Anorganische Chemie – Teil I

Transcrição

Anorganische Chemie – Teil I
IInhalt
h l
1. Einführung
2. Stoffe und Stofftrennung
g
3. Atome und Moleküle
4. Der Atomaufbau
5
5.
I
Ionenbindung
bi d
und
dS
Salze
l
6. Atombindung
7. Metallbindung
8. Das chemische Gleichgewicht
9. Säuren und Basen
10 Redox-Reaktionen
10.
Redox Reaktionen
Chemie für Physiker
Prof. Dr. T. Jüstel
Allg. und Anorganische Chemie
Folie Nr. 1
Literatur
Einführend
Ei
füh d
• E. Riedel, Allgemeine und anorganische Chemie
deGruyter, 7. Auflage 1999
• C.E. Mortimer, U. Müller, Chemie
Thieme, 8. Auflage 2003
• P.W. Atkins, J.A. Beran, Chemie – einfach alles
Wiley-VCH, 2. Auflage 1998
• M. Binnewies, M. Jäckel, H. Willner, G. Rayner-Canham, Allgemeine und Anorganische
Chemie, Spektrum, 1. Auflage 2004
Weiterführend
• E. Riedel,, Anorganische
g
Chemie
• A.F. Hollemann, N. Wiberg, Lehrbuch der anorganischen Chemie
• J.E. Huheey, E.A. Keiter, R. Keiter, Anorganische Chemie
Folie Nr. 2
1. Einführung
Was ist Chemie?
„Die Chemie ist die Lehre von den Stoffen, von ihrem Aufbau, ihren Eigenschaften,
und von den Umsetzungen, die andere Stoffe aus Ihnen entstehen lassen“
(Linus Pauling 1956)
Beispiel
SiO2 + 2 Mg
Natürliche Quarzkristalle
2 MgO + Si (Pulver)
Chemischer Prozess
(z.B. Reduktion)
Si (Einkristall, Wafer)
Physikalischer Prozess
(z.B. Rekristallisation)
12‘‘ Wafer für die Halbleiterproduktion
Folie Nr. 3
1. Einführung
Die Chemie ist eine bis heute exponentiell wachsende Wissenschaft!
Anzahl der in den Chemical Abstracts (CA) bis 2003 referierten wissenschaftlichen
Originalarbeiten:
~ 26 Millionen Abstracts
Zeitliche Entwicklung der
Veröffentlichungen pro Jahr
1830
400
1930
55000
1985
460000
1995
700000
2001
755000
Seit 27.05.2011 mehr als 60
Millionen Verbindungen und
Bio-sequenzen
q
in CA Datenbank registriert
Biosequenzen
Polymere
Legierungen
Organische
Anorganische
Koordinationsverbindungen
41%
3%
2%
47%
2%
5%
Folie Nr. 4
Als Stoffe
Al
S ff bezeichnet
b i h
man Körper,
Kö
deren
d
chemische
h i h und
d physikalische
h ik li h Ei
Eigenschaften von Größe und Gestalt bzw. Form unabhängig sind
Beispiel: Edelstahl  Bohrer, Messer, Rahmen, Schere, Schreibfeder....
St ff
Stoffe
Heterogene Systeme
(mikroskopisch unterscheidbar)
Fest fest
Fest-fest
Gemenge (Granit)
Fest-flüssig
Suspension (Kalkmilch)
Fest-gasförmig Aerosol (Rauch)
Flüssig-flüssig Emulsion (Milch)
Flüssig-gasför. Aerosol (Nebel, Schaum)
Homogene Systeme
(mikroskopisch einheitlich)
Legierungen (Messing)
Lösungen (Kochsalzlösung)
Lösungen (Ethanol in Wasser)
Lösungen (Sauerstoff in Wasser)
Reine Stoffe
Folie Nr. 5
Physikalische Trennung heterogener Systeme
1
1.
2.
Dichteunterschiede
fest-fest
Aufschlämmen (Goldwäscherei)
fest-flüssig
Sedimentation (1 G)
Zentrifugation (- 104 G)
flüssig-flüssig
Scheiden (Scheidetrichter)
Teilchengrößenunterschiede
fest-fest
Sieben
Sedimentation
fest-flüssig
Filtrieren (Glasfiltertiegel)
fest-gasförmig
Filtrieren (Luftfilter)
L i ht
Leichtere
Flü
Flüssigkeit
i k it
Schwerere Flüssigkeit
Glasfiltertiegel
g
Glasfritte
Stopfen
Saugstutzen
Saugflasche
Filtrat
Folie Nr. 6
Z l
Zerlegung
homogener
h
Systeme
S t
1.
2.
Physikalische Methoden
Verdampfen und Kondensation:
Destillation:
Abkühlen:
Kondensation und Verdampfen:
Adsorption und Desorption
Gaschromatografie
Flüssigkeitschromatografie
Papierchromatografie
Zentrifugation (von Gasen)
Chemische Methoden
Fäll ngsreaktionen
Fällungsreaktionen
Gasreinigung
Meerwasser  Regenwasser
Ethanol/H2O  Ethanol + H2O
Salzlösungen  Salzkristalle
Luft  N2, O2, Edelgase
Lösung verdampfbarer Substanzen
Lösung fester Substanzen
Lösung fester Substanzen (ß-Carotine)
235/238UF  235UF + 238UF
6
6
6
Mg2+, Hg2+ (aq) + S2-  HgS + Mg2+ (aq)
Trocknung von Edelgasen oder N2 über
Phosphorpentoxid
P4O10 + 6 H2O  4 H3PO4
Folie Nr. 7
Ei il
Einteilung
der
d Stoffe
S ff
Heterogene
g
Stoffe
Homogene Stoffe
1. Lösungen
2 Reine
2.
R i Stoffe
St ff
a. Verbindungen
b. Elemente
Stoffaufbau aus verschiedenen Phasen
Stoffausbau aus einer einzigen Phase
Phasenaufbau aus verschiedenen Molekülarten
Ph
Phasenaufbau
fb aus einer
i
einzigen
i i
Molekülart
M l kül t
Molekülaufbau aus verschiedenen Atomarten
Molekülaufbau aus einer einzigen Atomart
Alle chemischen Verbindungen lassen sich durch Dissoziationsprozesse bei
genügend hohen Temperaturen in die einzelnen Elemente zerlegen:
2 HgO
MgO
400 °C
6000 °C
2 Hg + O2
Mg + O (Keine Bildung von O2, da Sauerstoff bei 6000 K fast
g
zu 100% dissoziert vorliegt
Folie Nr. 8
3. Atome und Moleküle
Gliederung
3.1
Gesetz von der Erhaltung der Massen
32
3.2
Dalton‘sche
Dalton
sche Atomhypothese
3.3
Volumenverhältnisse bei chemischen Reaktionen
3.4
Relative Atommassen
3.5
Molare Massen
3.6
Absolute Atommassen
Folie Nr. 9
3.1 Gesetz von der Erhaltung der Massen
Bei allen chemischen Reaktion bleibt die Gesamtmasse der Reaktionsteilnehmer
konstant (Laurent Lavoisier 1774)
Experimentelle Bestätigung durch genaue Messungen der Masse von Edukten und
Produkten (Hans Landolt, 1908)  Massenänderung < 10-5%
Aber: Chemische Reaktionen sind von Energieumsatz E begleitet
Energie/Masse Äquivalenz:
E = mc2
(Albert Einstein 1915)
Stark exotherme Reaktion: E = 500 kJ  Massenänderung ~ 10-9%
 Massenänderung bei chemischen Reaktionen liegen jenseits der erreichbaren
Wägegenauigkeit
Folie Nr. 10
3.2 Dalton‘sche Atomhypothese
A
Atome
als
l kleinste
kl i
Teile
T il der
d Materie
M
i (John
(J h Dalton
D l
1808)
1.
2.
3
3.
Elemente sind nicht bis ins unendliche teilbar,, sondern bestehen aus kleinsten,,
nicht weiter zerlegbaren Teilchen, den sogenannten Atomen
Alle Atome eines Elementes sind gleich (Masse und Gestalt)
Atome verschiedener Elemente haben unterschiedliche Eigenschaften
2A+B
A+B
2A+3B
A+2B
2A+5B
usw.
 A2B
 AB
 A2B3
 AB2
 A2B5
Relative Atommassen sind so nicht bestimmbar, da noch unbekannt ist,
in welchem Zahlenverhältnis sich die Atome zu Verbindungen
g vereinigen
g
Folie Nr. 11
3.3 Volumenverhältnisse bei chemischen Reaktionen
Beobachtung an Gasen
Jede Menge eines Stoffes entspricht,
entspricht wenn der Stoff gasförmig ist oder sich verdampfen lässt, bei bestimmten Druck und bestimmter Temperatur ein bestimmtes
Gasvolumen!
Stöchiometrische Massengesetze  Volumengesetze
 Das Volumenverhältnis zweier sich zu einer chemischen Verbindung
vereinigender
ve
e ge de ggasförmiger
sö
ge Elemente
e e e ist
s konstant
o s
u
und
d lässt
ss ssich
c du
durch
c eeinfache
c e
ganze Zahlen darstellen.
Beispiele
2 Volumina Wasserstoff + 1 Volumen Sauerstoff  2 Volumina Wasserdampf
1 Volumen Wasserstoff + 1 Volumen Chlor  2 Volumina Chlorwasserstoff
Folie Nr. 12
3.4 Relative Atommassen
Die relativen
Di
l i
Atommassen
A
ergeben
b sich
i h aus den
d experimentell
i
ll bestimmten
b i
MassenM
verhältnissen bei chemischen Reaktionen (siehe Kapitel 3.2)
Massenverhältnis im Wasser:
Atomzahlverhältnis Wasser:
H/O
H2O
= 1:7.936
 1 O = 15.872 H
Definition eines Bezugspunkt notwendig:
Das Kohlenstoffisotop 12C wurde 1961 von der IUPAC als Bezugspunkt gewählt
und hat die relative Atommasse Ar = 12.000
Element
Wasserstoff
Chlor
Sauerstoff
Stickstoff
Kohlenstoff
Rel. Atommasse Ar
Rel
1.008 u
35.453 u
15.999 u
14.007 u
12 011 u
12.011
Definition der Atommasseneinheit:
1 u = 1/12 m(12C-Atom)
Elemente bestehen aus mehreren Isotopen!
Kohlenstoff enthält z.B. auch 13C und 14C
Ar (C) > 12
Folie Nr. 13
3.5 Molare Massen
Die Menge
Di
M
in
i Gramm
G
eines
i
Elementes,
El
die
di dem
d
Zahlenwert
Z hl
der
d relativen
l i
AtomA
masse entspricht, enthält stets die gleiche Zahl von Atomen, nämlich NA Atome
Die Masse eines Mols nennt man die molare Masse M. Die Stoffmenge ergibt sich
demnach zu:
n = m/M
Die entsprechende Teilchenzahl ist:
N=
n.NA
M = Molare Masse [g/mol]
m = Masse [g]
n = Stoffmenge [mol]
NA = Avogadro-Konstante [Teilchen/mol]
N = Teilchenzahl
Berechnung von molaren Massen:
M(H2O) = 2 M(H) + M(O) = 2*1.008 g/mol + 15.999 g/mol = 18.015 g/mol
M(CO2) = M(C) + 2 M(O) = 12.011
12 011 g/mol + 22*15
15.999
999 g/mol = 44.009
44 009 g/mol
Folie Nr. 14
3.6 Absolute Atommassen
Die absoluten
Di
b l
Atommassen
A
ergeben
b sich
i h aus d
der Di
Division
ii d
der molaren
l
M
Massen
durch die Avogadrozahl NA
Bestimmung der Avogadrokonstante notwendig
Di ht  
Dichte

