahl wird positiver)

Oxidationsmittel: Wird reduziert (Oxidationszahl wird negativer)


7

Erster Hauptsatz der Thermodynamik

dU = dQ + dW, U = innere Energie, Q = Wärme und W = -pext ΔV = Arbeit

Wärmetransport bei konstantem Volumen: W = 0 dU = dQ

Wärmetransport bei konstantem Druck: dQ = dU + dpV = dH, H = Enthalpie

Enthalpie ist die Summe der inneren Energie U und der Volumenarbeit pV.

Wärmekapazität

Benötigte Energie, damit Temperatur im System um 1K zunimmt.

Wärmekapazität bei konstantem Volumen: ΔU = ncV ΔT

Wärmekapazität bei konstantem Druck: ΔH = ncP ΔT

cP und cV = stoffspez., normierte Wärmekapazität pro Masse oder pro Mol.

Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik

Es gibt keine Zustandsänderung, deren einziges Ergebnis die Übertragung

von Wärme auf einen anderen Körper ist. Entropie vergrössert sich

ΔSGes = ΔSSystem + ΔSUmgebung, mit ΔSUmgebung = −ΔHSystem / T

T = const:

V = const:

P = const:

ΔSGes > 0 Prozess irreversibel (spontan, wenn Vorgang Energie erhöht.)

ΔSGes = 0 Prozess reversibel (umkehrbar)

Gibbs Energie

ΔrG (T) = ΔrH (T) – T ΔrS = Σ Δf G (Produkte) ‐ Σ Δf G (Edukte)

ΔrG > 0: Reaktion läuft nicht spontan, nur wenn man Energie zugibt

(endergone Reaktion)

ΔrG < 0: Reaktion läuft spontan ab (exergone Reaktion) (nicht zwingend)

ΔrG = 0: Gleichgewichtszustand (reversibel)

Reaktionsenthalpie

ΔrH (T) = Σ vi Δf H (Produkte) ‐ Σ vi Δf H (Edukte)

ΔrH > 0 endotherme Reaktion

ΔrH < 0 exotherme Reaktion

Elementare Verbindungen (Fe, O2, etc.) haben bei Standardbed. ΔrH = 0.

Reaktionsentropie

ΔrS (T) = Σ vi Si (Produkte) ‐ Σ vi Si (Edukte)

Falls Reaktionen bei viel höherer Temperatur als Standardbed. ablaufen:

Reaktionsenthalpie:

Δ Δ

Δ ‐

Reaktionsentropie:


8

Clausius-Clapeyron-Gleichung

Siedepunktkurve berechnen:

ln p2

p1 =

Hvap

R(1

T1-1

T2)

Kinetik

Zeitlicher Verlauf einer chemischen Reaktion (es muss immer

Aktivierungsenergie zugeführt werden)

Reaktionsgeschwindigkeitsgesetz aus aA+bB cC +dD

rc t = -1

a*dc

dt=-1

b*dc

dt= 1

c*dc

dt= 1

d*dcD

dt=k*c

a *c b=k

a*

b

k = Reaktionsgeschwindigkeitskonstante

k = (Redaktionsgeschw. r) / (Konz. Edukte)2

Reaktionsordnung:

1. Reaktion 0. Ordnung:

Hängt nicht von Konzentration ab.

rc(t) = k c(t) = kt

2. Reaktion 1. Ordnung: (Unimolekulare Reaktion)

Radioaktiver Zerfall

rc(t) = kcA c(t) = c0 exp(-kt)

Halbwertszeit: t½ = ln2 k

3. Reaktion 2. Ordnung: (Bimolekulare Reaktion)

Halbwertszeit (z.B. Ozonabbau):

Arrhenius-Gleichung

A = präexpo. Faktor, EA = Aktivierungsenergie, T = Temp., R = Gaskonst.

