ALLGEMEINE und ANORGANISCHE CHEMIE

Chemische Nomenklatur
ALLGEMEINE und
ANORGANISCHE CHEMIE
Benennung ionischer Verbindungen
Na+
Natrium-Ion
Al3+
Aluminium-Ion
Ag+
Silber-Ion
K+
Kalium-Ion
6. Einheit
Ca2+
Calcium-Ion
Chemische Nomenklatur, Mole und molare
Massen, Molarität, Molenbruch, Molalität,
Dichte, UV-Vis-Spektroskopie
Zn2+
Zink-Ion
Cd2+
Cadmium-Ion
Li+
Lithium-Ion
H+
Wasserstoff-Ion
Beispiele:
(770.100; 2 Std)
Mg2+ Magnesium-Ion
Chemische Nomenklatur
Benennung ionischer Verbindungen
Benennung anorganischer kovalenter Verbindungen
Mole und molare Massen
Gemische und Lösungen
Klassifizierung
Trenntechniken
Stoffmengenkonzentration (Molarität),
Stoffmengenanteil (Molenbruch) und Molalität
Dichte
UV-Vis-Spektroskopie
Chemische Nomenklatur
Benennung ionischer Verbindungen
Wie jede Wissenschaft bedient sich auch die Chemie ihrer eigenen
Terminologie. Die Benennung chemischer Verbindungen sollte
systematisch erfolgen (chemische Nomenklatur). Systematische
Namen sind zu bevorzugen. Daneben werden jedoch sehr oft
Trivialnamen verwendet (Wasser, Ammoniak, Quarz usw.).

Ionen, die aus einem einzelnen Atom gebildet werden,
heißen einatomige oder monoatomare Ionen. Die
Benennung monoatomarer Kationen entspricht dem
Namen des Elements mit Suffix –Ion.. Metalle der Gruppen 1
(Alkalimetalle), 2 (Erdalkalimetalle), sowie Al3+ (Gruppe
13) und die Übergangsmetall-Ionen Ag+ und Zn2+ oder Cd2+
bilden nur ein Kation. Die Ladung muss daher beim
Namen nicht angeführt werden:
Wenn ein Metall mehrere verschiedene Kationen bilden kann,
wird die positive Ladung durch eine römische Zahl angegeben,
die in Klammer hinter dem Namen des Metalls geschrieben
wird:
Cu+
Kupfer(I)-Ion
Cu2+
Kupfer(II)-Ion
Fe2+
Eisen(II)-Ion
Fe3+
Eisen(III)-Ion
Mn2+ Mangan(II)-Ion
Mn3+ Mangan(III)-Ion
Pb2+
Blei(II)-Ion
Cr3+
Chrom(III)-Ion
1
Ältere (z.T. noch gebräuchliche) Nomenklatur:
Ion geringerer Ladung:
Suffix o kombiniert mit dem
lateinischen Namen
Ion höherer Ladung:
Suffix i kombiniert mit dem
lateinischen Namen
Beispiele:

Vom Element Wasserstoff leitet sich ein weiteres wichtiges
monoatomares Anion ab:
H-
Hydrid-Ion
Auch einige einfache mehratomige Anionen haben Namen, die auf
–id enden:
Cu+
Cupro-Ion
OH-
Hydroxid-Ion
Cu2+
Cupri-Ion
CN-
Cyanid-Ion
Fe2+
Ferro-Ion
O22-
Peroxid-Ion
Fe3+
Ferri-Ion
Anion
Kationen, die aus nichtmetallischen Atomen gebildet
werden, haben Namen, die auf –ium enden:
NH4+
Ammonium-Ion
O+
Hydronium-Ion
H3
Säure
Halogenid-Ion
Halogenwasserstoff
Fluorid-Ion, F-
Fluorwasserstoffsäure
Flusssäure, HF
Chlorid-Ion, Cl-
Chlorwasserstoffsäure
Salzsäure, HCl
Quecksilber stellt einen Sonderfall dar:
Hg2+
Hg22+
Quecksilber(II)-Ion
Bromid-Ion, Br-
Bromwasserstoffsäure, HBr
Iodid-Ion, I-
Iodwasserstoffsäure, HI
Oxid-Ion, O2-
Quecksilber(I)-Ion
Hg22+ ist ein nicht monoatomares
Metall-Ion!

Monoatomare Anionen werden durch das Suffix -id und -Ion
gekennzeichnet. Angabe der Oxidationszahl nicht nötig.
Hydroxid-Ion,
Schwefelwasserstoff, H2S
Cyanid-Ion, CN-
Cyanwasserstoff, Blausäure, HCN
Die wichtigsten polyatomaren Anionen sind die Oxoanionen.
Regel:
Fluorid-Ion
Bromid-Ion
Iodid-Ion
Oxid-Ion
Sulfid-Ion
Wasser, H2O
Sulfid-Ion, S2-
Beispiele:
Chlorid-Ion
Wasser, H2O
OH-
Wird von einem Element nur ein Oxoanion
gebildet, verwendet man das Suffix -at.
Beispiel:
Regel:
Carbonat, CO32-
Werden von einem Element zwei Typen von
Oxoanionen mit unterschiedlicher Anzahl an
O-Atomen ausgebildet, erhält jene Spezies
mit der größeren Anzahl das Suffix -at, jenes
mit der geringeren Anzahl das Suffix-it.
Selenid-Ion
Beispiele:
Nitrid-Ion
Nitrit, NO2-
und
Nitrat, NO3-
Phosphid-Ion
Sulfit, SO32-
und
Sulfat, SO42-
2
Regel:
Werden von einem Element (z.B. bei den
Halogenen) mehrere Typen von Oxoanionen
ausgebildet, erhält jene Spezies
mit der geringsten Anzahl an O-Atomen das
Präfix Hypo- in Kombination mit dem Suffix
-it, jenes mit der maximalen Zahl an
Sauerstoffatomen das Präfix Hyper- oder
Per- in Kombination mit dem Suffix –at..
Beispiel:
Hypochlorit-Ion, ClO-
Carbonat-Ion, CO32-
Kohlensäure, H2CO3
Hydrogencarbonat-Ion
(Bicarbonat-Ion), HCO3Nitrit-Ion, NO2Nitrat-Ion, NO3-
Kohlensäure, H2CO3
Phosphat-Ion, PO43(tertiäres Phosphat)
Phosphorsäure, H3PO4
Salpetrige Säure, HNO2
Salpetersäure, HNO3
Hydrogenphosphat-Ion, HPO42(sekundäres Phosphat)
Phosphorsäure, H3PO4
-
Chlorit -Ion, ClO2Chlorat-Ion, ClO3Perchlorat-Ion, ClO4Wie kann man sich die Anzahl der Sauerstoffatome
und die Ladung der verschied. Oxoanionen merken?
In der folgenden Tabelle sind die Oxoanionen von C, N, P, S und Cl
mit der maximalen Anzahl an O-Atomen aufgeführt:
Gruppen
2. Periode
14
CO3
Carbonat
3. Periode
Phosphorsäure, H3PO4
Schwefelige Säure, H2SO3
Schwefelsäure, H2SO4
Hypochlorige Säure, HClO
Chlorige Säure, HClO2
Chlorsäure, HClO3
Perchlorsäure, HClO4
Weitere wichtige Anionen:
CHO2-
Formiat
C2H3O2-
Acetat
NO3
MnO4-
Permanganat
Nitrat
CrO42-
Chromat
15
2-
Dihydrogenphosphat-Ion, H2PO4
(primäres Phosphat)
Sulfit-Ion, SO32Sulfat-Ion, SO42Hypochlorit-Ion, ClOChlorit-Ion, ClO2Chlorat-Ion, ClO3Perchlorat-Ion, ClO4-
16
17
-
2-
PO43-
SO42-
ClO4-
Cr2O7
Dichromat
Phosphat
Sulfat
Perchlorat
AsO43-
Arsenat
SCN-
Thiocyanat
OCN-
Cyanat
HSO3-
Hydrogensulfit
HSO4-
Hydrogensulfat
Oxoanionen von C und N (2. Periode) haben maximal drei,
Oxoanionen von P, S und Cl (3. Periode) haben maximal vier OAtome. In allen Fällen nimmt die Ladung von links nach rechts ab.
Regel:
Anionen, die durch Hinzufügen von Wasserstoff zu
einem Oxoanion abgeleitet werden, werden benannt,
indem dem Wort die Präfixe Hydrogen oder
Dihydrogen hinzugefügt werden:
KCl
Kaliumchlorid
Beispiele:
CO32-
Carbonat
NH4NO3
Ammoniumnitrat (Düngemittel)
HCO3-
Hydrogencarbonat (früher Bicarbonat)
CuCl
Kupfer(I)chlorid
CuCl2
Kupfer(II)chlorid
Phosphat
Al(NO3)3
Aluminiumnitrat
(früher tertiäres Phosphat)
Cu(ClO4)2
Kupfer(II)perchlorat
3-
PO4
2-
HPO4
In einer ionischen Verbindung wird zuerst das Kation und
dann das Anion benannt.
Hydrogenphosphat
(früher sekundäres Phosphat)
H2PO4-

