Allgemeine Chemie I

75 Pages·2011·3.87 MB·English

by  Antonio Togni

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(cid:9)(cid:21)(cid:21)(cid:18)(cid:16)(cid:22)(cid:16)(cid:20)(cid:23)(cid:16)(cid:1)(cid:10)(cid:19)(cid:16)(cid:22)(cid:20)(cid:16)(cid:1)(cid:12)(cid:1)(cid:2)(cid:9)(cid:10)(cid:3)(cid:4)(cid:1)(cid:11)(cid:14)(cid:1)(cid:8)(cid:6)(cid:7)(cid:7)
(cid:13)(cid:25)(cid:24)(cid:17)(cid:5)(cid:1)(cid:9)(cid:5)(cid:1)(cid:15)(cid:24)(cid:18)(cid:23)(cid:20)
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Beteiligte Studiengänge
Anzahl *
Studierende
48
84
30
22
47
Tot. 231
Allgemeine Chemie: Bereits im ersten Semester disziplinär aufgeteilt
*
Angaben des Rektorats, 15. August 2011
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Allgemeine Chemie I (AC)
Lehrbetrieb – Thematischer Inhalt
Organisation des Lehrbetriebs
Vorlesung, Kommunikation / Unterrichtsevaluation
Unterlagen (Download von pdf-Dateien via myStudies)
Übungen (Betreuung in Gruppen durch Assistierende und Hilfsassistierende;
Zuteilung alphabetisch)
Lehrbuch (siehe unten)
Inhalt
1. Einführung
– "Vorausgesetzte" Grundbegriffe und Grundkenntnisse
– Das chemische Gleichgewicht
2. Säuren und Basen
Ionen-Gleichgewichte,
3. Redoxreaktionen
hauptsächlich in
4. Komplexe
wässriger Lösung
5. Fällungsreaktionen
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Das empfohlene Lehrbuch
(auch für Allgemeine Chemie I (OC und PC))
C. E. Housecroft & E. C. Constable
Chemistry: An Introduction to
Organic, Inorganic and
Physical Chemistry
4th Ed., Prentice Hall / Pearson, 2010
ISBN-10: 0273733087 | ISBN-13: 978-0273733089
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1. Einführung
1.1. Grundbegriffe der Stöchiometrie
– Masse m, Molmasse M, Stoffmenge (Anzahl mol) n
– Avogadro-Zahl [N (oder N oder L) = 6.022·1023 Teilchen·mol–1]
A L
– Formulieren von Reaktionsgleichungen, Produkte/Edukte, Erhaltung der Masse,
stöchiometrische Koeffizienten, konstante und multiple Proportionen
– Lösungen, Konzentrationseinheiten für gelöste Stoffe
– Massenprozente: Gramm Substanz pro 100 g Lösung

– Molarität (1M = 1 mol⋅L–1):
mol gelöster Stoff pro Liter Lösung
– Molalität: mol gelöster Stoff pro kg Lösungsmittel
– Molenbruch x: Quotient der Stoffmenge einer Komponente
und der Summe der Stoffmengen aller Komponenten einer
Mischung
Zur Avogadro-Zahl siehe: P. Becker, History and progress in the accurate determination of the Avogadro constant,
Rep. Prog. Phys. 2001, 64, 1945.
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1. Einführung
1.2. Einige Grundkenntnisse
– Elementarteilchen (Elektron e–, Proton p, Neutron n) als Bestandteile von Atomen
– Elemente, Isotope (E Elementsymbol, A Massenzahl, Z Ordnungszahl)
– Periodensystem
– Valenz, Valenzelektronen, Elektronenkonfiguration
– Ionen und Moleküle
– Kovalente Bindung / ionische Bindung
– Oxidationsstufe (-zahl)
– Lewis-Formeln !
– Ideales Gasgesetz (p Druck, T absolute Temperatur, V Volumen,
R = 8.314 J·K–1·mol–1, universelle Gaskonstante).
Achtung! SI-Einheiten
Siehe: 1) Übungsserie 1; 2) Housecroft & Constable, Chemistry, 4th Ed., Ch. 1, Some basic concepts, pp. 1-60.
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1. Einführung

