Nur auf Docsity: Lade Einführung zu Experimentalchemie und mehr Skripte als PDF für Experimentalchemie herunter!
VL Experimentalchemie WS 03/04 4 SWS
1. Die chemischen Elemente
1.1. Entstehung 1.2. Vorkommen und Verbreitung 1.3. Nomenklatur chemischer Elemente 1.4. Der Element- bzw. Atombegriff
2. Das Atom
2.1. Elementarteilchen 2.2. Der Atomkern 2.2.1. Massendefekt 2.2.2. Kernreaktionen 2.3. Die Elektronenhülle 2.3.1. Das Bohrsche Atommodell 2.3.2. Quantenmechanische Beschreibung des Atoms 2.4. Quantenzahlen und Atomorbitale 2.5. Aufbau von Mehrelektronen-Atomen
3. Das Periodensystem der Elemente (PSE)
3.1. Aufbau 3.2. Trends im PSE
4. Die chemische Bindung
4.1. Bindungsarten 4.2. Chemische Bindung in Molekülen 4.2.1. Elektronegativität 4.2.2. Lewis Modell und VSEPR 4.2.3. VB-Modell
4.2.4. MO-Modell 4.3. Chemische Bindung in Festkörpern 4.3.1. Die metallische Bindung 4.3.2. Die ionische Bindung
5. Die chemische Reaktion
5.1. allgemeine Reaktionsbegriffe 5.2. Die Gibbs-Helmholtz Gleichung 5.3. Das Chemische Gleichgewicht 5.4. Säure-Base Reaktionen 5.5. Redox-Reaktionen
6. Die Chemie der Elemente
6.1. 1. Hauptgruppe 6.1.1 Wasserstoff 6.1.2. Alkalimetalle 6.2. 2. Hauptgruppe 6.3. 3. Hauptgruppe 6.4. 4. Hauptgruppe 6.5. 5. Hauptgruppe 6.6. 6. Hauptgruppe 6.7. 7. Hauptgruppe
Weiteres Argument für die Urknalltheorie ist die gemessene Temperatur des interstellaren Raums von 2.7 K (Schwarzkörperstrahlung, energetischer Überrest des Urknalls).
Die Entstehung der schweren Elemente erfolgt in den Sternen. Die nach den Urknall gebildeten Elemente 1 H und 4 He bilden aufgrund der Gravitationskräfte
Sterne (∼ 20 Jahre), die weitere Kontraktion unter dem Einfluss der Gravitation
führt zu kontinuierlichen Freisetzung von Wärmeenergie, bis bei Temperaturen von 10 7 K erste Kernprozesse einsetzen.
In Abhängigkeit von seiner Ausgangsmasse durchläuft ein Stern mehrere Entwicklungsstadien, die durch stetige Kontraktion und Temperaturerhöhung gekennzeichnet sind:
1. Stadium (Sonne):
T = 10 7 K
Wasserstofffusion
4 11 H 42 He + 2 e+^ (Positron)
2. Stadium („Rote Riesen“):
T = 2 ⋅ 10 8 K
Heliumfusion
4 He + 4 He 8 Be
2 2 4
8 Be + 4 He 12 C + γ
(^4 2 )
12 C + 4 He 16 O + γ
6 2 8
(analoger Aufbau von Ne, Mg) Obwohl der Kern bei der Heliumfusion kontrahiert, wird der Stern zum „roten Riesen“ weil der verbleibende Wasserstoff eine große Hülle um den schweren Kern bildet.
3. Stadium („Weiße Zwerge“):
T ≈ 10 9 K
α-Prozess; bei sehr hohen Temperaturen kommt es durch energiereiche γ- Strahlung zum Zerfall der bei der Heliumfusion gebildeten schweren Elemente:
γ + 1020 Ne 168 O + 42 He =^ α-Teilchen
Die so gebildeten α-Teilchen sind so energiereich, dass sie bei Kollision schwere Elemente bis Ti (OZ 22) bilden.