Dihydrogenphosphat
(früher primäres Phosphat)
In den chemischen Formeln von Aluminiumnitrat und
Kupfer(II)perchlorat werden Klammern mit dem
entsprechenden Index verwendet, weil diese Verbindungen
zwei oder mehr mehratomige Anionen enthalten.
3

Einige ionische Verbindungen bilden Kristalle, die eine
definierte Menge an Wasser enthalten. Diese
Verbindungen heißen Hydrate.
Beispiel:
Kupfer(II)sulfat-Pentahydrat, CuSO4.5H2O
Kupfer(II)sulfatPentahydrat, CuSO4.5H2O,
ist blau gefärbt. Wird die
Verbindung erhitzt, geht das
Wasser verloren und ein
weißes Pulver bleibt über
(CuSO4). Die wasserfreie
Form (CuSO4) heißt
Anhydrid.
Punkt hochgestellt
Chemische Nomenklatur
Benennung anorganischer kovalenter Verbindungen

Das Element, das im Periodensystem weiter links steht,
wird normalerweise zuerst geschrieben.
Ausnahme: Sauerstoff (außer in Verbindungen mit Halogenen)
wird immer zuletzt geschrieben.
Wenn zwei Elemente zur selben Gruppe des Periodensystems
gehören, wird das Element zuerst geschrieben, das die höhere
Ordnungszahl hat.
An den Namen des zweiten Elements wird die Endung –id
angehängt.
CuSO4
Griechische Präfixe werden verwendet, um für jedes
Element die Anzahl der Atome anzuzeigen. Das Präfix
-mono wird normalerweise nicht zusammen mit dem Namen
des ersten Elements verwendet.
CuSO4.5H2O
Beispiele:
Die Zahl der Wassermoleküle wird durch ein griech. Präfix
gekennzeichnet:
PCl3
Phosphortrichlorid
SF6
Schwefelhexafluorid
Distickstoffoxid
mono- 1
hexa- 6
undeca-
11
N 2O
di-
2
hepta- 7
dodeca-
12
N2O5 Distickstoffpentoxid
tri-
3
octa-
tetra- 4
nona- 9
penta- 5
deca- 10
Beispiele:
Cl2O
8
Wenn das Präfix auf a oder o endet und der
Name des zweiten Elements mit einem
Vokal beginnt, wird das a oder o des Präfix
oft weggelassen.
Na2SO4 ist das Anhydrid von NatriumsulfatDecahydrat (Na2SO4 .10H2O).
Schwefel kommt in verschiedenen Verbindungen in
der Natur vor: CaSO4.2H2O (Gips), CaSO4
(Anhydrit), MgSO4.H2O (Kieserit), MgSO4.7H2O
(Bittersalz), BaSO4 (Schwerspat) usw.
Übungsbeispiel:
Geben Sie
(a) CrCl3.6H2O,
(b) Ba(ClO4)2,
(e) Cr(ClO3)2 systematische Namen!
(a)
Chrom(III)chlorid-Hexahydrat
(b)
Bariumperchlorat
(c )
Eisen(II)chlorid-Dihydrat
(d)
Aluminiumbromid
(e)
Chrom(II)chlorat
CO
Kohlenmonoxid
CO2
Kohlendioxid
NF3
Stickstofftrifluorid
P4S10 Tetraphosphordecasulfid
N2O4 Distickstofftetr(a)oxid
Binäre Verbindungen von Phosphor und Sauerstoff sind
eindeutig kovalente Verbindungen, werden aber noch oft in
Lehrbüchern durch römische Ziffern unterschieden (obwohl es
sich um keine ionischen Verbindungen handelt!):
P 4O 6
(c) FeCl2.2H2O,
(d) AlBr3 und
Dichlormonoxid
„Phosphor(III)oxid“ (P3+)4(O2-)6
richtig: Tetraphosphorhex(a)oxid
P4O10
„Phosphor(V)oxid“
(P5+)4(O2-)10
richtig: Tetraphosphosphordec(a)oxid
Viele kovalente Verbindungen haben Trivialnamen:
Ammoniak
Beispiele:
NH3
Hydrazin
N 2H 4
Phosphin
PH3
Ethylen
C2H4
Acetylen usw. usw.
C2H2
4
Mole und molare Masse (Molmasse)
Molekulare Verbindungen, die Wasserstoff und ein weiteres
Element enthalten, stellen auch eine wichtige Ausnahme dar:
Bei binären Verbindungen zwischen Wasserstoff und Elementen
der Gruppen 15, 16 oder 17 wird das (saure) H-Atom zuerst
angeschrieben.
Säuren sind eine wichtige Klasse von Verbindungen, die
Wasserstoff enthalten. Für sie gelten eigene Nomenklaturregeln.
Eine Säure ist eine Substanz, dessen Moleküle beim Lösen in
Wasser Wasserstoffionen (Protonen, H+) abgeben
(siehe Einheit 8):
Elementwasserstoffsäuren:
Beispiele:
HCl
Chlorwasserstoffsäure (Salzsäure)
H2S
Schwefelwasserstoffsäure
HCN Cyanwasserstoffsäure (Blausäure)
Elementsauerstoffsäuren (Oxosäuren):
Meist Trivialnamen:
Beispiele:
H2SO4
Schwefelsäure
H2SO3
Schwefelige Säure
HNO3
Salpetersäure
HNO2
Salpetrige Säure
H3PO4
Phosphorsäure
HClO
Hypochlorige Säure
HClO2
Chlorige Säure
HClO3
Chlorsäure
HClO4
Perchlorsäure
Das Mol und die molare Masse
Wiederholung:
Die Menge in Gramm eines Elements, die dem Zahlenwert der
relativen Atommasse (ame) entspricht, heißt molare Masse
(g/mol). Sie enthält immer die gleiche Zahl von Atomen. Die
zugehörige Zahl wird Avogadro-Zahl, NA, genannt.
Die Stoffmenge, die aus NA (=6,02214  1023) Teilchen
besteht, nennt man 1 Mol (SI-Symbol: mol).
1 mol ist diejenige Stoffmenge, die aus genau so vielen Teilchen
(nämlich 6,02214  1023) besteht, wie Atome in 12 g von
Kohlenstoff-12 (12C) enthalten sind.
Die molare Masse von C-12 ist 12 g.
Es gilt: Die Masse eines C-12 Atoms (Bestimmung durch
Massenspektrometer) ist 1,99265  10-23 g. Die Zahl an C-Atomen in
12 g ist daher 6,02214  1023.
Die Zahl an Objekten pro Mol (6,02214  1023)
ist eine Konstante. Sie dient der Umrechnung
zwischen der Stoffmenge (n) und der
tatsächlichen Zahl (N) an Objekten (Atome,
Ionen, Moleküle):
Zahl an Objekten = Stoffmenge  NA
N = n  NA mit n = Stoffmenge (Einheit: mol)
Lorenzo Romano
Amedeo Carlo Avogadro
(1776-1856)
S
Cu
Jede Probe besteht aus 1 mol
eines Elements.
Cu
Pb
Hg
S: 32 g; Hg: 201 g;
Pb: 207 g; Cu: 64 g; C: 12g
usw.
Übungsbeispiel: Benennen Sie die Verbindungen (a) N2O,
(b) BCl3, (c) IF5!
(a)
Distickstoffoxid
(b)
Bortrichlorid
(c)
Iodpentafluorid
Übungsbeispiel: Wie lautet die chemische Formel der binären
Verbindungen (a) Kobalt(II)chlorid-Hexahydrat, (b)
Dibortrisulfid und (c) Siliciumtetrachlorid?
(a)
CoCl2.6H2O
(b)
B2S3
(c)
SiCl4
Die beiden Proben haben
dieselbe Masse (m). Da die
Objekte (Atome oder
Moleküle) rechts leichter
sind, ist eine größere Zahl
(N) zur Erreichung dieser
Masse nötig.
Die beiden Proben enthalten
dieselbe Zahl (z.B. NA) oder
Stoffmenge (n) an Objekten
(Atome oder Moleküle). Die
Objekte rechts haben eine
kleinere Masse (Molmasse).
5
Molare Masse oder Molmasse
Übungsbeispiel:
Eine Probe Ascorbinsäure (Vitamin C) enthalte unter anderem
1,29  1024 Wasserstoff-Atome. Wieviele Mole H-Atome enthält die
Probe?
Es gilt:
n = N/NA = 1,29  1024 / (6,02214  1023 mol-1) =
2,14 mol
Ein Mol einer elementaren oder molekularen Substanz besteht
aus 6,02214  1023 Atomen oder Molekülen.
Die molare Masse oder Molmasse (M) ist die Masse von einem
mol Element oder einem mol Molekül in Gramm (g/mol). Der
Zahlenwert entspricht der relativen Atom- oder Molekülmasse.
Übungsbeispiel:
Die relative Molekülmasse ergibt sich aus der Summe der relativen
Eine kleine Tasse Kaffee enthalte 3,14 mol Wasser-Moleküle.
Wieviele Wassermoleküle sind in der Tasse enthalten?
Atommassen aller Atome des Moleküls.
Es gilt:
Beispiel: Die Molmasse für Wasser ist daher M (H2O) =
n = N/NA bzw. N = n . NA
[(2  M(H)) + M(O)] = 18,016 g/mol.