Elementarzelle von Kupfer
(kubisch-flächenzentriert)
m 4M(Cu)

= 8.93
8 93 gcm-33
3
V
N Aa
4M(C )
NA  4M(Cu)
= 6.02214.1023 mol-1
ρa 3
a = Gitterkonstante von Cu = 33.62
62.10-88 cm = 3.62
3 62 Å
a
Beispiel
m(12C) = M(12C)/NA
= 12.0 gmol-1/NA
= 1.99269
1 99269*10
10-23 g
Folie Nr. 15
3.6 Absolute Atommassen
Die absoluten
Di
b l
Atommassen
A
lassen
l
sich
i h mit
i Hilfe
Hilf der
d atomaren M
Masseneinheit
i h i u
berechnen
Atomare Masseneinheit
Elementt
El
Wasserstoff
Chlor
Sauerstoff
Stickstoff
Kohlenstoff
1 u = 1/12.m(12C) = 1.66054.10-24 g
24 g]]
Rel.
R
l At
Atommasse Ar Molare
M l
Masse
M
[g/mol]
[ / l] Abs.
Ab Atommasse
At
[10-24
1.008 u
1.008
1.678
35.453 u
35.453
58.871
15.999 u
15.999
26.567
14.007 u
14.007
23.259
12 011 u
12.011
12 011
12.011
19 945
19.945
In der Praxis werden nur relative Atom- und Molekülmassen bzw. Atom- und
Molekulargewichte benutzt. Der Begriff Gewicht ist eigentlich unzulässig, da das
Gewicht vom Schwerefeld abhängt, die Masse dagegen nicht.
Folie Nr. 16
4. Der Atomaufbau
Gliederung
Gli
d
4.1
Elementarteilchen
4.2
Atomkerne und chemische Elemente
4.3
Isotope
4.4
Radioaktiver Zerfall
45
4.5
K
Kernreaktionen
kti
4.6
Herkunft und Häufigkeit der Elemente
4.7
Quantentheorie nach Planck
4.8
Atomspektren
4.9
Bohr‘sches Atommodell
4 10
4.10
Der Wellencharakter von Elektronen
4.11
Die Quantenzahlen
4.12
Energie der Orbitale
4.13
Aufbau des Periodensystems
Folie Nr. 17
4.1 Elementarteilchen
Elementarteilchen
El
il h sind
i d kl
kleinste
i
B
Bausteine
i d
der M
Materie,
i die
di aus nicht
i h noch
h kleineren
kl i
Einheiten zusammengesetzt sind
Historische Entdeckungen in der Teilchenphysik
1808
J. Dalton
Atomhypothese
1897
J J Thomson
J.J.
Th
El kt
Elektronen
+ Ionen
I
1909
R.A. Millikan Bestimmung der Elementarladung
1913
E. Rutherford Proton
1932
J. Chadwick
Neutron
1934
W. Pauli
Neutrino-Postulat (ß-Zerfall)
1940
Mesonen Baryonen
Mesonen,
(Höhenstrahlung +
1970
Teilchenbeschleuniger)
1964
M. Gell-Mann Quark-Postulat
1995
Fermi-Lab
Nachweis des Top-Quarks
Folie Nr. 18
4.1 Elementarteilchen
Aufbau der Materie
Eigenschaften der atomaren Bausteine
Molekül
Atom
Atomkern
Nukleonen
Atomhülle
Elektronen
Protonen + Neutronen
Quarks (u + d)
Strings?
Teilchen
Elektron
Proton
Neutron
Symbol
e
p
n
Masse
0.9109.10-27 g 1.6725.10-24 g
0.51 MeV
938.27 MeV
1.6725.10-24 g
939.55 MeV
Ladung
-ee
+e
-1.602.10-19 C 1.602.10-19 C
0
0
Elementarladung e = 1.602.10-19 C
Massen lassen sich gemäß E = mc2 auch durch
Energien ausdrücken
mit 1 eV = 1.602
1 602.10-19 J bzw
bzw. 1 MeV = 1.602
1 602.10-13 J
Folie Nr. 19
4.2 Atomkerne und chemische Elemente
Ein chemisches
Ei
h i h Element
El
besteht
b
h aus Atomkernen
A
k
mit
i gleicher
l i h P
Protonenzahl
hl
(Kernladungszahl oder Ordnungszahl Z)
Nomenklatur
H
1
Proton
1
Massenzahl
Ladung
2 Protonen
2He
Ordnungsza hl
Atomzahl
Li
3
P
Protonen
t
3
Eindeutig durch Protonen- und Neutronenzahl charakterisierte Atomsorten heißen
Nuklide
1H = 1 Proton
2H = 1 Proton + 1 Neutron (Deuterium)
3H = 1 Proton + 2 Neutronen (Tritium)
4He = 2 Protonen + 2 Neutronen
Die Ladung der Atome wird durch die Zahl der Elektronen bestimmt
Hydrogeniumkation
H+ =
1 Proton
Wasserstoffatom
H=
1 Proton + 1 Elektron
Hydridanion
H- =
1 Proton + 2 Elektronen
E
Folie Nr. 20
4.3 Isotope
Nuklide mit gleicher Protonenzahl und verschiedener Neutronenzahl heißen Isotope
Ordnungszahl
1
Element
Wasserstoff
H
Nuklidsymbol
1H
2H
3H
2
3
4
5
6
Protonenzahl
Neutronenzahl
Nuklidmasse
Atomzahlanteil
1
1
1
0
1
2
1.0078
2.0141
99.985
0.015
Spuren
2
2
1
2
3.0160
4.0026
0.00013
99.99987
3
4
6.0151
7.0160
7.42
92.58
Helium
He
3He
Lithium
Li
6Li
7Li
3
3
y
Beryllium
Be
9Be
4
5
9.0122
100.0
Bor
B
10B
5
5
5
6
10.0129
11.0093
19.78
80.22
Kohlenstoff
C
12C
6
6
6
6
7
8
12.0000
13.0034
98.89
1.11
Spuren
4He
(Reinelement)
11B
13C
14C
Folie Nr. 21
Der radioaktive
D
di k i Z
Zerfallsprozess
f ll
folgt
f l einer
i
Kinetik 1. Ordnung, d.h. die Anzahl der
pro Zeiteinheit zerfallenden Kerne dN/dt
ist proportional zur Gesamtzahl der
vorhandenen Kerne N
dN/dt = -k.N
mit k = Zerfallskonstante
 dN/N = -k.dt und t = Zeit
Integration ergibt:
lnN - lnN0 = -k
k.t
 ln(N0/N) = k.t
Zahl der radioaktiven Atome N (%))
4.4 Radioaktiver Zerfall
100
75
50
25
0
0
1
2
3
4
5
6
7
8
Halbwertszeiten t1/2
Altersbestimmung
(14C-Methode)
Halbwertszeit t1/2: N = N0/2
ln2 = k.t1/2
t1/2 = ((ln2)/k
) = 0.693/k
Folie Nr. 22
4.5 Kernreaktionen
Kernreaktionen
K
ki
stellen
ll die
di Primärenergiequelle
P i ä
i
ll im
i Kosmos
K
dar
d und
d sind
i d für
fü die
di
Entstehung der Elemente verantwortlich
Kernfusion
• Stellare Energieerzeugung (1H  4He  12C)
• Supernovaexplosionen
S
l i
• Thermonukleare Waffen (1H  4He)
Kernspaltung
• Erdwärme (238U, 232Th, 40K)
• Atomwaffen (235U,
U 239Pu)
• Kernkraftwerke (235U, 239Pu)
235U + n  90Kr + 144Ba + 2n
1 g 235U liefert 8.1.107 kJ, was der
Energiemenge entspricht, die bei der
Verbrennung von 2.4
2 4 t C frei werden
Folie Nr. 23
4.6 Herkunft und Häufigkeit der Elemente
All Elemente
Alle
El
schwerer
h
als
l Wasserstoff
W
ff sind
i d durch
d h Kernfusionsprozesse
K f i
entstanden
d
Urknall
> 1010 K 
~90% H, 10% He, Spuren Li
St
Sterne
> 1.107 K 
> 1.108 K 
> 5.108 K 
Wasserstoffbrennen
Heliumbrennen
Kohlenstoffbrennen
4 1H  4He + 2 e+ + e + 26.72 MeV
3 4He  12C + 
+ 7.28 MeV
12C + 4He  16O + 
+ 7.15 MeV
16O + 4He  20Ne + 
+ 4.75 MeV
..... bis 56Fe (energieärmster Kern)
Supernovae
> 3.109 K 
Bildung der schweren Elemente bis 256Lr
(Beobachtet: 1054 Chinesen, 1572 T. Brahe, 1604 J. Kepler)
Heutige Verteilung der Elemente im Kosmos: 88.6%
88 6% H,
H 11.3%
11 3% He,
He 0.1%
0 1% „Metalle
Metalle“
Folie Nr. 24
Die Häufigkeitsverteilung
Di
Hä fi k i
il
der
d Elemente
El
in
i der
d irdischen
i di h Atmos-,
A
Bi Hydro-,
Bio-,
H d
K
Kryound Lithossphäre unterscheidet sich deutlich von der kosmischen Elementverteilung
Ursache: Differenzierungsprozesse
1.
2.
3.
Bildung des Planetensystems
Zentrum: Sonne mit H und He
Peripherie: Planeten und Monde mit H, He und „Metallstaub“
Bildung der Planeten
innere Planeten: klein mit geringer Schwerkraft  Elemente > Li
Kern: schwere Elemente  Fe, Ni und andere Metalle
Kruste: leichte Elemente  Silicate, Aluminosilicate
äußere Planeten: groß mit hoher Schwerkraft  leichte Elemente: H,
H He,
He CH4, NH3....
Entwicklung der Planetenatmosphären (primordiale  heutige Atmosphäre)
Venus:
CO2/N2/H2O
CO2/N2
H2O(g)  2 H + O
Erde:
CO2/N2/H2O
N2/O2/Ar
CO2  Carbonate
CO2  C + O2 (biol. Aktiv.)
H2O(g)  H2O(l) (Ozeane)
Mars:
CO2/N2/H2O
CO2/N2
H2O(g)  H2O(s)
Folie Nr. 25
Häufigkeit
Hä
fi k i der
d El
Elemente iin der
d E
Erdhülle
dhüll (Atmos-,
(A
Bi Hydro-,
Bio-,
H d
K
Kryound
d Li
Lithosh
sphäre) in Gewichtsprozent
Häufigkeit [%]
Element(e)
48.9
O
26 3
26.3
Si
10 - 1
Al, Fe, Ca, Na, K, Mg
1 – 0.1 ((1 ‰))
H,, Ti,, Cl,, P
0.1 – 0.01
Mn, F, Ba, Sr, S, C, N, Zr, Cr
0.01 - 10-3
Rb, Ni, Zn, Ce, Cu, Y, La, Nd, Co, Sc, Li, Nb, Ga, Pb, Th, B
10-3 - 10-4 (1 ppm)
Pr, Br, Sm, Gd, Ar, Yb, Cs, Dy, Hf, Er, Be, Xe, Ta, Sn, U, As,
W, Mo, Ge, Ho, Eu
10-44 – 10-55
Tb II, Tl
Tb,
Tl, T
Tm, L
Lu, Sb
Sb, Cd
Cd, Bi
Bi, IIn
Hg, Ag, Se, Ru, Te, Pd, Pt, Rh, Os, Ne, He, Au, Re, Ir, Kr....
< 10-5
von links nach rechts mit abnehmender Häufigkeit (A.F.
(A F Hollemann,
Hollemann N.
N Wiberg)
Folie Nr. 26
4.7 Quantentheorie nach Planck
Elektromagnetische
El
k
i h Strahlung
S hl
wird
i d als
l Teilchenstrom
T il h
beschrieben,
b h i b wobei
b i die
di
Energie eines Teilchens nicht beliebige Werte annehmen kann, sondern ein Vielfaches eines Q
Quants (kleinster
(
Energiewert)
g
) ist ((Max Planck 1900))
E = h
mit h = 6.626.10-34 Js (Planck‘sches Wirkungsquantum)
und
d  = Frequenz
F
[s
[ -11]
E = hc/
Lichtgeschwindigkeit: c =  = 2.9979.108 ms-1
Die Energie eines Lichtquants (Photons) ist somit proportional zur Frequenz bzw.
umgekehrt proportional zur Wellenlänge
Berechnung der Photonenzahl für 1 W (1 Js-1) Photonen der Wellenlänge 550 nm
Energie eines Photons: E = hc/ = hc/550.10-9 m = 4*10-19 J pro Photon
 Anzahl Photonen:
Gesamtenergie/Energie eines Photons
= 1 Js-1 / 44*10
10-19 J = 2.5
2 5*10
1018 Photonen s-1
Folie Nr. 27
4.8 Atomspektren
Beii der
B
d Zerlegung
Z l
von Licht
Li h treten diskrete
di k
AbsorptionsAb
i
b
bzw.
E
Emissionslinien
i i li i im
i
Spektrum auf (charakteristische Linien für jedes Element)
Spalt
Prisma
Grundlage der Spektral
Spektralanalyse der Sterne und der
Atomabsorptionsspektroskopie (AAS)
Sonnen- und Sternenlicht  Fraunhofer-Linien (Joseph von Fraunhofer 1820)
 1
 = 3.289.1015. 
 22