Katalysator

Tiefere Aktivierungsenergie; wird INSGESAMT nicht verbraucht oder

umgesetzt; beschleunigt nur, keine thermodynamische Änderung; homogen

= in gleicher Phase wie Reaktanden; heterogen = nicht in gleicher Phase

Gleichgewicht

rHin = rRück kHin* c a *c

b= kR ck* c c *cD

d

k = Geschwindigkeitskonstante

Achtung: für Feststoffe c = 1)


9

Gleichgewichtskonstante:

Hin

R ck

Rkt= -R T ln K

K >> : Gleichgewicht auf der Seite der Produkte

K<< 1: Gleichgewicht auf der Seite der Edukte

Umsatz: X = 100% * (Anfangsmenge – Endmenge)/(Anfangsmenge))

Prinzip von Le Chatelier

Prinzip vom kleinsten Zwang:

1. Zugabe von Edukt oder Entfernen von Produkt rechts

2. Bei exothermer Reaktion Temperatur senken rechts

3. Druck erhöhen Seite mit weniger Gasteilchen

Van’t Hoff Gleichung

ln K2

K1 = -

RktH

R(1

T2-1

T1)

Löslichkeit

Komponente mit dem grössten Mengenanteil wird als Lösungsmittel

bezeichnet. Menge die gelöst werden kann, hängt von zwischenmolekularen

WW ab. Es löst sich nur Ähnliches in Ähnlichem (gleiche Kräfte). Es gibt

hydrophile (Wasser liebende) und hydrophobe (Wasser hassende) Stoffe.

Konzentration:

Sättigungskonzentration (max. Löslichkeit):

Ksp,CaF2 = [Ca2+

] * [F-]2 = x * (2x)

2 x = (Ksp, CaF2)

1/2 = [Ca

2+] [F

-] = 2x

Ksp,CaF2 = Löslichkeitsprodukt

Mischungen

Löslichkeitsprodukt

Massenwirkungsgesetz:

a b

c D d

Löslichkeitsprodukt: Ksp =

, da Konz. von Feststoff = const.

Ksp = [Ax+

]a[X

a-]x

Ionenprodukt Q (wie Löslichkeitsprodukt, aber nicht gesättigte Lösung)

Benötigt um zu berechnen, ob Salzmenge in Volumen gelöst werden kann.

Q < Ksp: nicht gesättigt, kann gelöst werden, bis Ksp erreicht

Q = Ksp: gesättigt, keine weitere Substanz mehr lösbar

Q > Ksp: übersättigt, es kommt zur Fällung


10

Säuren und Basen

Nach Broensted:

Säure: gibt in Wasser Protonen ab (Akzeptor)

Base: nimmt in Wasser Protonen auf (Donor)

Amphoter: reagiert je nach Umgebung als Säure oder Base

Autoprotolyse von Wasser:

2 H2O H3O+ + OH

-

Gleichgewichtsreaktionen:

Säure: HA + H2O H3O+ + A

-

Base: B- + H2O OH

- + HB

pKA-Werte: Wert gibt an, wann Säure in protonierter Form. (pKB gleich)

pKA + pKB = 14 = pH + pOH

Starke Säuren: starke Säure wird vollständig

deprotoniert, Base protoniert (pH = -log([HA]))

Beispiele: Säuren: HCL, HNO3, H2SO4; Basen: NAOH

Schwache Säuren: nur teilweise deprotoniert, bzw.

protoniert

pH-Wert:

Puffer-Systeme: schwächen durch Oxoniumionen (H3O+) und

Hydroxidionen (OH-) die Säuren und Basen.