[(2  1.008 g/mol) + 15,999 g/mol] = 18,016 g/mol.
N = 3,14 mol  (6,02214  1023 mol-1) =
1,88  1024 Wassermoleküle
Die molare Masse eines Elements ist die Masse pro Mol seiner
Atome. Sie wird durch Massenspektrometrie bestimmt. Da die
meisten Elemente Isotope ausbilden, wird in der Regel mit
durchschnittlichen molaren Massen von Elementen gerechnet.
Übungsbeispiel:
Berechnen Sie die Stoffmenge von 22,5 g Fluor.
Es gilt:
Die molare Masse von Fluor = 19,00 g/mol
Stoffmenge (n) = Masse (m) / molare Masse (M)
n = 22,5 g / (19,00 g/mol) = 1,18 mol
Übungsbeispiel:
Die Masse einer Kupfermünze sei 3,2 g. Angenommen es handelt sich
um reines Kupfer, wieviele Cu-Atome enthält die Münze?
Es gilt:
Molare Masse von Kupfer ist 63,54 g/mol
Beispiel: M (Na2SO4) = [2  M (Na)] + M (S) + [4  M (O)]
= [2  22,99] + 32,06 + [4  16,00] =
= 142,04 g/mol
Die molare Masse einer ionischen Verbindung ist die Masse pro
Mol seiner Ionen (Formeleinheit).
n = m/M = 3,2 g / (63,54 g/mol) = 0,05 mol
N = n . NA = 0,05 mol  (6,02214  1023 mol-1) =
3,0  1022 Atome
Übungsbeispiel:
In der Natur kommen 2 Isotope des Chlors vor, nämlich Chlor-35
und Chlor-37. Die Masse eines Atoms Cl-35 ist 5,807  10-23 g
und die Masse eines Atoms Cl-37 ist 6,139  10-23 g.
Typischerweise kommt in der Natur 75,77% Chlor-35 und 24,23%
Chlor-37 vor. Berechnen Sie die molare Masse (Molmasse) einer
typischen Chlorprobe!
Lösung:
Die molare Masse einer molekularen Verbindung ist die Masse
pro Mol seiner Moleküle. Sie ist die Summe der molaren Masse
seiner Elemente.
Die Einheit der molaren Masse (Molmasse) ist in allen Fällen
Gramm pro Mol (g / mol).
Prinzipiell sollte in der Chemie nur mehr mit molaren Massen
(Molmassen) gearbeitet und gerechnet werden.
Zwei alte Begriffe sind dennoch noch sehr oft in Verwendung:
Atomgewicht:
Zahlenwert der molaren Masse eines Elements.
z.B. das Atomgewicht von Wasserstoff ist 1,0076.
Berechnung der durchschnittlichen Atommasse
(75,77/100)  (5,807  10-23 g) +
(24,23/100)  (6,139  10-23 g) = 5,887  10-23 g
Molekulargewicht oder Formelgewicht:
Molmasse (Cl) = Atommasse  NA
z.B. das Molekulargewicht von Wasser ist 18,02.
= 5,887 
10-23 g
= 35,45 g/mol
 (6,02214 
1023 mol-1)
=
Zahlenwert der molaren Masse eines Moleküls oder Ions.
Beachte: Obwohl von „-gewichten“ die Rede ist, sind Atomgewicht
und Molekulargewicht dimensionslos. Trotz weiter Verbreitung
sollten diese Begriffe nicht mehr Verwendung finden!
6
Übungsbeispiel:
Berechnen sie die Stoffmenge an Harnstoff, (NH2)CO(NH2), die
in 1 kg enthalten ist.
Es gilt:
M [(NH2)CO(NH2)] = 15,9994 g/mol + 12,011 g/mol +
(2  14,0067 g/mol) + (4  1,0079 g/mol) =
60,0554 g/mol
a
b
c
d
n = m / M = 1000 g / (60,0554 g/mol) = 16,65 mol.
Jede Probe enthält 1 mol einer ionischen Verbindung:
Übungsbeispiel:
(a) 58 g Steinsalz (NaCl)
(b) 100 g Calciumcarbonat (CaCO3)
Von Kaliumpermanganat, KMnO4, soll eine Stoffmenge von 0,1 mol
zur Herstellung einer Lösung vorbereitet werden. Wieviel Gramm
müssen eingewogen werden.
(c ) 278 g Eisen(II)sulfat-Heptahydrat (FeSO4.7H2O)
M (KMnO4) = 158,04 g/mol
(d) 78 g Natriumperoxid (Na2O2)
n = m / M bzw. m = n . M = (158,04 g/mol)  0,1 mol = 16 g
Übungsbeispiel:
Berechnen Sie die molare Masse von (a) Ethanol, C2H5OH, und
von (b) Kupfer(II)sulfat-Pentahydrat, CuSO4.5H2O.
(a) C2H5OH:
M (C2H5OH) = (2  12,011 g/mol) + (6  1,0079 g/mol) +
15,9994 g/mol = 46,07 g/mol
Gemische und Lösungen
Klassifizierung von Gemischen
Der Großteil der Materie besteht nicht aus reinen Elementen oder
reinen Molekülen, sondern aus Mischungen verschiedener
Reinsubstanzen. Beispiele: Luft, Boden, Blut, Meerwasser ....
Um Gemische quantitativ behandeln zu können, müssen neue
Größen, z.B. Stoffmengenkonzentration und Stoffmengenanteil
eingeführt werden.
(b) CuSO4.5H2O:
Begriffsklärungen:
M (CuSO4.5H2O) = 63,546 g/mol + 32,066 g/mol +
(9  15,9994 g/mol) +(10  1,0079 g/mol) =
249,68 g/mol
Verbindung: Ihre Zusammensetzung ist klar definiert. Durch
physikalische Techniken kann keine weitere Auftrennung mehr
erfolgen. Die Eigenschaften einer Verbindung (eines Moleküls)
unterscheiden sich von denen seiner Bausteine (= Elemente).
Frage:
Wie kann die Stoffmenge bestimmt werden,
wenn man die Zahl der Objekte (Atome, Ionen,
Moleküle) nicht zählen kann?
Antwort:
Die Masse der Probe, m, ist bestimmbar
(Waage!)
Stoffmenge (n) = Probenmasse (m) / Molmasse (M)
Gemisch: Die Komponenten eines Gemisches können durch
physikalische Techniken aufgetrennt werden. Die Zusammensetzung ist variabel. Die Eigenschaften eines Gemisches sind von
den Eigenschaften seiner Komponenten (= Verbindungen,
Moleküle) beeinflusst.
Heterogenes Gemisch: Bei einem heterogenen Gemisch sind die
verschiedenen Komponenten (Verbindungen, Moleküle, „Phasen“)
mit freiem Auge oder mit dem Mikroskop klar unterscheidbar.
Beispiele für heterogene Gemische sind Gesteine, Milch,
Organismen...
n=m/M
Granit ist eine heterogene Mischung
aus zahlreichen anorganischen
Verbindungen (Molekülen)
7
Lösungen sind homogene
Gemische, in denen eine
Komponente, das
Lösungsmittel (Solvens), in
großem Überschuss vorliegt.
Weitere Klassifizierung heterogener Gemische
Aggregatzustand
der Phasen
Bezeichnung
Beispiele
fest + fest
Gemenge
Granit, Sand und Salz
fest + flüssig
Suspension
Malerfarbe, Schlamm
flüssig + flüssig
Emulsion
Milch
fest + gasförmig
Aerosol
Rauch
flüssig + gasförmig
Aerosol
Nebel, Schaum
Wässrige Lösungen:
(siehe Biochemie)
Nichtwässrige Lösungen:
Organisches Lösungsmittel, z.B.
Tetrachlorethen, C2Cl4
Feste Lösungen:
Legierungen
(siehe Organische Chemie)
Bronze
Gemisch: Die Komponenten eines Gemisches können durch
physikalische Techniken aufgetrennt werden. Die Zusammensetzung ist variabel. Die Eigenschaften eines Gemisches sind von
den Eigenschaften seiner Komponenten (= Verbindungen,
Moleküle) beeinflusst.
Homogenes Gemisch: Bei einem homogenen Gemisch sind die
verschiedenen Komponenten weder mit dem Auge noch mit dem
Mikroskop voneinander unterscheidbar. Beispiele für homogene
Lösungen sind Zuckerlösungen (Zucker gelöst in Wasser),Wein,
Luft, Meerwasser.....
Homogene Gemische heißen auch Lösungen. Die Komponente im
Überschuss ist das Lösungsmittel (Solvens), die übrigen
Komponenten sind die gelösten Stoffe.
Lösungsmittel Wasser
Messing
Messing ist z.B. eine feste
Lösung von Zink in Kupfer oder
Bronze ist Lösung von Zinn in Kupfer
Gemische und Lösungen
Trenntechniken
Zur Trennung eines heterogenen Gemisches nutzt man die
unterschiedlichen physikalischen Eigenschaften seiner Komponenten.