1  -1

2 [[s ]
n 
mit n = 3, 4, 5, 6.....
(Frequenzen der Balmer
BalmerLinien)
Wasserstoffbrenner
 Emissionslinien (J.J.
(J J Balmer 1885)
Folie Nr. 28
4.9 Bohr‘sches Atommodell
Erster Versuch zur Beschreibung der Elektronenhülle von Atomen (Niels Bohr 1913)
Bohr‘s
B
h ‘ Modell
M d ll für
fü das
d H
H-Atom
At
- Kern viel schwerer als Elektron ( in Ruhe)
- Elektron (me, e) kreist um den Kern in einem
Bahnradius r mit der Bahngeschwindigkeit v
- Elektron unterliegt der Zentrifugalkraft: FZ= mev2/r
- Elektron wird vom Kern angezogen: Fel = e2/40r2
- Für stabile Bahnen gilt: FZ = -Fel
K L M
1. Bahn h/2
2. Bahn 2h/2
3. Bahn 3h/2
Energie des Elektrons
Bohr‘s Postulat
Nicht alle Bahnen sind erlaubt, sondern nur solche,
bei denen der Bahndrehimpuls L = m.r.v ein Vielfaches n des gequantelten Drehimpulses h/2 ist
En = -
me 4
.
1
8 0h 2 n 2
8ε
= -2.179.10-18/n2 J
mit n = 1, 2, 3, .....
Folie Nr. 29
4.10 Der Wellencharakter von Elektronen
J d b
Jedes
bewegte T
Teilchen
il h b
besitzt
i auch
hW
Welleneigenschaften
ll i
h f
(L i deBroglie
(Louis
d B li 1924)
Gleichsetzen von E = hc/ und E =
mc2
Schwingende Saite
ergibt
g
h
deBroglie Wellenlänge
mc
Elektronen verhalten sich auf der Kreisbahn
um den Kern wie eine stehende Welle
(zeitlich unveränderliche Welle)
λ
Bedingungen für eine stehende Welle
Kreisbahn: n = 2r

h
nh
 mvr
2π
(Quantelung des Drehimpulses)
Amax
x=0
x=l
Saite: Amplitude A = 0 für x = 0, l
  = 2l/n mit n = 0, 1, 2, 3
d2(A(x))/dx2 + 42 2A(x) = 0
 Eigenfunktionen:
A(x) = Amaxsin(2x+d)
Folie Nr. 30
4.10 Der Wellencharakter von Elektronen
Elektronenwolken sind dreidimensional schwingende Systeme, deren mögliche
Schwingungszustände dreidimensional stehende Wellen sind
Beschreibung der Welleneigenschaften des Elektrons durch Erwin Schrödinger 1927
δΨ
δx
•
•
•
2

δΨ
δy
2

δΨ
δz
2

8π 2m
h
2
[E  V(x, y, z)]  Ψ(x, y, z)  0
Homogene Differentialgleichung 22. Ordnung
Lösungen sind Wellenfunktion (x,y,z) analog der Amplitudenfunktion bei der
schwingenden Saite
E = Energie, V = potentielle Energie,
m = Masse des Elektrons, h = Planck‘sches Wirkungsquantum
Bei den Wellenfunktionen (x,y,z)
(x y z) handelt es sich um ee-Funktionen
Funktionen
Folie Nr. 31
4.11 Die Quantenzahlen
Die drei Indizes der Lösungsfunktionen der Schrödinger-Gleichung werden als
Quantenzahlen bezeichnet
Die erste Quantenzahl n wird als Hauptquantenzahl bezeichnet und definiert die
verschiedenen Hauptenergieniveaus (Schalen) des Atoms (analog den Bahnen im
Bohr‘schen Modell)
laufende Nummer
n=1
n=2
n=3
n=4
n=5
Bezeichnung
K-Schale
L-Schale
M-Schale
N-Schale
O-Schale
Energie
E1 (Grundzustand)
1/4 E1
1/9 E1
1/16 E1
1/25 E1
Folie Nr. 32
4.12 Energie und Besetzung der Orbitale
Atomorbitale wasserstoffähnlicher Atome (1 Elektron)
Schale n
N
K
p
l=2
d
l=3
f
l=4
4s
4p
4d
4f
3s
3p
3d
2s
2p
4
M
L
s
l=1
Energ
gie
Alle Orbitale einer Schale besitzen die gleiche Energie (sind entartet)
3
2
1
1s
Folie Nr. 33
Mehrelektronenatome
Die Orbitale einer Schale besitzen nicht mehr dieselbe Energie (Aufhebung der
Entartung durch Elektron-Elektron-Wechselwirkung)
3p
3d
E
Energie
3s
d-Orbitale
p-Orbitale
s-Orbital
M-Schale des Wasserstoffatoms
M-Schale eines Mehrelektronenatoms
Folie Nr. 34
Das Schema
D
S h
zur B
Besetzung d
der U
Unterschalen
h l ergibt
ib sich
i h aus d
der Abhä
Abhängigkeit
i k i d
der
Energie der Unterschalen von der Ordnungszahl
Änderung der Energie der Unterschale mit wachsender Ordnungszahl
Schale
Q
7s
7p
P
6s
6p
6d
O
5s
5p
5d
5f
N
4
4s
4
4p
4d
4f
M
3s
3p
3d
L
2s
2p
K
1s
s
p
Beispiele:
d
f
Unterschale
1s2s2p3s3p
1s2s2p3s3p4s3d4p5s
Folie Nr. 35
Die Besetzung
Di
B
der
d Zustände
Z ä d (Orbitale)
(O bi l ) mit
i Elektronen
El k
geschieht
hi h gemäß
äß dem
d
PauliP li
Prinzip und der Hund‘schen Regel
Pauli-Prinzip (Wolfgang Pauli 1925)
In einem Atom dürfen keine zwei Elektronen in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen:
ti



