Allgemeine und Anorganische Experimentalchemie

161 Pages·2007·0.58 MB·German

Allgemeine und Anorganische Experimentalchemie
für Studierende der Physik, Geowissenschaften
und des Lehramts Chemie (Beifach)
Inhaltsverzeichnis:
Chemie für Physiker und Geowissenschaftler
1Einleitung
1.1Organisation
1.2Hörerkreis
1.3 Literatur
2Definitionen
2.1Nachbarfächer
2.2Chemie
3ChemischeStoffe
3.1PhasenundGemische
3.2Trennmethoden
4Atombau I
4.1AufbaudesAtoms
4.2Aufbauder Elektronenhülle
5DasPeriodensystemder Elemente
5.1Historisches
<E1Anmerkungenzur Chemiegeschichte>
5.2Der Aufbau desPeriodensystems
6DieElementeder Gruppe 18(Edelgase)
6.1Allgemeines
<E2Ionisierungsenergie undElektronenaffinität>
<E3Atomradien>
6.2Eigenschaften
6.3Vorkommen,Gewinnung,Verwendung
7DerWasserstoff
7.1Allgemeines
<E4DieAtombindung I>
7.2Vorkommen,Gewinnung,Eigenschaften, Verwendung
<E5Isotope>
8DieChemischeReaktion
8.1Allgemeines
8.2,DerMolbegriff; Mengenund Konzentrationen
8.3Thermodynamik
1
8.4Kinetik
8.5Stöchiometrie
9DieElementeder Gruppe 17(Halogene)
9.1Allgemeines
9.2Verbindungenmit Wasserstoff
<E6DasChemische Gleichgewicht>
<E7Brönstedt-Säurenund –Basen>
<E8DieElektronegativität>
<E9Die Wasserstoffbrückenbindung>
9.3 Interhalogen-Verbindungen
<E10RäumlicheOrientierung derBindungenund Hybridisierung>
<E11DasVSEPR-Modell>
9.4Verbindungenmit Edelgasen
10DieElementeder Gruppe 1(Alkalimetalle)
10.1Allgemeines
<E12DieMetallischeBindung I>
10.2Vorkommen,Eigenschaften,Verwendung
10.3Verbindungenmit Wasserstoff
<E13DieIonenbindung I>
<E14Oxidationszahlen undRedoxreaktionen>
10.4Verbindungenmit Halogenen
<E15DieElektrolyse>
<E16DieIonenbindung II>
11DieElementeder Gruppe 16(Chalkogene)
11.1Allgemeines
11.2Sauerstoff
11.2.1DasElement
<E17DieAtombindung II>
<E18DieAtombindung III>
<E19EinigeBegriffeder Atombindung imRückblick>
11.2.2Verbindungenmit Wasserstoff
<E20DerpH-Wert>
<E21DasRedox-Potential>
11.2.3Verbindungenmit Edelgasen
11.2.4Verbindungenmit Halogenen
11.2.5Halogensauerstoffsäuren
<E22Komproportionierung undDisproportionierung>
<E23Anhydride undSäurehalogenide>
11.2.6Verbindungenmit Alkalimetallen
11.2.7Hydroxide
11.3Schwefel,Selen,Tellur
11.3.1DieElemente
<E24DieDoppelbindungsregel>
11.3.2Verbindungenmit Wasserstoff
11.3.3Verbindungenmit Halogenen
2
11.3.4Verbindungenmit Alkalimetallen
11.3.5Verbindungenmit Sauerstoff
11.3.6Chalkogensauerstoffsäuren undSäurehalogenide
<E25KatalyseI>
12DieElementeder Gruppe 2(Erdalkalimetalle)
12.1Allgemeines
<E26DieMetallische Bindung II>
12.2Beryllium
<E27Komplexverbindungen I>
12.3Magnesium,Calcium, Strontium, Barium,Radium
<E28Löslichkeit undLöslichkeitsprodukt>
13DieElementeder Gruppe 15(Pnikogene)
13.1Allgemeines
13.2 Stickstoff
13.2.1DasElement
13.2.2Verbindungenmit Wasserstoff
13.2.3Verbindungenmit Halogenen
13.2.4Verbindungenmit Alkali- undErdalkalimetallen
13.2.5Verbindungenmit Sauerstoff
13.2.6Stickstoff-SauerstoffsäurenundSäurehalogenide
13.3Phosphor, Arsen,Antimon, Wismut
13.3.1DieElemente
13.3.2Verbindungenmit Wasserstoff
13.3.3Verbindungenmit Halogenen
13.3.4Verbindungenmit Sauerstoff
13.3.5Element-Sauerstoffsäuren
14DieElementeder Gruppe 13(Erdmetalle)
14.1Allgemeines
14.2Bor
14.2.1DasElement
14.2.2Verbindungenmit Wasserstoff
<E29DieAtombindung IV>