Sortieren nach Farbe, Teilchengröße (Sieb), magnetischen
Eigenschaften, unterschiedl. Dichte usw.

Sedimentieren und Dekantieren. Trennung von
Suspensionen. Sedimentieren aufgrund der Schwerkraft
(Zentrifuge). Dekantieren durch Abgießen der flüssigen Phase.

Filtrieren. Abtrennung von festen Stoffen von
Flüssigkeiten oder Gasen.

Extraktion. Wenn von einem Gemenge zweier fester Stoffe
einer löslich ist.

Abdampfen, Trocknen. Wenn eine Phase leichter verdampfbar
ist.
Homogene Lösungen werden getrennt, indem man physikalische
Bedingungen ändert:
Drei Beispiele homogener Mischungen:
(a)
Luft ist eine homogene Mischung aus vielen Gasen, z.B.
N2, O2, CO2, Ar usw.
(b)
Kochsalz gelöst in Wasser besteht aus Na+-, Cl--Ionen
und H2O-Molekülen.
(c )
Viele Legierungen sind feste homogene Mischungen aus
zwei oder mehreren Metallen.

Extraktion. Ein gelöster Stoff kann aus einer (flüssigen) Lösung
entfernt werden, indem man ihn mit einer anderen (mit ihr nicht
mischbaren) Flüssigkeit durchschüttelt.

Kristallisation. Gelöste, in reinem Zustand feste Stoffe können
durch Kristallisation aus der Lösung ausgeschieden werden
(Abkühlen der Lösung, Verdampfen des Lösungsmittels usw.)

Destillation. Wenn die
Komponenten der Lösung
unterschiedliche Siedepunkte
haben.
8

Chromatographie. Auftrennung eines homogenen
Gemisches durch unterschiedliche Adsorption (oder Affinität)
an verschiedensten Trägermaterialen (= stationäre Phase).
Kennt man die Stoffmengenkonzentration, kann jederzeit auch die
Stoffmenge des gelösten Stoffes berechnet werden.
c = n / V bzw. n = c  V
Beispiel:
a
b
c
Papierchromatographie. Stationäre Phase = Papier.
10 g Saccharose (C12H22O11) werden in 200 mL Wasser aufgelöst.
Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration, c, der entstehenden
Lösung. Die molare Masse von Saccharose ist 342 g/mol.
Stoffmengenkonzentration c = n / V
(a) Probenauftragung in der Papiermitte
Stoffmenge n = m / M = 10 g / (342 g/mol) = 0,02924 mol
(b) Auftragung des Laufmittels (Wasser) in der Papiermitte
Stofmengenkonzentration = 0,02924 mol/ 0,200 L =
(c) Durch Kapillarkräfte breitet sich das Lösungsmittel nach außen aus und trennt
(aufgrund unterschiedlicher Adsorption seiner Komponenten zur stationären
Phase = Papier) das homogene Gemisch in seine Komponenten auf. Ein
Chromatogramm entsteht.