Hund‘sche Regel (Friedrich Hund 1927)
Entartete also energetisch gleichwertige,
Entartete,
gleichwertige Orbitale gleichen Typs werden so besetzt,
besetzt
dass sich die maximale Anzahl ungepaarter Elektronen gleichen Spins ergibt:
px py pz
 
px py pz
p-Orbitale 
Niedrigere Energie
Höhere Energie
Folie Nr. 36
4.13 Aufbau des Periodensystems
Bei der Auffüllung der Atomorbitale mit Elektronen kommt es zu periodischen
Wiederholungen gleicher Elektronenanordnungen auf der jeweils äußersten Schale
Atom
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Orbitaldiagramm











 


  


  


  


  
1s
2s
2p
Elektronenkonfiguration
1s1
1s2
[He]
1s2 2s1
[He]2s1
1s2 2s2
[He]2s2
1s2 2s2 2p1
[He]2s2 2p1
1s2 2s2 2p2
[He]2s2 2p2
1s2 2s2 2p3
[He]2s2 2p3
1s2 2s2 2p4
[He]2s2 2p4
1s2 2s2 2p5
[He]2s2 2p5
1s2 2s2 2p6
[Ne]
Gruppe
Edelgase
Alkalimetalle
Erdalalkalimetalle
Borgruppe
Kohlenstoffgruppe
Stickstoffgruppe
Chalkogene
Halogene
Edelgase
Folie Nr. 37
1
18
G
Gruppen
1
Zn
H 2
3
4
Lii Be
11
Na Mg 3
19
K
37
13
14
15
16
17
He
Zn
5
6
7
8
9
10
B
12
24
Ca Sc
Ti
V
Cr Mn Fe Co Ni
Cu Zn Ga Ge As Se
38
40
41
42
47
Rb Sr
39
Y
57
43
44
45
28
46
11
29
12
30
48
Al
31
49
Si
32
50
P
33
51
S
34
52
Zr Nb Mo Tc
Ru Rh Pd
Ag Cd In
Sn Sb Te
72
76
79
82
55
56
Cs
Ba La Hf Ta W
Re Os
87
88
107
Fr
Ra Ac Rf
89
27
10
16
23
26
9
15
O
22
25
8
14
N
5
21
7
13
C
4
20
6
104
73
105
74
106
75
108
77
Ir
109
78
80
2
81
Pt Au Hg Tl Pb
F
17
Ne
18
Cl Ar
35
36
Br Kr
53
I
85
54
Xe
83
84
86
Bi
Po At Rn
110
58
59
Ce
Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er
Tm Yb Lu
90
91
101
92
61
93
62
94
63
95
64
96
65
97
66
98
67
99
68
100
69
70
102
71
103
Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Hauptgruppenelemente
s- und p-Block Elemente
g pp
((Übergangsmetalle)
g g
) d-Block Elemente
Nebengruppenelemente
Lanthanoiden, Actinoiden
f-Block Elemente
2
3
4
5
6
7
Db Sg Bh Hs Mt Ds
60
1
6
7
Folie Nr. 38
P i di h Eigenschaften:
Periodische
Ei
h f
Ionisierungsenergie
I ii
i
•
•
•
•
Die Ionisierungsenergie
g
g I eines Atoms ist
die Energie, die benötigt wird, um ein
Elektron aus dem höchsten besetzten
Ni
Niveau
zu entfernen:
tf
A  A + e- : +I
Sie ist für alle Elemente negativ, es kostet
also immer Energie ein Elektron zu entfernen
Sie nimmt innerhalb der Gruppen des
PSE von oben nach unten ab (zu(zu
nehmende Größe und Abschirmung)
Sie nimmt innerhalb der Perioden des
PSE mit steigender Ordnungszahl zu
(aber nicht monoton)
Folie Nr. 39
P i di h Eigenschaften:
Periodische
Ei
h f
Elektronenaffinität
El k
ffi i ä
•
•
•
•
Die Elektronenaffinität EA eines Atoms
ist die Energie, die frei wird, wenn es
ein Elektron aufnimmt
A + e-  A- : -E
EA
In den meisten Fällen wird bei der Anlagerung eines Elektrons also Energie
frei
Ihre Größe hängt von der Anziehungskraft des Kerns und von der ElektronElektron
Elektron-Abstoßung ab
Für die Anlagerung eines 2. Elektrons
muss immer Energie aufgewendet
werden, d.h. EA ist positiv
(Abstoßung zwischen e- und A-)
Li
-66
Na
-59
K
-55
Rb
-53
Cs
-52
Be
-6
EA in kJmol-1
B
C
-33 -128
N
~0
O
F
Ne
-147 -334 -6
Folie Nr. 40
5. Ionenbindung und Salze
Gliederung
5.1 Eigenschaften ionischer Verbindungen
5 2 Ionenradien
5.2
5.3 Polarisierung und Kovalenz
5.4 Nomenklatur von Salzen
5.5 Ionische Strukturen
Steinsalz NaCl
Sylvin KCl
Folie Nr. 41
IIonenverbindungen
bi d
entstehen
h d
durch
hV
Vereinigung
i i
von ausgeprägt
ä metallischen
lli h
Elementen mit ausgeprägt nicht metallischen Elementen
metallischer Charakter und Radius nimmt ab
1
2
Zn
H
3
Zn
He
4
5
Li Be
11
B
12
13
Na Mg
19
K
37
20
21
23
Ca Sc Ti V
38
39
Rb Sr Y
55
22
56
57
40
41
24
25
26
27
88
29
30
C
N
8
O
15
16
Al Si P
S
31
14
7
32
33
34
9
F
17
73
Ne
18
Cl Ar
35
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I
72
10
36
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
74
75
76
77
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir
87
28
6
78
79
80
81
82
83
84
85
54
Xe
86
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
89
Fr Ra Ac
Bei einer Ionenbindung gehen Elektronen formal vollständig von Atomen einer
Sorte auf Atome einer anderen Sorte über:
Na0 (1s22s22p63s1) + Cl0 (1s22s22p63s23p5)  Na+ (1s22s22p6)Cl- (1s22s22p63s23p6)
Folie Nr. 42
T i h Ionenverbindungen
Typische
I
bi d
sind
i d Alkalimetallhalogenide,
Alk li
llh l
id z.B.
B K
Kochsalz
h l N
NaCl
Cl
Makroskopische
p
Eigenschaften
g
• Harte und spröde Festkörper (aus Ionen aufgebaute Kristalle)
• Hohe Schmelzpunkte
• Niedrige
Ni d i elektrische
l kt i h L
Leitfähigkeit
itfähi k it
• Schmelze hat hohe elektrische Leitfähigkeit
• (Gute) Löslichkeit in polaren Lösungsmitteln (H2O)
• Lösungen sind elektrisch leitend
Struktureller Aufbau
• Aus kugelförmigen Kationen und Anionen bestehend
• Bindungskräfte sind ungerichtet
• Die Ionen versuchen eine möglichst dichte
Anordnung zu bilden, wobei jedes Ion von möglichst
vielen Ionen entgegengesetzter Ladung umgeben ist
Folie Nr. 43
5.2 Ionenradien
D IIonenradius
Der
di hä
hängt von d
der S
Stärke
ä k d
der K
Kern-Elektronen-Wechselwirkung
El k
W h l i k
ab
b
NaCl-Kristallstruktur
Trends
• Kationen sind kleiner als Anionen
• In den Hauptgruppen nimmt der Ionenradius
mit
it steigender
t i
d Ordnungszahl
O d
hl zu
Li+ < Na+ < K+ < Rb+ < Cs+
F- < Cl- < Br- < I• Bei Ionen mit gleicher Elektronenkonfiguration
nimmt der Radius mir zunehmender
Ordnungszahl ab
O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ (1s22s22p6)
• Gibt es von einem Element mehrere pos. Ionen,
nimmt der Radius mit zunehmender Ladung ab
Fe2+ (78 pm) > Fe3+ (65 pm)
Pb2+ (119 pm) > Pb4+ (78 pm)
Folie Nr. 44
5.3 Polarisierung und Kovalenz
Die Kationen ziehen die Elektronen der Anionen an, so dass die Anionen verzerrt
(polarisiert) werden  Kovalenz bzw. kovalenter Bindungscharakter
Fajans Regeln für die Polarisierung
1. Ein Kation wirkt umso stärker polarisierend, je kleiner und je höher positiv
geladen es ist
2. Ein Anion wird umso leichter polarisiert, je größer es ist und je höher seine
negative Ladung ist
3. Polarisierung findet bevorzugt durch Kationen statt, die keine Edelgaskonfiguration haben
Maß für das Polarisierungsvermögen
Ionenladun g
Formalladu ng  1.602  10 19 [C]
Ladungsdichte 

4
Ionenvolumen
π  Ionenradius 3 [mm 3 ]
3
Ion
Na+
Al3+
r [pm] [C/mm3]
102
36
54
729
(gilt für Koordinationszahl 6))
(g
Folie Nr. 45
5.4 Nomenklatur von Salzen
S l
Salzname
= Kationenname
K i
+ Anionenname
A i
Bildungg des Kationnamens
einatomig
Metallname + Oxidationsstufe
C +
Cu
K f (I)
Kupfer(I)
Cu2+
Kupfer(II)
Bildung des Anionennamens
Einatomig
Elementname + Endung „-id“
id“
N3Nitrid
P3Phosphid
As3Arsenid
Sb3Antimonid
S2Sulfid
mehratomig
Endung „-onium“
NH4+ Ammonium
A
i
PH4+
Phosphonium
mehratomig
CNCO32ClO4CrO42SO32-
Cyanid
Carbonat
Perchlorat
Chromat
Sulfit
Folie Nr. 46
6. Atombindung
Gliederung
6.1 Allgemeines
6 2 Lewis-Konzept
6.2
6.3 Dative Bindung
6.4 Atom- vs. Ionenbindung
6.5 Elektronegativität
Folie Nr. 47
6.1 Allgemeines
Atombindungen (kovalente oder homöopolare Bindungen) sind gerichtete Wechselwirkungen zwischen Atomen, bei der zwischen den Atomen eine hohe Elektronendichte besteht
besteht.
Sie tritt dann auf, wenn Nichtmetallatome miteinander eine chemische Bindung
eingehen, wobei sich Moleküle bilden:
H. + H.