14.2.3Verbindungenmit Halogenen
<E30DieAtombindung V>
14.2.4Verbindungenmit Sauerstoff,Sauerstoffsäuren
14.2.5Verbindungenmit Stickstoff
<E31DasIsoelektronische Konzept>
14.2.6Komplexverbindungen
<E32Lewis-Säurenund –Basen>
14.3Aluminium, Gallium, Indium
14.3.1DieElemente
14.3.2Verbindungen des AluminiumsmitWasserstoff
14.3.3Verbindungen des AluminiumsmitHalogenen
14.3.4Verbindungen des AluminiumsmitSauerstoff
14.3.5Verbindungendes Galliums und Indiums
14.4Thallium
<E33DerEffekt desInerten Paares>
3
15DieElementederGruppe 14(Kohlenstoff-Gruppe)
15.1Allgemeines
15.2DerKohlenstoff
15.2.1DieSonderstellungdes Kohlenstoffs
15.2.2DasElement
15.2.3Berbindungenmit Halogenen
15.2.4Verbindungenmit Sauerstoff
15.2.5Verbindungenmit Stickstoff
15.2.6Carbide
15.3Silizium, Germanium
15.3.1DieElemente
15.3.2Verbindungenmit Wasserstoff
15.3.3Verbindungenmit Halogenen
15.3.4Verbindungenmit Sauerstoff
<E34Glas>
15.3.5Sauerstoffsäurenund Silikate
15.3.6Verbindungen mit Kohlenstoff
15.4Zinn, Blei
15.4.1DieElemente
15.4.2Verbindungender vierwertigenElemente
15.4.3Verbindungender zweiwertigenElemente
16DieHauptgruppenelementeim Überblick
16.1Oxidationszahlen
16.2Azidität
16.3Bindungsarten
16.4Stabilitätskriterien
17Atombau II
17.1DasBohr’scheAtommodell
17.2DieEmissionsspektrendesWasserstoffs
17.3DieUnschärferelation
17.4DaswellenmechanischeAtommodell
18DieElementeder Nebengruppen
18.1Allgemeines
18.2DieElementedesd-Blocks
18.2.1DasPeriodensystem derd-Blockelemente
18.2.2Died-Blockelemente in wässriger Lösung
<E35Komplexverbindungen II>
18.2.3Halogenideder d-Blockelemente
18.2.4Oxide derd-Blockelemente
<E36Magnetochemie>
18.2.5NichtstöchiometrischeVerbindungen
18.2.6 Legierungen
18.3DieElementedes f-Blocks
18.3.1 Lanthanoide
18.3.2Actinoide
<E37Kernphysikalische Prozesse>
19Einführungin dieOrganische Chemie
4
19.1Einleitung
19.2SystematikorganischerVerbindungen
19.2.1DasKohlenstoffgerüst
19.2.2FunktionelleGruppen
19.2.3Nomenklatur
19.3Dieorganisch-chemischeReaktion
19.3.1ReaktionskoordinatenundReaktionsverlauf
19.3.2Klassifizierungvon Reaktionen
19.3.2.1Allgemeines
19.3.2.2Additionsreaktionen
19.3.2.3Eliminierungsreaktionen
19.3.2.4Substitutionsreaktionen
19.3.3Nachbargruppeneffekte
19.4AusgewählteSubstanzklassen
19.4.1AlkaneundCycloalkane
19.4.2Alkene
19.4.3Alkine
19.4.4Arene
<E38Arbeitssicherheitund Toxizität>
19.4.5Heterozyklen
19.4.6Alkohole
<E39Siedediagramme>
19.4.7Ether
19.4.8AmineundNitroverbindungen
19.4.9AldehydeundKetone
19.4.10Carbonsäurenund ihreDerivate
19.5Spezielle KapitelderOrganischenChemie
19.5.1HochmolekulareStoffe
19.5.1.1Polymerisate
19.5.1.2Polykondensate
19.5.1.3Polyaddukte
19.5.2Naturstoffe
19.5.2.1Fette
19.5.2.2Kohlehydrate
19.5.2.3Aminosäurenund Proteine
<E40SymmetrieundChiralität>
19.5.3MetallorganischeVerbindungen
19.5.3.1Übersicht
19.5.3.2Verbindungender Hauptgruppenelemente
19.5.3.3Verbindungender Nebengruppenelemente
<E41KatalyseII>
5
1 Einleitung
1.1 Organisation
Die Vorlesung findet im Pflichtteil (3 SWS) jeweils Mo 12-13 Uhr
(Hörsaal N5) und Do 10-12 Uhr (Hörsaal N5) statt. Hinzu tritt ergänzend
im Umfang von 1 SWS eine Experimentalvorlesung (Di 14-15 Uhr,
Hörsaal N5, Termine nach Ankündigung). Der Inhalt des Pflichtteils ist
Gegenstand der die Vorlesung abschließenden Prüfung.