1.2. Vorkommen und Verbreitung der Elemente
i) Im Weltall 90% H 9% He (Atomprozent)
ii) In der Erdhülle (dem für den Menschen zugänglichen Bereich der Erde)
Erdhülle besteht aus:
Atmosphäre Hydrosphäre Biosphäre Lithosphäre ( ≈ 15 km)
N2, O2, CO 2
H2O, Edelgase
H2O, Salze Organische Verbdg ≙ C, H
Mineralien, Gesteine
Häufigkeit der Elemente in der Erdhülle (Massenprozent)
10 O (50.5), Si (27.5)
10 bis 1 Al (7.3), Fe, Ca, Na, K, Mg 1 bis 10 -1^ H (1),^ Ti,^ Cl^ (H nach Atom% an 3. Stelle!) 10 -1^ bis 10 -2^ P, C, S, N, F, Ba, Sr 10 -2^ bis 10 -3^ Li, Sn, Rb, Pb 10 -3^ bis 10 -4^ Cs, Br, Ge, As, Be, Ar 10 -4^ bis 10 -5^ Se, Sb, Tl, Bi, In < 10 -5^ I, Te, Ne, He, Kr, Xe; radioaktive Elemente: Ra, Po, Rn, Fr, At; Edelmetalle: Ag 10-5^ , Au, Pt 5 ⋅ 10 -
iii) ImErdinneren
flüssig
fest
Kruste
Kern
Mantel
ρ ~ 3 g/cm^3
ρ ~ 6 g/cm 3
ρ ~ 9 g/cm 3
T = 4000 °C, p = 3 · 10 6 bar
schalenförmiger Aufbau mit 4 Bereichen
Kruste: O, Si, Al
Mantel: Silikate, Al, Fe, Ca, K, Na, Mg
Kern: Fe, Ni, O, S
40
2900
5000
6371
0 km
iv) nach Ländern oder Landschaften
Gallium (Ga) Germanium (Ge) Rhenium (Rh) nach Rhein bzw. Rheinland
v) nach Personen
Einsteinium (Es) Albert Einstein Fermium (Fm) Enrico Fermi
vi) Nomenklatur für Elemente mit OZ > 100
1977 legte die IUPAC fest, dass der Elementname direkt aus der Ordnungszahl abgeleitet wird und mit drei Buchstaben abgekürzt wird:
101 Un-nil-unium Unu 102 Un-nil-bium Unb etc.
Für die Elemente 101, 102 und 103 haben sich jedoch die von ihren „Entdeckern“ vorgesehenen Namen durchgesetzt:
Mendelevium (101, Md), Nobelium (102, No) Lawrencium (103, Lr)
1.4. Der Element- bzw. Atombegriff
Die Begriffe Element bzw. Atom sind eng miteinander verbunden. Ein Element besteht aus Atomen derselben „Sorte“; sowohl das Element als auch ein einzelnes Atom tragen denselben Namen. Das kommt auch in der geschichtlichen Entwicklung des Elementbegriffs zum Ausdruck:
- Jahrhundert v. Christus Die griechischen Philosophen Thales , Anaximander , Anaximenes und Heraklit vermuten, dass die Materie aus einfachsten, unveränderlichen Grundbausteinen, den Elementen besteht.
- 490 – 430 v. Christus Empedokles benennt die „vier Elemente“ Erde, Wasser, Luft und Feuer
- Mittelalter Alchimisten erweitern die vier Elemente um Schwefel, Quecksilber und „Salz“
- Jahrhundert erste wissenschaftliche Versuche; Jangius (1642) und Boyle (1661) definieren Elemente naturwissenschaftlich als „Substanzen, die sich nicht in andere Stoffe zerlegen lassen“.
2. Das Atom
2.1. Elementarteilchen
Im Gegensatz zur Annahme Daltons, dass Atome die kleinsten unteilbaren Teilchen seien, wissen wir seit ca. 100 Jahren, dass Atome aus noch kleineren Einheiten, den Elementarteilchen aufgebaut sind. Von den weit über 100 verschiedenen Elementarteilchen sind drei von fundamentaler Bedeutung für den Aufbau von Atomen.
Proton, p m = 1.67252 ⋅ 10 -27^ kg = 1.007277 u
u ≙ atomare Masseneinheit, definiert über die Masse eines Atoms 12 C ≡ 12 u (1u = 1.660513 ⋅ 10 -27^ kg) Ladung: q = 1.6021 ⋅ 10 -19^ C (Coulomb) Das entspricht der kleinsten beobachteten Ladung ≙ Elementarladung
Neutron, n m = 1.67482 ⋅ 10 -27^ kg = 1.008665 u Ladung: keine, elektrisch neutral
Elektron, e m = 9.1091 ⋅ 10 -31^ kg = 0.0005486 u Ladung: q = -1.6021 ⋅ 10 -19^ C ≙ eine negative Elementarladung
Vergleich zeigt:
Zwei „schwere“ Teilchen ( n und p ) und ein leichtes ( e ); me ∼ 1 / 2000 mn
Zwei entgegengesetzt geladenen Teilchen ( e und p ) und ein neutrales ( n )
2.2. Der Atomkern
Der Atomkern besteht aus Protonen und Neutronen. Er macht über 99.99% der
Atommasse, aber nur 1 / 1000 des Atomdurchmessers aus. ⇨ extrem hohe Dichte
(Neutronensterne)
i) Kernladungszahl ≙ Protonenzahl Z
Z wird auch Ordnungszahl genannt – ein chemisches Element wird durch die Anzahl der Protonen im Kern definiert; die zur Zeit rund 110 bekannten Elemente haben die Ordnungszahlen 1-110 (also 1-110 p im Kern)
ii) Nukleonenzahl ( früher Massenzahl ) ≙ ∑ Protonenzahl, Neutronenzahl A
A bestimmt die Masse des Atoms Atome einer Elementsorte haben immer die gleiche Z , können aber unterschiedliche Anzahl von n , also unterschiedliche Masse haben → Isotope
Beispiel Wasserstoff:
„normaler“ Wasserstoff hat ein p und kein n im Kern:
11 H
Nukleonenzahl (1 p, 0 n)
Ordnungs- bzw. Kernladungszahl (1 p)
2.2.1. Massendefekt
Die Summe der Massen aller Kernbausteine (p, n) ist immer größer als die
Masse des entsprechenden Atomkerns ≙ Massendefekt.