H-H
„Prinzip der Elektronenpaarbindung“
Cl. + Cl. 
Cl-Cl
.
.N.
Gemeinsame Elektronenpaare werden beiden
Bindungspartnern zugerechnet
NN
.
.C.
.
+
.
.N.
.
+ 2 O.


O=C=O
Durch Bindung der ungepaarten Elektronen
entstehen Einfach-, Zweifach- oder Dreifachbindungen
Folie Nr. 48
6.2 Lewis-Konzept
Die Lewis-Theorie
Di
L i Th i besagt,
b
d
dass jjedes
d A
Atom iin einem
i
M
Molekül
l kül die
di EdelgaskonfiguEd l k fi
ration erreichen will, um einen stabilen Zustand zu erreichen
Wasserstoff
Andere Elemente
He-Konfiguration
Ne/Ar/Kr/Xe-Konfiguration
 Oktettregel
Hauptgruppe
2. Periode
3. Periode
4
C
Si
6
O
S
ElektronenElektronen
konfiguration
Bindigkeit
Einfache Wasserstoffverbindungen
g
5
N
P
s
p
s
p
s

 

  

7_____
F
Cl
p
s
  

p
  
2 (4)
3
2
1
CH4
SiH4
NH3
PH3
H2O
H2S
HF
HCl
Folie Nr. 49
6.2 Lewis-Konzept
Die 4-Bindigkeit
Di
4 Bi di k i des
d Kohlenstoffs
K hl
ff entsteht
h durch
d h di
die elektronische
l k
i h A
Anregung eines
i
2s-Elektrons
Grundzustand C
1. angeregter
g g Zustand C*
2p
Energie
 
406 kJ/mol
2s
  
2s


Atom/Ion
1s 2s
2p
Li
Be*
B*
B-, C*, N+
N,, O+
O, NO, F
O2-, F-, Ne







 


  


  


  


  


  
2p
Bindigkeit
1
2
3
4
3
2
1
0
Außenelektronen
Beispiele
im Bindungszustand
________
2
LiH
4
BeCl2
6
BF3
8
BF4-, CH4, NH4+
8
NH3, H3O+
8
H2O, NH28
OH-, HF
Folie Nr. 50
6.2 Lewis-Konzept
Elemente der dritten und höheren Perioden erfüllen auch die Oktettregel, wenn nur
s- und p-Orbitale an der Bindung beteiligt sind. Allerdings können auch d-Orbitale
an der Bindung teilnehmen  18-Elektronenregel
Atom/Ion
Na
Mg*
Al*
Si*
P
P*
S
S*
S** , Si2-, PCl
Cl*
3s
3p
3d




 

  

  

  

  

  


  
 

  

  


Bindigkeit
1
2
3
4
3
5
2
4
6
1
3
Außenelektronen
Beispiele
im Bindungszustand ____
2
4
6
AlCl3
8
SiCl4
8
PH3
10
PF5
8
H2S
10
SF4
12
SF6
8
HCl
10
ClF3
Folie Nr. 51
6.3 Dative Bindung
Die Bindungselektronen einer kovalenten Bindung können auch ausschließlich von
einem Bindungspartner stammen  Dative oder koordinative Bindung
F
Formalladung
ll d
Beispiel
F
F B
F
H
N H
H
F
F B
F
 H
N
H
H
 Oktettregel für N und B erfüllt
Die Formalladung erhält man also, wenn man die Bindungselektronen auf die beiden
Bindungspartner zu gleichen Teilen aufteilt (Homolyse)
-
+
CO
Die reale Verteilung der Bindungselektronen hängt von der Fähigkeit der
Bindungspartner ab, Elektronen anzuziehen (elektronenziehender Charakter)
Folie Nr. 52
6.4 Atom- vs. Ionenbindung
In chemischen Verbindungen liegen meistens weder reine Ionen- noch reine Atombindungen vor!
KCl
K ist schwach und Cl stark elektronenziehend
„Ionenbindung“
K
Cl2
Beide Partner gleich stark elektronenziehend
„Atombindung“
„Atombindung
Cl
ClF F ist stärker elektronziehend
Cl
Cl
“polare Atombindung”
+
-
Cl
Cl
F
Wovon hängt die Polarität kovalenter Bindungen ab?
1. Anionen (Polarisierbarkeit bzw. Größe)
2 Kationen
2.
K ti
(Ladungsdichte
(L d
di ht bzw.
b
die
di Fähigkeit
Fähi k it di
die A
Anionen
i
zu polarisieren)
l ii
)
Folie Nr. 53
Die Elektronegativität (XE) einer Atom- oder Ionensorte beschreibt deren
Vermögen, in einer chemischen Bindung die Elektronen an sich zu ziehen
Die Elektronegativität (EN) ist experimentell nicht messbar!
Für die Festlegung der EN-Werte sind mehrere Formalismen entwickelt worden:
1. Pauling
2. Allred und Rochow
3. Mulliken
4. Allen
Die EN-Werte sind im Periodensystem tabelliert!
Je größer die Differenz der EN-Werte, desto polarer ist die Atombindung bzw.
desto höher ist der Ionenbindungscharakter
Folie Nr. 54
Pauling
i bestimmte
i
die
i EN-Werte aus der Abweichung
A
i
der Dissoziationsenergie
i
i i
i D
der homonuklearen Verbindungen von den entsprechend heteronuklearen
Verbindungen
g
 D(AB) = ½ [D(A2) + D(B2)]+ 
 notwendig, da eine Abweichung vom arithmetischen Mittel beobachtet wird!
Beispiel:D(H2) = 435 kJ/mol
D(Cl2) = 243 kJ/mol
 arithmetisches Mittel = 339 kJ/mol
D(HCl)exp = 431 kJ/mol   = 92 kJ/mol
Dieser stabilisierende Beitrag  wird durch dipolare Anordnungen verursacht A+B = 96.(H-Cl)2
 Cl = 3.2
32
Bezugspunkt notwendig: H = 2.2
Höchster Wert:
F = 4.0
40
Folie Nr. 55
A
Allred
und Rochow bestimmten
i
die
i EN-Werte nach einem
i
elektrostatischen
i
Ansatz
A
Physikalische
y
Grundlage:
g Die Elektronegativität
g
 ist ein Maß für die auf ein
Valenzelektron wirkende Coulomb-Kraft FC
 ~ Fc ~ Z*/r
Z*/ 2
r = Atomradius,
At
di Z* = effektive
ff kti K
Kernladungszahl
l d
hl
= OZ – Si
Si =
Abschirmungskonstanten (nach Slater)
Si =
0.0 für höhere Schalen
0.35 für gleiche Schale
0 85 für einfach niedrigere Schale (s
0.85
(s- und-Elektronen)
und Elektronen)
1.00 für einfach niedrigere Schale (d- und f-Elektronen)
1.00 für mehrfach niedrigere Schale (alle Elektronen)
Anpassung an die Pauling-Skala:
 = 0.359
0 359 ~ Z*/r
Z /r2 + 0.744
0 744
Folie Nr. 56
EN-Werte nach Linus Pauling und nach Allred und Rochow
H
2.2
2.2Zn
Li Be
1 0 1.5
1.0
15
1.0 1.5
Na Mg
0.9 1.3
12
1 0 1.2
1.0
K
Ca
0.8 1.0
0.9 1.0
Rb Sr
0.8 1.0
0.9 1.0
Cs Ba
0 8 0.9
0.8
09
0.9 1.0
Elektronegativität nimmt zu
Sc
1.4
1.2
Y
1.2
1.1
La
11
1.1
1.1
Ti
1.5
1.3
Zr
1.3
1.2
Hf
13
1.3
1.2
V
1.6
1.4
Nb
1.6
1.2
Ta
15
1.5
1.3
Cr
1.7
1.6
Mo
2.2
1.3
W
24
2.4
1.4
Mn
1.6
1.6
Tc
1.9
1.4
Re
19
1.9
1.5
Fe
1.8
1.6
Ru
2.2
1.4
Os
22
2.2
1.5
Co
1,9
1.7
Rh
2.3
1.5
Ir
22
2.2
1.5
Ni
1.9
1.8
Pd
2.2
1.4
Pt
23
2.3
1.4
Cu
1.9
1.8
Ag
1.9
1.4
Au
25
2.5
1.4
Zn
1.7
1.7
Cd
1.7
1.5
Hg
20
2.0
1.4
B
20
2.0
2.0
Al
1.6
15
1.5
Ga
1.8
1.8
In
1.8
1.5
Tl
20
2.0
1.4
He
C
25
2.5
2.5
Si
1.9
17
1.7
Ge
2.0
2.0
Sn
1.8
1.7
Pb
19
1.9
1.5
N
30
3.0
3.1
P
2.2
21
2.1
As
2.2
2.2
Sb
2.1
1.8
Bi
20
2.0
1.7
O
34
3.4
3.5
S
2.6
24
2.4
Se
2.6
2.5
Te
2.1
2.0
F
40
4.0
4.1
Cl
3.2
28
2.8
Br
3.0
2.7
I
2.7
2.2
Ne
Ar
Kr
Xe
Ed l
Edelmetalle
ll haben
h b nach
h Pauling
P li eine
i relativ
l i hohe
h h Elektronegativität!
El k
i iä!
Folie Nr. 57
7. Metallbindung
Gliederung
7.1 Eigenschaften von Metallen
7 2 Die metallische Bindung
7.2
7.3 Leiter, Eigenhalbleiter, Isolatoren
7.4 Dotierte Halbleiter
Atomium in Brüssel 1958
(Fe-Elementarzelle in
150.1012-facher Vergrößerung)
Folie Nr. 58
80% aller bekannten Elemente sind Metalle, die eine Reihe von gemeinsamen
Eigenschaften haben
Typische Eigenschaften
• Niedrige Ionisierungsenergie (< 10 eV) bzw. elektropositiver Charakter, d.h.
Metalle bilden leicht Kationen
• Metallischer Glanz der Oberfläche
• Dehnbarkeit
D h b k it und
d plastische
l ti h V
Verformbarkeit
f
b k it
• Gute thermische und elektrische Leitfähigkeit, die mit steigender Temperatur
abnimmt
• Metallische Eigenschaften bleiben in der Schmelze erhalten und gehen erst im
Dampfzustand verloren
 Metallische Eigenschaften sind also an die Existenz größerer Atomverbände
gebunden
g
Folie Nr. 59
Di elektrische
Die
l k i h Leitfähigkeit
L i fähi k i hä
hängt stark
k von d
der El
k
k fi
i ab
b
Li
118
Be
18
Na
23
Mg
25
Al
40
K Ca
15.9 23
Sc
Ti
1.2
V
0.6
Cr
6.5
Mn Fe Co
20 11.2 16
Ni
16
Cu
65
Zn
18
Ga
2.2
Rb
8.6
Sr
3.3
Y
Zr
2.4
Nb
4.4
Mo
23
Tc
Ru
8.5
Rh
22
Pd
10
Ag
66
Cd
15
In
12
Sn
10
Sb
2.8
Cs
5.6
Ba
1.7
La
1.7
Hf
3.4
Ta
7.2
W
20
Re
5.3
Os
11
Ir
20
Pt
10
Au
49
Hg
4.4
Tl
7.1
Pb
5.2
Bi
1
Elektrische Leitfähigkeit der Metalle bei 0°C in 106 -1m-1
Die höchsten elektrischen Leitfähigkeiten haben die Elemente der 1. Nebengruppe
(Gruppe 11) mit der Elektronenkonfiguration [Ar]3d104s1, [Kr]4d105s1, [Xe]5d106s1
Folie Nr. 60
7.2 Die metallische Bindung
Elektronengasmodell
Metalle bestehen aus kleinen Kristallen (Kristalliten). Die Atomrümpfe sind
periodisch angeordnet und die Valenzelektronen bilden ein „Elektronengas
Elektronengas“.
Kristallstruktur
Elektronengas
Formkörper
Gefüge
Atomrümpfe
Das Modell erklärt die hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit, aber nicht die
thermodynamischen (Wärmekapazität) oder die optischen Eigenschaften
Folie Nr. 61
7.2 Die metallische Bindung
Energiebändermodell
Ee
AOs für n
isolierte
Li-Atome
MOs für
Lin (Metall)
2s*
Kontinuierliches Band aus leeren 2s* MOs
El kt
Elektronen
sind
i d frei
f i beweglich
b
li h
„Leitungsband LB“
2s
Kontinuierliches
Kontin
ierliches Band aus
a s gefüllten 2s MOs
Elektronen sind lokalisiert
“Valenzband VB”
[ 2s ]n