Sprechstunde: nach der Vorlesung bzw. nach Vereinbarung
(Tel. [phone], E-mail: [email protected])
1.2 Hörerkreis
Die Vorlesung wendet sich an Studierende der Studiengänge Physik
(Diplom), Geowissenschaften (Diplom, B.Sc.) und Biologie (Lehramt
ohne Beifach Chemie). Gäste anderer Studienrichtungen sind will-
kommen.
1.3 Literatur
Zur Ergänzung der Vorlesung und zum Selbststudium werden empfohlen:
C. E. Mortimer, U. Müller
Chemie
Georg Thieme, Stuttgart
E. Riedel*
Anorganische Chemie
Walter de Gruyter, Berlin
M. Schmidt*
Anorganische Chemie (Band 1)
BI Hochschultaschenbücher, Mannheim
R. Demuth, F. Kober*
Grundlagen der Komplexchemie
Salle + Sauerländer, Frankfurt a.M.
E. Breitmaier, G. Jung*
Organische Chemie
Georg Thieme, Stuttgart
W. Strähle
Allgemeine und Anorganische Experimentalchemie
http://casgm3.anorg.chemie.uni-tuebingen.de/akkuhn/Abb/grundvorlesung.pdf
6
N. Kuhn
Allgemeine und Anorganische Experimentalchemie
http://casgm3.anorg.chemie.uni-tuebingen.de/akkuhn/experimentalchemie.pdf
*im Leihbestand der UB Tübingen (Außenstelle Morgenstelle)
2 Definitionen
2.1 Nachbarfächer
Mathematik: Lehre von den Zahlen
Physik: Lehre von den Kräften
Biologie: Lehre vom Leben
Geologie: Lehre von der Erde
2.2 Chemie
Chemie: Lehre von den Stoffen
Die Chemie ist die Lehre von der Materie, ihrem Aufbau, ihren
Eigenschaften und ihrer Umwandlung. Aus in der Tradition
verankerten organisatorischen Gründen unterscheidet man zwischen
den Teilgebieten
Organische Chemie (Stoffchemie der Kohlenwasserstoffe)
Anorganische Chemie (sonstige Stoffchemie)
Physikalische Chemie (Anwendung physikalischer Methoden auf
chemische Fragestellungen)
Theoretische Chemie (Bearbeitung chemischer Fragestellungen mit
Rechenmethoden)
Biochemie (Chemie des Lebens)
Geochemie (Bearbeitung geologischer Fragestellungen mit
chemischen Methoden)
u.a.m.
Die Teilgebiete„Anorganische Chemie“ und „Organische Chemie“
lassen sich in die Bereiche
Synthese (Herstellung von Stoffen)
Analyse (Charakterisierung von Stoffen)
Reaktionen (Chemisches Verhaltenvon Stoffen)
gliedern.
