ALLGEMEINE und ANORGANISCHE CHEMIE
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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=hc 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! 17