Beispiele: Blut, Grundwasser Essigsäure/ Acetat Puffer, Ammoniak/

Ammonium Puffer

Henderson-Hasselbalch-Gleichung

Elektrochemie

Vorgänge an der Phasengrenze zwischen Elektronenleiter (Elektrode) und

einem Ionenleiter (Elektrolyt)

Reduktion: Halbreaktion auf Kathode (+)

Oxidation: Halbreaktion auf Anode (-)

Elektrolyse: Redoxreaktion geschieht durch von aussen angelegte

Spannung

Galvanische Zelle: durch spontane Redoxreaktion gibt es messbare

Spannung (im Vergleich zu Wasserstoffelektrode (Spannung = 0V))

Elektrochemische Spannungsreihe

Auflistung von Oxidationsmitteln nach Oxidationsstärke und gleichzeitig

umgekehrte Auflistung von Reduktionsmitteln nach Reduktionsstärke.

Abstufungen: nach dem Bestreben, sich in Säure oxidieren zu lassen

sehr edles Metall


11

edles Metall

weniger edles Metall

unedles Metall

sehr unedles Metall

Unedle Metalle (negatives Vorzeichen der Standardpotenziale) lösen sich in

Säuren auf, weil Säuren H+ enthalten. Edle Metalle lösen sich nur in

oxidierenden Säuren auf.

EMK = ERkt = E°Reduktion – E°Oxidation

Spontane Reaktion:

Elektromotorische Kraft

EMK > 0 (Galvanische

Zelle, Bild)

Nicht spontane

Reaktion: EMK < 0

(Elektrolyse)

Standardbedingungen: Potentiale wurden unter 25°C, bei 1 atm Druck und

in 1 M-Lösung gemessen.

Berechnung der Spannung

1. nach Faraday

RedE° = E°1(Red;Kath) + E°2(Ox;An)

Mit E°2(Ox;An) = - E°2(Red; Kath)

Produzierte Menge an Metall ist proportional zur transp.

Ladung

Faraday’sche Konstante: F = NAe- = 96‘485.31

Bei Stromstärke I = const. , wobei

2. Nach Nernst

Allgemein:

Bei 25°C:

°

Erlaubt die berechung von k f r E = 0, Richtung (freiwillig: E > 0)

und Spannung E, wenn Teilreaktionen in getrennten Halbzellen.

Dabei werden Temp. und Konz. berücksichtigt.

3. Gibbs Energie (Mass für die Stärke)

RG = maximal gewinnbare Arbeit

G° = -zF E°Rkt mit z = # getauschte Elektronen, E° = Diff. der

Potenziale. Falls G° < 0 ( E°Rkt > 0) Reaktion läuft spontan.

Spektroskopie

Probe wird angerecht (durch Licht bestimmter Wellenlänge) und resultiert zu

einer stoffspezifischen Ausstrahlung.

Spektrometrie: wenn dazu quantitative Messungen (Konz., Druck,…)

Definition: E = h ν = h c/λ =h c k

E: Energie ([J], bzw. [eV]), h: Planck’sches Wirkungsquantum (6.626

10‐34 Js, bzw. 4.136 ⋅ 10‐15

eVs), c: Lichtgeschwindigkeit

(2.998 108 ms‐1), ν: Frequenz [Hz = s‐

1], λ: Wellenlänge [nm = 10‐

9 m],

k Wellenzahl [cm‐1].

Umrechnung: 1 eV = 1.602 10‐19 J

Elektromagnetisches Spektrum:

Je kürzere Wellen, umso energiereicher.


12

UV – Spektroskopie elektronische Anregung

IR – Spektroskopie Schwingung und Rotation

NMR – Spektroskopie Ausrichtung des Kernspins

Lambert-Beer-Gesetz

bs(λ): bsorbanz (oder auch Extinktion) [‐], I: Intensität des transmittierten Lichtes, I0: Intensität des einfallenden (eingestrahlten) Lichtes, T: Transmission, (λ):Extinktionskoeffizient

[dm2/mol], c: Konzentration [mol/L], d: Dicke [dm]

Achtung: dekadischer Logarithmus

Falls I/I0 = 1 I = I0, ganzes Lichts kommt durch

Falls I/I0 = 0 I = 0, ganzes Licht wird absorbiert

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