3 Chemische Stoffe
3.1 Phasen und Gemische
Jede Materie ist aus chemischen Bestandteilen aufgebaut. Man spricht
daher von Chemischen Systemen. Diese können heterogen, d.h. aus
Komponenten mit verschiedenen physikalischen und chemischen Eigen-
schaften aufgebaut sein, oder homogen sein; in diesem Falle haben sie
7
durchgehend identische Eigenscnaften. Homogene Systeme können
Lösungen oder Reine Stoffe sein. Reine Stoffe wiederum lassen sich
Atomsorten) oder Elemente (Moleküle bzw. Atome nur einer Atomsorte)
(Abb. 1).
Abb. 1:Chemische Stoffe
3.2 Trennmethoden
Heterogene Systeme und Lösungen lassen sich unter Ausnutzung ihrer
verschiedenen physikalischen Eigenschaften in die zu Grunde liegenden
Reinen Stoffe auftrennen. Hierbei handelt es sich um physikalische
Vorgänge, da chemische Bindungen weder gespalten noch geknüpft
werden. Die Überführung der Reinen Stoffe hingegen in die zu Grunde
liegenden Atome gelingt nur unter Durchführung Chemischer Reaktionen.
Die Auftrennung von Heterogenen Systemen oder Lösungen kann jedoch
auch den Einsatz chemischer Reaktionen erfordern, wenn sich die
Komponenten hinsichtlich ihrer physikalischen Eigenschaften nur
geringfügig unterscheiden. Allerdings wird hierbei wenigstens eine der
Komponenten in eine andere chemische Verbindung überführt.
Tab. 1 gibt Beispiele der Eigenschaftsunterschiede und der verwendeten
Methoden
Tab. 1: Trennmethoden
4 Atombau I
4.1 Aufbau des Atoms
Im vorstehenden Kapitel haben wir erfahren, dass Materie (Chemische
Systeme) aus Molekülen aufgebaut ist, die wiederum durch Verknüpfung
von Atomen (Chemische Bindung, Atombindung) gebildet werden. Das
Knüpfen und Lösen solcher Bindungen bezeichnet man als Chemische
Reaktion. Demgegenüber ist die Spaltung und Verschmelzung von
Atomen ein physikalischer Vorgang der später besprochen werden soll
(vgl. E37). Zum Verständnis der Chemischen Bindung, mithin der
Chemischen Reaktion, benötigen wir jedoch eine zunächst stark ver-
einfachte Kenntnis des Aufbaus der Atome.
Atome bestehen aus einem Kern (zusammengesetzt aus Protonen und
Neutronen), sowie einer Hülle aus Elektronen. Aus diesen drei
Elementarteilchen (Tab. 2) ist die gesamte Materie aufgebaut. Es ist
ersichtlich, dass sich die Masse des Atoms im Kern konzentriert, der
jedoch ein sehr geringes Volumen aufweist. Die Ausdehnung des Atoms
wird von der Elektronenhülle bestimmt.
Tab. 2: Bausteine der Atome
8
Die Kernbausteime sind angenähert massengleich, unterscheiden sich
jedoch hinsichtlich der elektrischen Ladung. Das Proton (p+) trägt eine
positive elektrische Elementarladung, während das Neutron (nto)
ungeladen ist.
-
Dem Elektron (e ) kommt die negative elektrische Elementarladung zu. In
einem Atom ist die Zahl der Protonen im Kern gleich der Zahl der
Elektronen in der Elektronenhülle, so dass sich die elektrischen Ladungen
kompensieren und das Atom insgesamt ungeladen, d.h. elektroneutral ist.
Die chemischen Eigenschaften eines Atoms werden von der Zahl der
Elektronen in der Elektronenhülle und deren Struktur festgelegt. Wir
können die Atomsorte somit auch durch Angabe der Zahl der Protonen im
Kern charakterisieren; diese Zahl nennt man auch Ordnungszahl(p).
Die Neutronen im Kern werden offensichtlich zur Stabilisierung des
Kerns benötigt. Tatsächlich unterliegen ja die positiv geladenen Protonen
der elektrostatischen Abstoßung, die durch die Gravitation (Massen-
anziehung) ausgeglichen wird. Hierzu leisten die Neutronen einen unver-
zichtbaren Beitrag. Die Zahl der Neutronen kann bei gleicher Ordnungs-
zahl variieren. Auf die chemischen Eigenschaften des Atoms nimmt die
Zahl der Neutronen kaum Einfluß. Lediglich bei der Atomsorte
(„Element“) der Ordnungszahl 1 ist wegen der hier nicht auftretenden
Abstoßung der Protonen voneinander die Gegenwart von Neutronen im
Kern entbehrlich.