Isolierung einer Komponente aus einem homogenen
Gemisch durch spezifische chemische Reaktionen, z.B.
durch Niederschlagsbildung (Präzipitation). Eine (vorher)
gelöste Komponente „fällt aus“, d.h. sie bildet einen
„Niederschlag“.
Niederschlagsbildung aufgrund einer
chemischen Reaktion ist allerdings
keine Trennmethode im klassischen Sinn,
da aus einer Komponente eine neue
Verbindung entstanden ist.
c = 0,146 mol/L
Es ist zu beachten, dass die Stoffmengenkonzentration auf das
Volumen der Lösung und nicht des gelösten Stoffes bezogen ist!
Wie bereitet man eine Lösung bestimmter Molarität ?
Beispiel einer Niederschlagsbildung aufgrund
einer chemischen Reaktion durch Mischung
einer farblosen Lösung von Blei(II)nitrat,
Pb(NO3)2(aq), mit einer farblosen Lösung von
Kaliumiodid, KI(aq). Es bildet sich gelbes
Blei(II)iodid, PbI2(s) und Kaliumnitrat,
KNO3(aq).
Molarität, Molenbruch, Molalität
Stoffmengenkonzentration (Molarität)
Wie gibt man nun in der Chemie den Anteil (die „Konzentration“)
einer Komponente in einem homogenen Gemisch an? Beispiel: Wie
groß ist der Anteil von Kochsalz in einer wässrigen KochsalzLösung? Abhängig von der Anwendung sind in der Chemie
verschiedene Konzentrations-Einheiten in Gebrauch. Die häufigste
ist die Stoffmengenkonzentration (Molarität).
Die Stoffmengenkonzentration (Molarität) eines gelösten Stoffes
entspricht der Zahl der Mole (also der Stoffmenge) dividiert
durch das Volumen der Lösung.
Molarität (c) = Stoffmenge (mol) / Volumen (L) = n / V
Einheit der Molarität = 1 mol . L-1  1 M (sprich molar)
1.
Einwaage der
gewünschten Menge des
Stoffes
2.
Aufnahme und Lösung im
gewünschten
Lösungsmittel
3.
Auffüllen des
Lösungsmittels auf das
gewünschte Volumen
unter Verwendung von
sog. Erlenmeyerkolben.
Beispiel: Berechnen Sie die Stoffmenge an Saccharose in 15 mL einer
0,1 M Saccharose-Lösung!
Stoffmenge (Saccharose) = c  V = (0,1 mol/L)  (0,015 L)
= 1,5  10-3 mol
Beispiel: Wieviel Kupfer(II)sulfat-Pentahydrat muss eingewogen
werden, wenn 250 mL einer 0,0380 M CuSO4.5H2O Lösung
hergestellt werden sollen?
Lösung:
Welche Stoffmenge an CuSO4 .5H2O wird
gebraucht?
(0,0380 mol/L)  (0,250 L) = 9,50  10-3 mol
Die molare Masse von CuSO4 .5H2O = 249,68 g/mol
Benötigte Masse = (249,68 g/mol)  (9,50  10-3 mol)
= 2,37 g
9
Verdünnung
Übungsbeispiel:
Üblicherweise werden im Labor Reagenzien in konzentrierter
Form aufbewahrt (engl. stock solution).
Das Verdünnen von Lösungen im Labor ist daher ein oft und
präzise durchzuführender Vorgang.
Für exakte Verdünnungsschritte benötigt man

Erlenmeyerkolben (sind für bestimmte
Volumina kalibriert: Ringmarke)

Pipetten oder Büretten zum
exakten Transfer gewünschter
Volumina
Im Labor steht eine Flasche Kaliumpermanganat (KMnO4) der
Stoffmengenkonzentration 0,038 mol/L. Es sollen 250 mL einer
1,5  10-3 M KMnO4 Lösung dargestellt werden. Wieviel mL der
konzentrierten Lösung müssen in den 250 mL Erlenmeyerkolben
überführt werden?
Es gilt:
cinitial . Vinitial = cend . Vend
bzw.
Vinitial = (cend . Vend) / cinitial =
= [(1,5  10-3 mol.L-1)  (0,250 L)] / (0,038 mol.L-1)
= 9,87  10-3 L
Bürette
Von der konzentrierten Lösung müssen 9,87 mL entnommen, in den
Erlenmeyerkolben überführt und mit Wasser auf 250 mL aufgefüllt
werden.
Molarität, Molenbruch, Molalität
Stoffmengenanteil (Molenbruch)
Bei bestimmten chemischen Aufgabestellungen ist die Kenntnis
der relativen Anzahl der Moleküle jeder Komponente eines
Gemisches nötig.
Der Stoffmengenanteil (früher: Molenbruch) einer Substanz A in
einem Gemisch aus den Substanzen A und B, ist die Zahl der Mole
von A bezogen auf die Summe der Mole A und B:
Stoffmengenanteil (Molenbruch) von A = xA = nA / (nA + nB)
Vorgehensweise bei Verdünnungen:
(a)
(b)
Ein definiertes Volumen der konzentrierten Lösung
wird in einen Erlenmeyerkolben überführt und
dann mit dem Lösungsmittel (z.B. Wasser) bis zur
Ringmarke aufgefüllt.
Stoffmengenanteil (Molenbruch) von B = xB = nB / (nA + nB)
xA + xB = 1
xA = 1
Gemisch besteht nur aus A
xB = 1
Gemisch besteht nur aus B
xA = xB = 0,5 Gemisch besteht je zur Hälfte aus A und B
Schematische Darstellung des Stoffmengenanteils in einem Gemisch
Wie berechnet man das Volumen das zur Verdünnung notwendig
ist?
Verdünnung heißt, dass die
Stoffmengenkonzentration
geringer wird.
Zur gleichbleibenden
Stoffmenge wird mehr
Lösungsmittel gegeben =
Verdünnen.
Stoffmenge = Stoffmengenkonzentration  Volumen
Stoffmenge bleibt beim Verdünnen unverändert, daher gilt
ninitial = nend
cinitial . Vinitial = cend . Vend
xrot = 0,1
xrot = 0,5
xrot = 0,9
Übungsbeispiel: In einem Experiment zur Überprüfung der
Verbrennung verschiedener Kohlenwasserstoffe wurden 10,1 g
Benzen (C6H6, molare Masse 78,12 g/mol) und 25 g Methylbenzen
(Toluol, C6H5CH3, molare Masse 92,13 g/mol) vermischt. Wie groß
ist der Molenbruch jeder Komponente in diesem Gemisch?
n = m/M
n(C6H6) = 0,1290 mol und n(C6H5CH3) = 0,271 mol
x(C6H6) = 0,1290 mol / (0,1290 mol + 0,271 mol) = 0,323
x(C6H5CH3) = 0,271 mol / (0,1290 mol + 0,271 mol) = 0,677
10
Molarität, Molenbruch, Molalität
Molalität
Die Molalität eines gelösten Stoffes (A) ist die Zahl der Mole dieses
Stoffes bezogen auf die Masse des Lösungsmittels (LM) in kg:
Molalität von A = Stoffmenge von A (mol) / Masse des LM (in kg)
Beispiel: Berechnen Sie die Molalität von Saccharose (C12H22O11)
einer Saccharoselösung der Stoffmengenkonzentration 1,06 mol/L,
wenn die Dichte dieser Lösung bekannt ist (1,14 g/cm3 bzw. 1,14
g/mL).
Lösung:

Die Masse von 1 L der Lösung = (1,14 g/mL)  (1  103 mL)
= 1,14 kg

Die Stoffmenge des gelösten Stoffes in 1 L der 1,06 M
Lösung ist 1,06 mol. Die molare Masse von Saccharose ist
342,3 g/mol.