1.3. Stöchiometrie: Schnelle Schätzungen sind wertvoll – Eine erste Übung
Beispiel: Schätzen Sie den CO -Ausstoss pro Kilometer eines durchschnittlichen
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Autos (oder: Prüfen Sie anhand Ihres Allgemeinwissens die Angaben der
Autohändler).
Aus den technischen Daten eines (beliebigen) Autos
Angaben aus: http://www.mini.ch/de/mini/one/information/index.html#cp_3
Ausführung an der Wandtafel
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1. Einführung
1.4. Chemisches Gleichgewicht
Chemisches Gleichgewicht, Gleichgewichtskonstante, Aktivität
Die Substanzen B, D, ... (Edukte) reagieren zu den Produkten G, H, ...
Dabei stellt sich ein dynamisches Gleichgewicht ein
(b, d, g, h,... stöchiometrische Koeffizienten)
Bei konstanter Temperatur und Druck gilt die Gleichgewichtsbedingung
i: Produkte
j: Edukte
K ist die thermodynamische Gleichgewichtskonstante (dimensionslos) und
wobei a die Aktivität ,γ der Aktivitätskoeffizient,
i i
m die Molalität, c die Molarität der Substanz i sind.
i i
m0 = c0 = 1 sind Standardkonzentrationen
i i
Siehe: Housecroft & Constable, Chemistry, 4th Ed., Chapter 16.1-16.3, Equilibria, pp. 539-547.
Für eine detailliertere Beschreibung, siehe Allgemeine Chemie II (PC): Thermodynamik
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Die Aktivitäten von reinen Stoffen – und somit auch von Lösungsmitteln von
verdünnten Lösungen – sind definitionsgemäss = 1
Die Aktivitätskoeffizienten sind von der Ionenstärke I nach der Debye-Hückel-Theorie
abhängig (hier die einfachste Form der Abhängigkeit angegeben)
c ist die molare Konzentration des Ions i mit
i
der Ladung z A eine Konstante
i,
Für verdünnte Lösungen (c < 0.1 mol⋅L–1) sind die Aktivitätskoeffizienten γ ≈ 1
i i
Das ergibt eine entscheidende Vereinfachung:
Oder in der Notation, wo die Der numerische Wert der
molare Konzentration c der molaren Konzentration wird
i
Spezies i als [i] angegeben wird: für die Aktivität eingesetzt
Für eine Tabelle mit Aktivitätskoeffizienten verschiedener Salze, siehe CRC Handbook of Chemistry and Physics
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2. Säuren und Basen
Inhaltsverzeichnis
2.1. Definitionen
2.2. Wie schnell finden Protonenübertragungsreaktionen statt?
2.3. Die Eigendissoziation (Autoprotolyse) des Wassers und die Definition des pH
2.4. Strukturell charakterisierte Salze des solvatisierten Wassertoffions
2.5. Die Reaktion von schwachen Säuren und Basen in / mit Wasser – Dissoziationskonstanten
2.6. Berechnung von Gleichgewichtskonzentrationen für eine monoprotische Säure
2.7. Konjugierte Säure-Base-Paare, ihre pK -Werte und ihre Stärke
a
2.8. Die pKa-Werte von H O bzw. H O+
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2.9. Der Dissoziationsgrad α einer schwachen Säure HA ist konzentrationsabhängig
2.10. Verteilungsdiagramme ein-, zwei- und dreiprotoniger Säuren
2.11. Doppelt-logarithmische Verteilungsdiagramme (Sillén-Diagramme)
2.12. Puffer und Pufferlösungen
2.13. Titrationen und Titrationskurven
2.14. Ein ausführliches Beispiel (ehemalige Prüfungsaufgabe)
2.15. CurTiPot: Ein Excel spreadsheet für Berechnungen rund um den pH (freeware)
2.16. Faktoren, welche die Säurestärke beeinflussen / bestimmen
2.17. Lewis-Säuren
2.18. Aciditätsfunktionen und Supersäuren
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2. Säuren und Basen
2.1. Definitionen
Die Brønsted-Lowry Definition:
Säure: eine Substanz, die H+-Ionen übertragen (abgeben) kann. Protonendonator
Base: eine Substanz, die H+-Ionen aufnehmen kann. Protonenakzeptor
Säure-Base-Reaktionen sind Protonenübertragungsprozesse
HA + B A- + HB+
Gleichgewicht(sbedingung):
[HB+]⋅[A–]
Säure konjugierte
K =
Base
[HA]⋅[B]
konjugierte
Base
Säure !
Je stärker eine Säure desto schwächer die konjugierte Base und umgekehrt.
Siehe: Housecroft & Constable, Chemistry, 4th Ed., Chapter 16.4-16.9, pp. 547-586.