Einer Konvention und der Historie entsprechend gibt man die Ordnungs-
zahl p sowie die relative Masse (nt+p) in Gestalt von Indices zusätzlich
zum Elementsymbol E an.
nt+p
E
p
Die Kenntnis der Elementsymbole (Tab. 3) ist wichtige Voraussetzung
zur Formulierung von Chemischen Reaktionen.
Tab. 3: Die Elemente und ihre Symbole
4.2 Der Aufbau der Elektronenhülle
Auf Grund der entgegengerichteten elektrischen Ladung sollten sich
Atomkerne und die Elektronen der Hülle anziehen, woraus eine Ver-
schmelzung beider Teile unter Zerstörung des Atoms folgen sollte. Unter
bestimmten Bedingungen (Quantenbedingungen), deren Grundlage später
(Kap. 17) besprochen werden soll, unterbleibt diese Verschmelzung mit
der Folge, dass die Elektronenhülle bestimmten Aufbauprinzipien
gehorchen muß. Hierbei lassen sich den Elektronen bestimmte Energie-
zustände zuordnen, die nur diskrete (d.h. nicht beliebige Energiewerte in
Form eines Kontinuums) Werte annehmen können. Diese Energiezu-
9
stände lassen sich durch die sog. Quantenzahlen beschreiben. Die
Quantenzahlen können nur bestimmte Werte annehmen.
Eine mathematische Behandlung der Wechselwirkung zwischen Atom-
kern und Elektronenhülle ergibt zudem, dass die Lage der Elektronen
relativ zum Kern nicht exakt, sondern nur mit einer bestimmten
Wahrscheinlichkeit angegeben werden kann (Unschärferelation). In einer
bildlichen Vorstellung weist man deshalb den Elektronen, charakterisiert
durch ihre Quantenzahlen, die Anwesenheit in mathematisch definierten
Raumsegmenten, deren Zentrum der Atomkern bildet, zu. Diese Raum-
segmente nennt man Orbitale. Die Energie des Elektrons wird von der
Kernanziehung und der interelektronischen Abstoßung gesteuert. Für die
Quantenzahlen n (Hauptquantenzahl), l (Nebenquantenzahl) und m
(magnetische Quantenzahl) gilt im Einzelnen:
nkann alle ganzzahligen positiven Werte beginnend mit 1 annehmen:
[n = (1),(2),(3)…∞]; n beschreibt die Ausdehnung des Orbitals und somit,
wegen der Abhängigkeit der Anziehung zwischen Kern und Elektron,
dessen Energie.Aus historischen Gründen werden in der Chemie an Stelle
der Zahlenwerte 1,2,3,4… gelegentlich die Buchstaben K,L,M,N…
verwendet.
l kann alle ganzzahligen (positiven) Werte im Intervall zwischen 0 und n-
1annehmen:
[l = 0,1,…,(n-1)] beschreibt die Gestalt des Orbitals, innerhalb der
gleichen Hauptquantenzahl sind Elektronen verschiedener
Nebenquantenzahl wegen der unterschiedlichen interelektronischen
Abstoßung nicht energiegleich. Aus historischen Gründen werden in der
Chemie an Stelle der Zahlenwerte 0,1,2,3,4… die Buchstaben s,p,d,f,g…
verwendet.
mkann alle ganzzahligen Werte im Bereich +l und –l annehmen:
[m = +(l),+(l-1),+(l-2),…(0),…-(l-2),-(l-1),-(1)]; m beschreibt die
Orientierung des Orbitals im Raum, der durch ein kartesisches
Koordinatensystem (x,y,z) definiert wird.
Gestalt (l) und Ausrichtung (m) der s-, p- und d-Orbitale sind in Abb. 2
wiedergegeben. Es ist leicht ersichtlich, dass die Superposition aller durch
m unterschiedenen Orbitale nl wieder zur Kugelsymmetrie führt.
Abb. 2: Gestalt und Orientierung der Orbitale
Da die Zugehörigkeit der Elektronen zur Hauptquantenzahl n den
primären Beitrag zur Enegie des Elektrons leistet (Schalenstruktur),
spricht man auch von der K,L,M…-Schale des Atoms. Die chemischen
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