Die Masse an Saccharose in einem Liter Lösung ist daher
(1,06 mol)  (342,3 g/mol) = 363 g = 0,363 kg

Die Masse von Wasser in 1 Liter Lösung ist daher
1,14 kg - 0,363 kg = 0,78 kg

Molalität = 1,06 mol / 0,78 kg = 1,4 mol/kg = 1,4 m
Einheit = mol/kg oder m (molal)
Herstellung einer Lösung bestimmter
Molalität. Die Masse des zu lösenden
Stoffes als auch des LM muss vor
dem Mischen durch Wägung
bestimmt werden.
Übungsbeispiel:
Berechnen Sie die Molalität einer Kochsalzlösung, wenn 10,5 g
NaCl in 250 g Wasser gelöst wurden.
Lösung:
Ermittlung der Stoffmenge von Natriumchlorid (n = m/M)
Molare Masse M = 58,77 g/mol
Stoffmenge Natriumchlorid = 10,5 g / (58,77 g/mol) = 0,18 mol
Molalität = 0,18 mol / 0,250 kg = 0,719 mol/kg = 0,719 m
Molarität, Molenbruch, Molalität
Dichte
Wenn die Stoffmengenkonzentration in die Molalität
umgewandelt werden soll, muss die Masse der Lösung bekannt
sein. Mit Hilfe der Dichte kann aus dem Volumen die Masse der
Lösung errechnet werden (oder umgekehrt).
Dichte (d) = Masse / Volumen
Einheit von d = g/cm3 bzw. g/mL
Manchmal benötigt man bei der Durchführung von chemischen
Versuchen die Angaben des Massenanteils in Prozent eines
bestimmten gelösten Stoffes.
Beispiel: Berechnen Sie den Massenanteil (%) an Natriumchlorid
einer 0,500 m NaCl-Lösung?
Lösung:

Die Stoffmenge an NaCl ist 0,5 mol

Die molare Masse von NaCl = 58,44 g/mol

Die vorhandene Masse an NaCl in der Lösung ist
0,5 mol  (58,44 mol/l) = 29,2 g

Die gesamte Masse der Lösung ist 1000 g + 29,2 g = 1029 g

Der Massenanteil an Natriumchlorid ist daher
(29,2 g/1029 g)  100% = 2,84%
Übungsbeispiel: Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration
von Natriumchlorid in einer Lösung von 12 g NaCl in 259 mL
Wasser.
Lösung:
Stoffmengenkonzentration = Stoffmenge (n) / Volumen (V)
Molare Masse von NaCl (siehe Periodensystem) = 22,989 g/mol
+ 35,453 g/mol = 58,442 g/mol
Stoffmenge = 12 g / (58,442 g/mol) = 0,20533 mol
Stoffmengenkonzentration (Molarität) = 0,20533 mol / 0,259 L
= 0,793 mol / L = 0,793 M
11
Übungsbeispiel: In einem Labor ist Essigsäure der Konzentration
0,0380 mol/L verfügbar. Wie muss das zu entnehmende Volumen
sein, wenn eine Stoffmenge von 0,76 mmol benötigt wird.
Es gilt:
1 mmol = 10-3 mol
Übungsbeispiel: Berechnen Sie die Molalität an Kaliumchlorat
(KClO3) einer Lösung, die durch Auflösen von 7,36 g KClO3 in
200 g Wasser hergestellt wurde.
Lösung:
0,76 mmol = 7,6  10-4 mol
Berechnung der Stoffmenge (n = m/M) von Kaliumchlorat.
c=n/V
Molare Masse von Kaliumchlorat = 122,5 g/mol
bzw.
V= n/c
V = n / c = (7,6  10-4 mol) / (0,0380 mol/L) =
Stoffmenge n = 0,06 mol
V = 2  10-2 L = 20 mL
Molalität = 0,06 mol / 0,2 kg = 0,3 mol/kg = 0,3 m
Übungsbeispiel: Berechnen Sie das Volumen einer 0,0155 M
Salzsäure, HCl(aq), das zur Herstellung von 100 mL einer
5,23  10-4 M HCl (aq) benötigt wird.
Übungsbeispiel: Schwefelsäure wird in Batterien meist in der
Stoffmengenkonzentration 4,27 mol/L eingesetzt. Die Dichte dieser
Lösung ist 1,25 g/cm3. Wie groß ist die Molalität von H2SO4(aq) in
dieser Lösung?
Es gilt:
Lösung:
cinitial . Vinitial = cend . Vend
bzw.
Vinitial = (cend . Vend) / cinitial =
= (5,23 
10-4
mol.L-1)
 (0,100 L) / (0,0155
mol.L-1)
= 3,37  10-3 L
Von der konzentrierten Lösung müssen 3,37 mL entnommen, in den
Erlenmeyerkolben überführt und mit Wasser auf 100 mL aufgefüllt
werden.
Übungsbeispiel: Berechnen Sie den Stoffmengenanteil
(Molenbruch) jeder Komponente einer Lösung aus 52 g CH3COOH
(Essigsäure) und 100 g Wasser.
Lösung:
Mit Hilfe des Periodensystems wird die molare Masse von
Essigsäure und Wasser berechnet.
M(CH3COOH) = 60,01 g/mol

Die Masse von 1 L der Lösung = (1,25 g/mL)  (1  103 mL)
= 1,25 kg

Die Stoffmenge des gelösten Stoffes in 1 L der 4,27 M
Lösung ist 4,27 mol. Die molare Masse von Schwefelsäure ist
98,08 g/mol.

Die Masse an H2SO4 in einem Liter Lösung ist daher
(4,27 mol)  (98,08 g/mol) = 418,8 g = 0,4188 kg

Die Masse von Wasser in 1 Liter Lösung ist daher 1,25 kg 0,4188 kg = 0,83 kg

Molalität = 4,27 mol / 0,83 kg = 5,14 mol/kg = 5,14 m
Übungsbeispiel: Welches Volumen einer wässrigen NatriumkarbonatLösung, Na2CO3(aq), der Stoffmengenkonzentration 0.778 mol/L muss
mit Wasser auf 150 mL verdünnt werden, damit eine Lösung mit einer
Stoffmengenkonzentration von 0,0234 mol/L entsteht?
Lösung:
c1.V1 = c2.V2
und V1 = (c2.V2) / c1 = (0,0234 mol L-1  0,150 L) / (0.778 mol L-1) =
M(H2O) = 18,01 g/mol
V1 = 0,0045 L = 4,5 mL
n = m/M
Man muss 4,5 mL der konzentrierten Lösung entnehmen, in einen
150 mL Erlenmeyerkolben überführen, mit Wasser mischen und
schließlich exakt bis zur Ringmarke auffüllen.
n(CH3COOH) = 0,87 mol
n(H2O) = 5,55 mol
x(CH3COOH) = 0,87 mol / (0,87 mol + 5,55 mol) = 0,135
x(H2O) = 5,55 mol / (0,87 mol + 5,55 mol) = 0,865
12
Übungsbeispiel: Für ein Experiment werden 60 mL Natronlauge,
NaOH(aq), der Stoffmengenkonzentration 0,5 mol/L benötigt. Im
Übungssaal gibt es aber nur Natronlauge der Stoffmengenkonzentration 2,5 mol/L. Wie können Sie die gewünschte Lösung
erhalten?
Lösung:
c1.V1 = c2.V2
und V1 = (c2.V2) / c1 = (0,5 mol L-1  0,060 L) / (2,5 mol L-1) =
V1 = 0,012 L = 12 mL
Man muss 12 mL der konzentrierten Lösung entnehmen und exakt
auf 60 mL mit Wasser auffüllen.
Nach Plancks Betrachtungen korreliert die Energie E der
elektromagnetischen Strahlung mit der Frequenz  durch
E=h
(h = Plancksches Wirkungsquantum = 6,626  1034 Js)
Da die Ausbreitung der elektromagnetischen Strahlung im Vakuum mit
c = 2,998  108 ms-1 konstant ist, korreliert die Wellenlänge mit der
Frequenz durch
 =c/
(= Wellenlänge)
E = (h  c) / 
In der optischen Spektroskopie ist es oft üblich, die Energie der
elektromagnetischen Strahlung durch die reziproke Wellenlänge als
Wellenzahl (Einheit: cm-1) auszudrücken (siehe Infrarot-Spektroskopie)
=1/
E=hc
Übungsbeispiel: Die Dichte einer Ammoniumsulfatlösung,
(NH4)2SO4(aq), der Stoffmengenkonzentration von 0,35 mol/L beträgt
1,027 g/mL. Bestimmen Sie die Molalität und den Stoffmengenanteil
(Molenbruch) von Ammoniumsulfat in der Lösung.
Der Energiezustand eines Atoms, Ions oder Moleküls setzt sich aus
diskreten elektronischen Zuständen (siehe UV/VIS-Spektroskopie)
und aus diskreten Schwingungs- und Rotationszuständen zusammen.
Lösung:
Schwingungszustände entsprechen der Energie von interatomaren
oder intermolekularen Vibrationen.
Die Masse von 1 L der Lösung = (1,027 g/mL)  (1  103 mL)
= 1,027 kg
Die Stoffmenge des gelösten Stoffes in 1 L der 0,35 M Lösung ist
0,35 mol. Die molare Masse von Ammoniumsulfat ist 132,084 g/mol.
Die Masse an Ammoniumsulfat in einem Liter Lösung ist daher
(0,35 mol)  (132,084 g/mol) = 46,23 g. Die Masse von Wasser in
1 Liter Lösung ist daher 1,027 kg - 0,04623 kg = 0,981 kg
Molalität = 0,35 mol / 0,981 kg = 0,36 mol/kg = 0,36 m
n(Ammonsulfat) = 0,35 mol;
n(H2O) = m/M = 981 g/(18 g.mol-1) = 54,5 mol
Rotationszustände entsprechen der Energie von Drehungen der
Moleküle um ihren eigenen Schwerpunkt.
Aus technischen Gründen ist es nicht möglich, das gesamte
elektromagnetische Spektrum kontinuierlich mit einem Gerät zu
erfassen (unterschiedliche Lichtquellen, optische Materialen für
Fenster oder Küvetten, sowie unterschiedliche Lichtleiterelemente
und Detektoren).
x(Ammoniumsulfat) = 0,35 mol / (0,35 mol + 54,5 mol) = 0,0064
UV-Vis Spektroskopie
Das elektromagnetische Spektrum
Der Begriff elektromagnetische Strahlung umfasst den gesamten
Spektralbereich von der kosmischen Strahlung mit 1023 Hz bis zu
Radiowellen mit einer Frequenz von einigen Hertz.
Analytische Methoden, die unter der Bezeichnung optische Spektroskopie
zusammengefasst sind, erstrecken sich üblicherweise vom ultravioletten bis
in den infraroten Bereich.