Abstand
d0
Elektronen aus dem Valenzband lassen sich durch geringste Anregungsenergien in das
Leitungsband überführen
 Absorption und Emission aller Wellenlängen ohne Energieverlust
 Breitbandige Reflexion (Spiegel) und metallischer Glanz (polierte Metalloberflächen)
Folie Nr. 62
7.3 Leiter, Eigenhalbleiter, Isolatoren
Die Ausprägung der metallischen Eigenschaften hängen vom Energieabstand des
Valenzbandes zum Leitungsband ab
Leiter
(Eigen)halbleiter
Isolator
Leitungsband
Verbotene Zone (Bandlücke EG)
Valenzband
Li
EG = 0.0 eV
-
Si
EG = 1.1 eV
SiO2
EG = 8.8 eV
Bei Eigenhalbleitern wird elektrische Leitfähigkeit durch thermisch oder optisch
induzierte Überführung
Ü
von Valenzbandelektronen in das Leitungsband erreicht
Folie Nr. 63
Die Leitfähigkeit von Eigenhalbleitern kann durch gezielte Dotierung
erhöht werden.
Dotierung meint hier den
Einbau von Störstellen
in den Kristall
Kristall.
Elemente mit abweichender
elektronischer Struktur
sorgen für
Elektronenleitung
(→ n-Dotierung)
oder
Lochleitung
L
hl it
(→ p-Dotierung).
Folie Nr. 64
Dootierung [cm-3]
Beispiel Silizium
n-Dotierung
g ((Elektronenleitung)
g)
P, As, Sb (Donatoren)
p-Dotierung (Lochleitung)
B Al,
B,
Al Ga,
Ga In (Akzeptoren)
Die elektrische Leitfähigkeit σ [S/m] ist der
Kehrwert des spezifischen
p
Widerstands.
Für Halbleiter: σ = f (Dotierung)
Si
Spezifischer Widerstand [Ωcm]
n-Si
p-Si
4 35 x 10-44 S/m
4.35
1 pp
ppm
9 x 102 S/m
5 x 102 S/m
1 pp
ppb
6 x 100 S/m
9 x 10-1 S/m
Folie Nr. 65
8. Das chemische Gleichgewicht
Gliederung
8.1 Vorbemerkungen
8 2 Prinzip von Le Chatelier
8.2
8.3 Löslichkeitsgleichgewichte
8.4 Homogene
g
Gleichgewichte
g
8.5 Heterogene Gleichgewichte
Folie Nr. 66
8.1 Vorbemerkungen
Der B
D
Begriff
iff Gl
Gleichgewicht
i h
i ht tä
täuscht
ht di
die absolute
b l t St
Stabilität
bilität von d
dynamischen
i h
Situationen vor! Der Gleichgewichtszustand ist kein Ruhezustand, sondern
dynamisch, wobei nur makroskopisch keine Veränderungen festzustellen sind!
Beispiele
• Biologische
g
Gleichgewichte:
g
Regenwald (Wachstum ↔ Abbau)
•
Physikalische Gleichgewichte:
Treibhaus (Einstrahlung ↔ Abstrahlung)
Sterne (Strahlungsdruck ↔ Gravitation)
•
Chemische Gleichgewichte:
Reversible Reaktionen, wie z.B.
C(s) + CO2(g) ֖ 2 CO(g)
SO2(g) + ½ O2(g) ֖ SO3(g)
CaCO3(s) ֖ CaO(s) + CO2(g)
H2(g) + I2(g) ֖ 2 HI(g)
Folie Nr. 67
8.1 Vorbemerkungen
D Gl
Der
Gleichgewichtszustand
i h
i ht
t d
•
•
Die Konzentrationen aller beteiligten Substanzen bleiben konstant
Hin- und Rückreaktion laufen gleichzeitig und mit gleichen Geschwindigkeiten v
ab
Gleichgewichtsreaktion zwischen 2 Reaktionspartnern:
A2 + B2 (Edukte) ֖ 2 AB (Produkt)
vhin = khin.c(Edukte)
vrück = krück.c(Produkte)
Im G
Gleichgewicht:
e c gew c : vhin = vrück
Die Gleichgewichtseinstellung benötigt die Zeit tG und kann durch einen
Katalysator beschleunigt werden
Folie Nr. 68
8.2 Prinzip von Le Chatelier
Übt man auff ein
Ü
i System,
S
das iim Gleichgewicht
G i
i
ist,
i durch Druck-, Temperatur- oder
Konzentrationsänderungen einen Zwang aus, so verschiebt sich das Gleichgewicht,
und zwar so,, dass sich ein neues Gleichgewicht
g
einstellt,, bei dem dieser Zwang
g reduziert ist.
Beeinflussung
B
i fl
der
d Gleichgewichtslage
Gl i h
i ht l
chemischer
h i h Reaktion
R kti durch
d h
1. Änderung der Konzentrationen bzw. der Partialdrücke
2. Temperaturänderungen
3. Druckänderungen (bei Reaktionen mit einer Stoffmengenänderungen der
gasförmigen Komponenten)
Beispiel
N2(g) + 3 H2(g) ֖ 2 NH3(g)
Temperaturerhöhung
Druckerhöhung
Produktentfernung
g
H = - 92 kJ/mol, Reduktion des Gasvolumens
 Gleichgewicht verschiebt sich zu den Edukten
 Gleichgewicht verschiebt sich zu den Produkten
 Gleichgewicht
g
verschiebt sich zu den Produkten
Folie Nr. 69
Zur Beschreibung
i
der Lage des Löslichkeitsgleichgewichts
ö i
i
i
i
von Salzen
S
wird
i das
Löslichkeitsprodukt verwendet.
AmBn(s) ֖ m A+(aq) + n B-(aq)
c m ( A )  c n ( B  )
K
c( AmBn )
Da di
D
die K
Konzentration
t ti von AmBn bei
b ik
konstanter
t t T
Temperatur
t k
konstant
t t iist,
t k
kann man
die Gleichung auch mit c(AmBn) multiplizieren  Löslichkeitsprodukt
d.h. KL = K.c(AnBm)
KL  c m ( A  )  c n ( B  )
Bsp.: AgCl(s) ֖ Ag+(aq) + Cl-(aq)
KL = c(Ag+).c(Cl-) = 2.10-10 mol2/l2
pKL = 9.7 (p = - log10)
Konzentration an Ag+-Ionen: c(Ag+) = KL = 1.4
1 4.10-5 mol/l,
mol/l da c(Ag+) = c(Cl-)
Folie Nr. 70
Löslichkeitsprodukte schwerlöslicher Salze
Salz
PbCl2
Hg2Cl2
AgCl
PbS
HgS
g
CuS
NiS
MnS
FeS
BaCO3
pKL-Wert (auf Aktivitäten bezogen)
4.8
17.9
HCl-Gruppe
9.7
27.5
52.7
H2S
S-Gruppe
Gruppe
36.1
19.4
10 5
10.5
(NH4)2S-Gruppe
18.1
8.3
SrCO3 9.0
CaCO3 8.4
(NH4)2CO3-Gruppe
Exp. Untersuchungen zur Löslichkeit
von Salzen zeigen,
g
dass die Löslichkeit
von der Konzentration des Salzes und
von der von Fremdsalzen abhängen
Aktivität: a =  . c
(wirksame Konzentration)
Stark verdünnte Lösungen
 ≈ 1.0
d.h. a = c
Konzentrierte Lösungen
 = 0.0 …1.0
d.h. a < c
Die Größe des Aktivitätskoeffizienten
hängt von der Ionenstärke, der
g und dem Ionenradius ab
Ionenladung
Folie Nr. 71
8.4 Homogene Gleichgewichte
Man spricht von homogenen Gleichgewichten, wenn alle Reaktionspartner in der
gleichen Phase vorliegen (Lösung oder Gasphase)
In Lösungen
HAc(l) ֖ H+(aq) + Ac-(aq)
Ac = Acetat (CH3COO-)
c( H  )  c( Ac
A )
Kc 
c( HAc)
In der Gasphase
2 SO2(g) + O2(g) ֖ 2 SO3(g)
c 2 ( SO 3)
Kc  2
c ( SO 2)  c(O 2)
pV = nRT  p = cRT  c = p/RT
p 2 ( SO 3)
Kp  2
RT
p ( SO 2)  p (O 2)
einsetzen ergibt
Allgemeiner Zusammenhang zwischen Kp und Kc
(
 ist
i t die
di Differenz
Diff
der
d Teilchenzahl
T il h
hl zwischen
i h ProduktP d kt undd Eduktseite)
Ed kt it )
Kp  K c
1
( R  T ) 
Folie Nr. 72
8.5 Heterogene Gleichgewichte
Man spricht von heterogenen Gleichgewichten, wenn die Reaktionspartner in
verschiedenen Phasen vorliegen
H2O(g)