Bsp.: (^4) 2He besteht aus 2 p, 2 n; Masse der Teilchen = 4.0319 u Masse des (^4) 2He-Kerns = 4.0015 u Massendefekt = 0.0300 u
Nach Einsteinscher Formel (1) E = mc^2 (c = 2.99793 ⋅ 10 8 ms-1^ )
entspricht der Massendefekt einer Energie von 28.3 MeV ≙ Energiebetrag, der
bei der Bildung des (^4) 2He-Kerns aus seinen Bestandteilen frei wird – Maß für die Stabilität eines Kerns; aus (1) ⇒ 1u = 931 MeV.
Durchschnittlich beträgt die Kernverbindungsenergie 8 MeV pro Nukleon. Elemente um die Nukleonenzahl 60 (Fe, Co, Ni) haben besonders stabile Kerne.
Folie 1
2.2.2 Kernreaktionen
Chemische Reaktionen ≙ Veränderungen in der Elektronenhülle;
Energieumsatz ∼ 10 eV → keine Massenveränderung; Massenerhaltungsgesetz gilt!
Kernreaktionen ≙ Veränderungen im Kern;
Energieumsatz ∼ 10 MeV (10 6 mal größer) → Massenänderungen treten auf. Äquivalenz von Masse und Energie gilt (E = mc 2 )!
i) Radioaktivität
Viele Kerne sind instabil und unterliegen dem radioaktiven Zerfall → Abgabe von Elementarteilchen bzw. elektromagnetischer Strahlung.
drei wichtige Zerfallsprozesse:
- α -Strahlung
Abgabe von (^4) 2He-Kernen (α-Teilchen) → OZ - 2, A - 4
226 Ra 222 Rn + 4 He
88 86 2
der Massendefekt beträgt hier 0.005 u = 4.78 MeV diesen Energiebetrag erhält das α-Teilchen als kinetische Energie
- β -Strahlung Abgabe von Elektronen; e stammen nicht aus der Elektronenhülle sondern aus dem Kern nach: n → p + e → OZ + 1, A unverändert
40 K 40 Ca + e
(^19 )
- γ -Strahlung
Abgabe von elektromagnetischer Strahlung → keine Veränderung von OZ und A
Folie 2
2.3. Die Elektronenhülle
Aufgrund der geringen Masse der Elektronen, trägt die e-Hülle nur einen Bruchteil (< 0.01 %) zur Gesamtmasse des Atoms bei, bestimmen aber die Größe des Atoms:
∅ Kern ∼ 10 -14^ m ∅ Atom ∼ 2 ⋅ 10 -10^ m
Unterschied mehr als 3 Größenordnungen, d.h. wäre
∅ Kern 10 cm → ∅ Atom 2 km
Chemische Reaktionen verlaufen unter Veränderung der e-Hülle; Energieänderung ∼10 eV → bei chemischen Reaktionen bleibt die Gesamtmasse konstant.
2.3.1. Das Bohrsche Modell des Wasserstoffatoms
Folie 3
Annahme: Das Elektron bewegt sich auf einer Kreisbahn um den Kern; die Bahn ist stabil, wenn sich elektrische Anziehungskraft und Zentrifugalkraft aufheben. Wirkende Kräfte:
i) Elektrostatische Anziehung → Coulomb – Gesetz
Fel = 4 1 π ε
0
Q 1 · Q 2
r^2
- ε 0 = 8.854 ⋅ 10 -12^ A^2 s 4 kg -1^ m-3^ ≙ elektrische Feldkonstante
(Dielektrizitätskonstante im Vakuum)
- Q1, Q 2 = q ≙ Elementarladung von Elektron bzw. Proton
|q| = 1.6021 ⋅ 10 -19^ C
Fel = 4 π ε^1
0
q 2
r 2
ii) Zentrifugalkraft
F Z =
mv^2
r
- m ≙ Masse des Elektrons
- v ≙ Geschwindigkeit des Elektrons