Die Quantentheorie besagt, dass einzelne Materieteilchen wie
Atome, Ionen oder Moleküle nur in diskreten Zuständen existieren
können.

Diese Zustände werden durch definierte Energiebeträge (quantisierte
Zustände) charakterisiert.

Absorptions- oder Emissionsvorgänge ändern diesen energetischen
Zustand. Absorptions- oder Emissionsvorgänge sind daher als
Aufnahme oder Abgabe von genau definierten, diskreten
Energiebeträgen zu betrachten, die exakt der Energiedifferenz
zwischen energetischen Zuständen entsprechen.
1 Å = 10-10 m = 10-8 cm
1 nm = 10-9 m = 10-7 cm
1 µm = 10-6 m = 10-4 cm
13
Spektroskopie im ultravioletten und im sichtbaren Bereich beruht auf
der spezifischen Lichtabsorption durch Moleküle im Frequenzbereich
von

170 bis 400 nm (ultravioletter oder UV-Bereich) und von

400 bis 780 nm (sichtbarer oder “visible”, VIS-Bereich).
Licht in diesem Spektralbereich regt Elektronen zum Übergang vom
Grundzustand in einen angeregten Zustand an (siehe Atombau).
Das resultierende Spektrum, das üblicherweise der Intensität der
Absorption entspricht, liefert qualitative Information über
absorbierende funktionelle Gruppen und in der Folge über die
entsprechende Molekülart.
Quantitative Information über die Stoffmengenkonzentration der
Teilchen kann durch die Beziehung zwischen Absorption und
Konzentration entsprechend dem Beer’schen Gesetz (siehe unten)
gewonnen werden.
Spektroskopische Methoden im UV/VIS Bereich gehören zu den am
häufigsten angewandten analytischen Methoden zur Analyse von
Molekülen. Die häufigste Methode ist die Absorptionsspektroskopie.
Vorteile:
Quantitative Analyse von Elementen und
Verbindungen
Der Zusammenhang zwischen Absorption und Analytkonzentration
wurde basierend auf diesen Voraussetzungen von Lambert, Beer und
Bouger formuliert.
Die Abnahme der
Intensität dI ist
proportional zur
entsprechenden
Intensität I und zur
optischen Weglänge
dx, welche der
Ausbreitungsstrecke
der Strahlung im
Medium entspricht:
dI  I  dx
Durch Einführung des stoffspezifischen Absorptionskoeffizienten (), auch
Extinktionskoeffizient
genannt, ergibt sich aus
dI  I  dx
Hohe Genauigkeit bei etablierter Methode
dI  ()  I  dx
Billige Geräte
Günstige Analysenmethode für Routineuntersuchungen
Anwendungsbereich: 10-2 bis 10-7 mol/L
Nachteil:
Beschränkte Selektivität
Kalibrationskurven sind über einen weiten
Konzentrationsbereich nicht linear
Absorptionsspektroskopie
Das Ziel ist es, die Menge an Licht zu bestimmen, die bei einer
bestimmten Wellenlänge  durch ein Medium hindurchgelassen
wird.
Man korreliert die Intensität der einfallenden Strahlung (Io) mit der
Intensität der aus der Probe (Küvette mit der Schichtdicke d)
austretenden Strahlung (I).
Voraussetzungen für einen linearen Zusammenhang sind u.a.:
Wenn die Proportionalität zur
Stoffmengenkonzentration, c,
in die Formel eingebracht wird, erhält man das Gesetz von Lambert,
Beer und Bouger (meist abgekürzt als Beer’sches Gesetz bezeichnet):
dI = ()  c  I  dx
Integriert man die Länge des optischen Weges d, der meist der
Probendicke oder den Küvettenmaßen entspricht, erhält man die
Abnahme der Lichtintensität mit der optischen Weglänge:
dI = ()  c  I  dx
I
d
 dI/I =  ()  c  dx
Io
0
d
optische Weglänge (Küvettendicke)
in cm
I
Intensität an der Stelle x=d
Io
ursprüngliche Intensität

Die einfallende Strahlung ist monochromatisch und
gebündelt
I = Io  exp [- (()  c  d)]