H2O(l)
Löslichkeitsgleichgewichte
BaSO4(s) ֖ Ba2+(aq) + SO42-(aq)
Phasengleichgewichte
H2O(l) ֖ H2O(g)
K = KL = c(Ba2+).c(SO42-)
Kp = p(H2O)
Verteilungsgleichgewichte
F(aq) ֖ F(Benzin)
K = c(FBenzin)/c(Faq)
(Nernst‘scher Verteilungssatz)
Folie Nr. 73
9. Säuren und Basen
Gliederung
9.1 Historisches
9 2 Definitionen
9.2
9.3 Stärke von Säuren und Basen
9.4 Zusammenfassung
g
Folie Nr. 74
9.1 Historisches
Sä
Säuren
• haben sauren Geschmack
– Zitronensäure,, Essigsäure
g
– Salzsäure, Phosphorsäure
• lösen unedle Metalle unter
Wasserstoffentwicklung
• Färben Pflanzenfarbstoffe rot
(Rotkohl, Lackmus)
 Säurebegriff
Sä b iff (R.
(R Boyle
B l 1663)
Basen
• schmecken bitter bis seifig
• geben basische bzw
bzw. alkalische
Lösungen (Laugen)
• lösen einige organische Stoffe durch
Verseifung
• reagieren mit Säuren unter Bildung
von Salzen und Wasser
Rocella
tinctoria
Orcein
Folie Nr. 75
9.2 Definitionen - Arrhenius (1884)
S
Saure
Ei
Eigenschaften
h f
werden
d d
durch
h H+-Ionen,
I
b
basische
i h d
durch
h OH--Ionen
I
verursacht
h
Säuren bilden durch Dissoziation in wässriger
g Lösung
g H+-Ionen:
• HCl  H + Cl
• H2SO4  2 H + SO42
Basen bilden durch Dissoziation in wässriger Lösung OH--Ionen:
• NaOH  Na + OH
• Ba(OH)2  Ba2 + 2 OH
Neutralisation: H + OH  H2O
HCl + NaOH  H2O + NaCl
H = -57.4
57 4 kJ/mol
Problem
Nach dieser Definition ist Ammoniak NH3 keine Base, obwohl es basisch reagiert:
• NH3 + H2O  NH4 + OH
Folie Nr. 76
9.2
Definitionen - Brønsted und Lowry (1923)
Sä /B
Säure/Base-Reaktionen
R ki
sind
i dP
Protonenübertragungsreaktionen
üb
ki
(i
(in W
Wasser))
Säuren sind Stoffe,, die Protonen an einen Reaktionspartner
p
abgeben:
g
HCl + H2O  H3O + Cl
Basen sind
B
i d Stoffe,
St ff di
die P
Protonen
t
von einem
i
Reaktionspartner
R kti
t
aufnehmen:
f h
NH3 + H2O  NH4 + OHSäure ֖ Base + Proton
HCl
֖ Cl + H
H3O ֖ H2O + H
NH4 ֖ NH3 + H
H2O
֖ OH + H
An Protonenübertragungsreaktionen sind immer 2 Säure-Base-Paare beteiligt
H2O reagiert je nach Reaktionspartner als Säure oder Base (Ampholyt)
Die Zuordnung eines Stoffes als Säure oder Base hängt vom Reaktionspartner ab
Konjugiertes Säure-Base-Paar:
•
•
•
Folie Nr. 77
9.2
Definitionen - Brønsted und Lowry (1923)
Der L
D
Lowry/Brønsted
/B
d Sä
Säure-Basen-Begriff
B
B iff umfasst
f
auch
h Reaktionen
R ki
ohne
h Lö
Lösungsmittel (Gasphase) und in anderen protischen Lösungsmitteln
In der Gasphase:
HCl + NH3 
NH4Cl
In flüssigem Ammoniak als Lösungsmittel:
NH4Cl + NaNH2 
2 NH3 + NaCl
NH4 + NH2  
2 NH3
(Säure) (Base)
(Neutralisationsprodukt)
In protischen Lösungsmitteln mit Eigendissoziation (Autoprotolyse)
2 H2O ֖ H3O+ OH
bzw.
2 HS ֖ H2S + S
S = Solvens
wirken
Stoffe, welche die Kationenkonzentration des Solvens erhöhen, als Säure
Stoffe welche die Anionenkonzentration des Solvens erhöhen
Stoffe,
erhöhen, als Base
Folie Nr. 78
9.2 Definitionen - Der pH-Wert
Der pH-Wert ist der neg. dekadische Logarithmus der H3O+-Ionen Konzentration
pH = -log[H3O]
pH = frz.
frz puissance d‘hydrogène
d hydrogène (J.
(J Sørensen 1909)
Neutralpunkt: [H3O] = [OH] = 10-7 mol/l  pH = 7
pH
[H3O]
[OH]
0
2
4
6
8
10
12
14
100
10-2
10-4
10-6
10-8
10-10
10-12
10-14
10-14
10-12
10-10
10-8
10-6
10-4
10-2
100
Analog gilt:
pOH = -log[OH]
In wässrigen Lösungen ist das Produkt der Konzentration
der H3O+ und OH–Ionen
Ionen konstant: pH + pOH = 14
Folie Nr. 79
9.3
Stärke von Säuren und Basen
Nach
N
hB
Brønsted/Lowry
d/L
iist di
die S
Stärke
ä k einer
i
Sä
Säure b
bzw. B
Base abhängig
bhä i von ih
ihrem
Dissoziationsgrad in einem Lösungsmittel (Wasser)
Reaktion einer Säure mit Wasser
HA + H2O ֖ A + H3O
Reaktion einer Base mit Wasser
B + H2O ֖ HB + OH
Die Gleichgewichtsquotienten ergeben sich gemäß dem Massenwirkungsgesetz zu
[A]*[H3O]
[HB]*[OH]
K*[H2O] = Ks =
[HA]
K*[H2O] = KB =
[B]
pKS = -log
log Ks
pKB = - log KB
KS = Säurekonstante
KB = Basenkonstante
In Wasser ist die stärkste Säure das H3O-Ion, die stärkste Base das OH-Ion
Folie Nr. 80
9.3 Stärke von Säuren und Basen
B
Brønsted
d Sä
Säuren und
dB
Basen llassen sich
i h iin einer
i
protochemischen
h i h R
Reihe
ih anordnen
d
Säure ֖
HClO4
HCl
H2SO4
HNO3
H3O
H3PO4
CH3COOH
H2S
NH4
H2O
Base
ClO4
Cl
HSO4
NO3
H2O
H2PO4
CH3COO
HS
NH3
OH
+ H
+ H
+ H
+ H
+ H
+ H
+ H
+ H
+ H
+ H
+ H
Dissoziationsgrad einer Säure in Wasser:
p
pKs-Wert
-10
-7
-3
3
-1.4
0
2.2
4.75
72
7.2
9.25
14
Name
Perchlorsäure
Chlorwasserstoff
S h f lä
Schwefelsäure
Salpetersäure
Hydronium-Ion
Phosphorsäure
Essigsäure
Schwefelwasserstoff
Ammonium-Ion
Wasser
100
(pks-pH)
p ) [%]
Dissoziation = 1 + 10(p
Folie Nr. 81
9.4 Zusammenfassung
Fundamentelle
F
d
ll Gemeinsamkeit
G
i
k i aller
ll Säure-Base
Sä
B
Definitionen
D fi i i
• Eine Säure ist eine Verbindung die eine positiv geladene Spezies abspaltet oder
eine negativ geladene Spezies aufnimmt
• Eine Base ist eine Verbindung die eine negativ geladene Spezies abspaltet oder
eine positiv geladene Spezies aufnimmt
Allgemeinste Definition
• Azidität ist der positive Charakter einer chemischen Spezies, welcher durch eine
Reaktion mit einer Base erniedrigt wird
• Basizität ist der negative Charakter einer chemischen Spezies, welcher durch
eine Reaktion mit einer Säure erniedrigt wird
Stärke von Säuren und Basen
• Die Stärke hängt
g von der Ladungsdichte
g
ab (Ladung
(
g pro
p Volumen))
• Stärkste Säure: Proton H+ (Größe ~ 10-13 cm)
• Stärkste Base: Elektron e- (Elementarteilchen ohne innere Struktur)
Folie Nr. 82
10. Redoxvorgänge
Gliederung
10.1 Oxidationszahlen
10 2 Oxidation und Reduktion
10.2
10.3 Galvanische Elemente
10.4 Elektrolyse
y
10.5 Galvanische Spannungsquellen
10.6 Korrosion- und Korrosionsschutz
Folie Nr. 83
10.1 Oxidationszahlen
A
Allgemeine
i Regeln zur Bestimmung
i
der Oxidationszahlen
O i i
1. Elemente
Die Oxidationszahl eines Atoms im elementaren Zustand ist null