Die Probe ist homogen (molekular dispers)

log10 (I/Io) = - (()  c  d  log10e)
Es treten keine intermolekularen Wechselwirkungen
zwischen den Analytmolekülen und den
Lösungsmittelmolekülen auf. Die Konzentration der Probe
sollte daher gering sein (< 0,01 mol/L)
mit
oder
() = ()  log10e
log10 (I/Io) = - (()  c  d)
14
log10 (I/Io) = - (()  c  d)
(
molarer dekadischer Extinktionskoeffizient
(Einheit: M-1 cm-1 oder L mol-1 cm-1)
T() = I/Io
T)
daher
Wellenlängenselektor
Probe
log10 T() = - (()  c  d)
Transmission der Probe
A() = - log10T() = log10 (Io/I) = ()  c  d
A()
Absorbanz oder Absorption oder Extinktion der Probe
A() = ()  c  d
Die Absorption ist also (im Gegensatz zur Transmission) direkt
proportional zur Konzentration, und ermöglicht daher aufgrund des
linearen Verhaltens eine einfachere Bestimmung der Konzentration
mit Hilfe einer Kalibrationskurve.
Typische dispersive UV/VIS-Spektrometer (Ein- oder
Zweistrahlspektrometer) enthalten ein Gitter als streuendes Element
(Monochromator).
In nicht-dispersiven UV/VIS-Spektrometern (Ein- oder
Zweistrahlspektrometer) kommen anstelle des dispersiven Elements
optische Filter zum Einsatz. Diese Geräte werden als Photometer
bezeichnet und kommen ebenso in der Ein- und Zweistrahlbauweise
zum Einsatz.
T
Besteht aus polychromatischer Lichtquelle, Monochromator
(dispersiv) zur Auswahl der Wellenlänge und Photodetektor.
A() = - log10T() = ()  c  d
und
T(%) = (I/Io)  100
Probe und Referenzwert werden hintereinander gemessen. Zuerst
wird bei geschlossener Apparatur 0% Transmission, und dann mit
einer Küvette, die nur Lösungsmittel enthält, auf 100%
Transmission eingestellt. Zuletzt wird die Probe unter
Verwendung derselben Küvette gemessen.
Da UV/VIS-Spektrometer häufig verwendete Geräte in der
Routineanalytik sind, gibt es eine große Bandbreite an Geräten und
Anwendungen. Diese reichen von glasfasergekoppelten Handgeräten ohne
bewegliche Teile bis zu hochauflösenden Laborgeräten:
1. Einstrahlphotometer mit z.B. Gittermonochromator und einem
Küvettenhalter. Das Licht der Lampe wird vor dem Durchgang durch die
Probenzelle gestreut.
2. Zweistrahlphotometer mit z.B. Gittermonochromator und zwei
Probenhaltern zur simultanen Messung von Analyt und Referenzprobe.
Das Licht der Lampe wird vor dem Durchgang durch die Proben- und
Referenzzelle gestreut.
3. Mehrkanalspektrometer mit einem Dioden-Array-Detektor zur
simultanen Messung mehrerer Wellenlängen. Alle Wellenlängen
durchdringen gleichzeitig die Probe. Das dispergierende Element befindet
sich zwischen der Probe und dem Array-Detektor.
Einsatz eines drehbaren halbdurchlässigen Spiegels, um die
Strahlung nach Wahl der Wellenlänge abwechselnd durch den
Referenzkanal und den Probenkanal zu schicken.
15
Übungsbeispiel: Eine Flasche Cyclohexan ist mit Benzen
kontaminiert. Bei 260 nm ist der molare dekadische
Extinktionskoeffizient von Benzen 230 M-1 cm-1 und der von
Cyclohexan sei Null. Das aufgezeichnete UV/VIS-Spektrum des
kontaminierten Cyclohexans zeigt bei 260 nm eine Absorption von
0,030 (Küvettendicke 1 cm).Wie groß ist die
Stoffmengenkonzentration des Benzens in diesem Gemisch?
Lösung:
A() = ()  c  d
A(260 nm) = 0,03 = 230 (Lmol-1cm-1)  c (mol/L)  1 (cm)
c = (0,03) / (230  1) = 0,0001304 mol/L = 130,4 µmol /L
Weitere typische Prüfungsfragen:
Calciumhydroxid [Ca(OH)2] wird zur Neutralisierung von sauren
Böden verwendet. Wenn 5 kg ausgebracht werden, welcher
Stoffmenge entspricht das? Rechenvorgang nachvollziehbar
darstellen!
Mehrkanal-UV/VIS-Spektrometer, die Photodioden-Arrays (PDAs)
als Detektoren verwenden, sind die modernsten Spektrometer
(Spektralbereich: 200 – 1000 nm). Das Licht durchdringt die Probe
und wird anschließend mit einem Beugungsgitter analysiert. Die
aufgetrennten Wellenlängen treffen dann auf unterschiedliche Pixel
des Array-Detektors auf. Ein Array-Detektor besteht aus 64 bis 4096
Photodioden, die monolithisch in einen Siliciumchip mit einer Länge
von 1 bis 6 cm integriert sind.
Für eine Untersuchung werden 2,55 mmol Salzsäure, HCl(aq),
benötigt. Im Labor findet sich eine Salzsäurelösung der
Stoffmengenkonzentration 0,358 mol/L. Welches Volumen muss
aus dieser Lösung entnommen werden, um die gewünschte
Stoffmenge zu erhalten? Rechenvorgang nachvollziehbar
darstellen!
Benennen Sie folgende Verbindungen bzw. Ionen:
NO3HNO2
Absorptionsspektrum von Chlorophyll a (rot) und
Chlorophyll b (blau)
HSO4PO43-
ClO4HCO3-
NaBr
NH3
CaO
N 2O
SO32-
SO42-
HSO3-
ClO-
ClO3Br-
CNNO2
Welches Volumen einer Glucose-Lösung der Stoffmengenkonzentration 1,25  10-3 mol/L müssen Sie entnehmen,
damit eine Lösung die Stoffmenge 1,44  10-6 mol an
Glucose enthält?
16
Benennen Sie folgende Ionen bzw. Verbindungen bzw. geben
sie die Formel an:
Perchlorsäure
Kohlensäure
Blausäure
Bromsäure
Perbromsäure
NO
N2O5
HNO3
CO
NO2
HCO3-
Salpetrige Säure
Schwefelsäure
Iodwasserstoffsäure
Bromige Säure
Hypobromige Säure
NO2NO3H2CO3
CO2
CO32H2PO4-
Berechnen Sie die Stoffmenge von
Ag+-Ionen in 2,0 g AgCl
Cl--Ionen in 4,19 mg FeCl3
H2O in 5 g La2(SO4)3.9 H2O
Die Dichte einer Ammoniumsulfat-Lösung, (NH4)2SO4(aq), der
Stoffmengenkonzentration von 0,35 mol/L ist 1,027 g/mL.
Berechnen Sie die Molalität und den Stoffmengenanteil
(Molenbruch) von (NH4)2SO4(aq) in dieser Lösung!
Benennen Sie die Verbindungen
FeCl2.2H2O
AuCl3
N 2O 5
NI3
ClO2
H2TeO4
CaS
XeF4
Na3AsO4
SF4
AsBr3
CaSeO3
Schreiben Sie die richtigen Summenformeln folgender
Verbindungen an:
Eisen(I)bromid
Schwefelige Säure
Hydrogensulfat-Ion
Phosphat-Ion
Hypochlorige Säure
Stickstoffdioxid
Eisen(II)chlorid
Schwefelsäure
Dihydrogenphosphat-Ion
Perchlorat-Ion
Nitrit-Ion
Salpetrige Säure
Berechnen Sie die Masse an wasserfreiem
Kupfer(II)sulfat, die zur Herstellung von 250 mL einer
Kupfer(II)sulfat Lösung [CuSO4(aq)] der
Stoffmengenkonzentration von 0,2 mol/L benötigt wird!
Rechenvorgang nachvollziehbar darstellen!
Ein Chemiker löst 1,230 g KCl in 150 mL Wasser auf.
Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration von KCl! Wie
groß wäre die Stoffmengenkonzentration, wenn diesselbe Masse
in 500 mL aufgelöst wird?
Wie sind heterogene Gemische klassifiziert? Führen Sie jeweils
die Aggregatzustände, die Bezeichnung des jeweiligen
heterogenen Gemisches sowie ein passendes Beispiel an!
Im Labor steht eine Flasche Salzsäure, HCl(aq) der
Stoffmengenkonzentration 0,05 mol/L. Es sollen 250 mL einer
Salzsäure der Stoffmengenkonzentration 0,008 mol/L hergestellt
werden. Wieviel mL der konzentrierten Lösung müssen in den
250 mL Erlenmeyerkolben überführt werden? Rechenvorgang
nachvollziehbar darstellen!
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