2. Ionenverbindungen
Die Oxidationszahlen sind mit der Ionenladung identisch
Verbindung
Ionen
Oxidationszahlen
NaCl
Na+, ClNa+I
Cl-I
Fe3O4
Fe2+ 2 Fe3+, 4 O2Fe+II/+III O-II
3. Kovalente Verbindungen
3
Die Oxidationsstufen der Atome werden durch Heterolyse ermittelt
Verbindung
Lewisformel
fiktive Ionen
Oxidationszahlen
HCl
H Cl
H-Cl
H+, ClH+I
Cl-II
H2O
H-O-H
2 H+, O2H+I
O-II
CO2
O=C=O
C4+, 2 O2C+IV
O-II
Folie Nr. 84
10.2 Oxidation und Reduktion
Oxidation = Elektronenabgabe, d.h. Erhöhung der Oxidationszahl
Am+  A(m+z)+ + z eFe0  Fe+III + 3 e„Rosten
Rosten von Eisen“
Eisen
Reduktion = Elektronenaufnahme, d.h. Erniedrigung
g g der Oxidationszahl
Am+ + z e-  A(m-z)+
Ag+I + e-  Ag0
„Silberspiegelreaktion“
Disproportionierung
) + A((m+z)+
)
2 Am+  A((m-z)+
2 Cu+I  Cu+II + Cu0
 Instabilität von Cu+
Komproportionierung
A(m-z)+ + A(m+z)+  2 Am+
2 Mn+VIIO4- + 3 Mn+II + 4 OH-  5 MnIVO2 + 2 H2O
 Braunsteinbildung
Folie Nr. 85
Redoxreaktionen sind reversibel
Oxidation von Eisen zu Fe2O3
4 Fe0 + 3 O2  2 FeIII2O3 (Rost, Rot-Pigment)
Reduktion von Fe2O3 zu Eisen
a) Hochofen-Prozess
2 FeIII2O3 + 3 CIIO  2 Fe0 + 3 CIVO2
b) Thermit-Reaktion (Schweißen von Schienen)
2 FeIII2O3 + 2 Al0  2 Fe0 + AlIII2O3
Folie Nr. 86
Exkurs: Höllenstein (AgNO3)
Ag+ (AgNO3, Ag2SO4) ist ein starkes Oxidationsmittel und kann daher organische
Materie oxidieren, wobei es selbst zu Ag0 reduziert wird.
Verwendung
- Entfernung von Warzen
- Desinfektion
- Entfernung wuchernden Gewebes
Folie Nr. 87
Oxidierte Form
Na+
+ eZ 2+
Zn
+ 2 eFe2+
+ 2 e2 H3O+ + 2 eCu2+
+ 2 eI2
+ 2 eF 3+
Fe
+ eCl2
+ 2 e-
Beispiele
1. Abscheidung von Ag auf einem Kupferpfennig
2 Abscheidung von Cu auf einem Zinkblech 
2.
Zn--Blech
Reduzierte Form
Na
֖
Z
Zn
֖
Fe
֖
H2 + 2 H2O
֖
Cu
֖
2 I֖
F 2+
Fe
֖
2 Cl֖
Steiggende Tenndenz zur
Elekttronenauffnahme 
Steigende T
Tendenz zzur
Elektronennabgabe 
E
Die Funktionsweise galvanischer Elemente beruht auf der unterschiedlichen
Neigung chemischer Spezies Elektronen aufzunehmen bzw. abzugeben
Cu
CuSO4Lösung
Cu2+ + Zn  Cu + Zn2+
Folie Nr. 88
In einem galvanischen Element sind Oxidation und Reduktion räumlich durch ein
Diaphragma, das aus porösem Material besteht, getrennt.
Daniell-Element
Beispiel: Cu2+ + Zn  Cu + Zn2+
Voltmeter
Stromfluss
Kathode
Diaphragma
Zn 
Cu2+ 
 SO42-
Cuu-Blech
Znn-Blech
Anode
ZnSO4-Lösung
CuSO4-Lösung
H lb l
Halbelement
1
Halbelement
H lb l
2
Redoxpaar 1 (Halbelement 1)
Zn2+ + 2 e-  Zn
Redoxpaar 2 (Halbelement 2)
Cu2+ + 2 e-  Cu
Der Strom, der von der Anode (Zn) zur
Kathode
ode (Cu) fließt,
e , entspricht
e sp c der
de in der
de
Redoxreaktion übertragenen Elektronenzahl. Das Gesamtpotential ergibt sich aus
der Differenz der Redoxpotentiale
E = ECu – EZn (Elektromotorische Kraft)
Folie Nr. 89
10.4 Elektrolyse
Redoxvorgänge, die nicht freiwillig ablaufen, können durch Zuführung elektrischer
Arbeit erzwungen werden
Beispiel
freiwillig (galvanischer Prozess)
Cu2+ + Zn
Cu + Zn2+
erzwungen (Elektrolyse)
Bei der Elektrolyse wird eine Gleichspannung U
angelegt
U = Zersetzungsspannung E + Überspannung
Die Überspannung wird wegen der kinetischen
H
Hemmung
der
d Produktbildung
P d ktbild
an d
den El
Elektroden
kt d
benötigt
Folie Nr. 90
10.4 Elektrolyse
Elektrolyse von Salzsäure
S
ä
Kathodenreaktion
H3O+ + e-  ½ H2 + H2O
Anodenreaktion
Cl-  ½ Cl2 + eGesamtreaktion
H3O+ + Cl-  ½ H2 + ½ Cl2 + H2O
E = E01/2Cl2/Cl- – E0H+/1/2H2 = 1.36 V
Die Überspannung hängt von vielen Faktoren ab:
• Elektrodenmaterial
• Stromdichte
S
di h
• Temperatur
• abgeschiedener Stoff
• …..
Folie Nr. 91
Galvanische
G
i
Elemente sind
i Energieumwandler,
i
in
i denen chemische
i
Energie,
i direkt
i
in elektrische Energie umgewandelt wird.
Primärelemente
Sekundärelemente (Akkumulatoren)
B
Brennstoffzellen
t ff ll
irreversibel
reversibel
i
irreversibel
ib l
Primärelemente 
Minupol
Zn  Zn2+ + 2 ePluspol
2 MnO2 + 2 H2O + 2 e-  2 MnO(OH) + 2 OH-
Zink-Kohle-Batterie
Alkali-Mangan-Batterie
Elektrolyt
(
)
Zink-Kohle-Batterie (Leclanche-Element)
2 NH4Cl + 2 OH- + Zn2+  Zn(NH3)2Cl2 + 2 H2O
Alkali-Mangan-Batterie
2 KOH + 2 OH- + Zn2+  2 K+ + [Zn(OH)4]Chemie für Physiker
Folie Nr. 92
S
Sekundärelemente
ä
1. Ni-Cd-Akku
Minuspol:
Cd + 2 OH-  Cd(OH)2 + 2 ePluspol:
2 NiO(OH) + 2 H2O + 2 e-  2 Ni(OH)2 + 2 OH2. Pb-Akku
Minuspol:
Pluspol:
Pb + 2 SO42-  PbSO4 + 2 ePbO2 + SO42- + 4 H3O+ + 2 e-  2 PbSO4 + 2 H2O
3. Lithium-Ionen-Akku
3
Lithium Ionen Akku
Minuspol:
LiCoO2  Li0.35CoO2 + 0.65 Li+ + 0.65 ePluspol:
Cn+ 0.65 Li+ + 0.65 e-  CnLiy
 Interkalation von Li in Graphitschichten
Folie Nr. 93
Korrosion, d.h. Oxidation von wertvollen Metallen kann durch Lokalelemente
beschleunigt oder verlangsamt werden
Korrosion von Eisen in einer Kochsalzlösung durch K4[Fe(CN6)]-Lösung sichtbar gemacht:
2 Fe2+ + [Fe(CN6)]4-  Fe2[Fe(CN6)] (blau)
Cu2+ + 2 e-  Cu
Fe2+ + 2 e-  Fe
Zn2+ + 2 e-  Zn
E0Cu = +0.34 V
E0Fe
0.41
41 V
F = -0
E0Zn = -0.76 V
1) Cu/Fe-Lokalelement Fe  Fe2+
2) Fe-Halbzelle
Fe  Fe2+
3) Fe/Zn-Lokalelement
F /Z L k l l
t Zn
Z  Zn
Z 2+
Bauteile aus Eisen können durch Anschluss unedlerer Metalle (Zn, Mg, …) als
Opferanoden vor Korrosion geschützt werden  Brücken, Rohrleitungen, Tanks…
Folie Nr. 94
Lokalelemente bilden
i
sich
i auch beim
i Kontakt von AmalgamA
und Goldfüllungen
G fü
aus
Metalle im Amalgam:
g
Sn,, Cu,, Ag,
g, Hg
g
Sn2+ + 2 e-  Sn
S
S
Cu2+ + 2 e-  Cu
Hg2+ + 2 e-  Hg
O2 + 2 H2O + 4 e-  4 OHAu3+ + 3 e-  Au
E0Sn = -0.14
0 14 V
E0Cu = +0.34 V
E0Hg = +0.85 V
E0O2/OH- = +1.24 V
E0Au = +1.50 V
Durch die Ausbildung des Lokalelementes gehen verstärkt die unedleren Metalle in
Lösung, also in den Speichel.
Es muss daher vermieden werden, dass Amalgam- und Goldfüllungen miteinander
in Kontakt kommen
kommen.
Folie Nr. 95

Anorganische Chemie – Teil I

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