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Grundvorlesung

Inhalte der Grundvorlesung

Prof. Dr. Hillebrecht        WS 2005/06
 
 

Experimentalvorlesung


"Allgemeine und anorganische Chemie"

 



1.Stunde

 

Begrüßung der Teilnehmer aus den Studiengängen Biologie, Chemie, Geowissenschaften, Molekulare Medizin, Pharmazie und Physik; Übersicht über Inhalt und Anliegen; Vorstellung von Lehrbüchern; Regeln beim Umgang mit Gefahrstoffen



Literatur

Zum Nacharbeiten der Vorlesung empfohlen:
Ch. Mortimer: Chemie. Das Basiswissen der Chemie
Georg Thieme Verlag , 8. Auflage 2003

Riedel: Anorganische Chemie
W. de Gruyter, 6. Auflage 2004
Binnewies: Allgemeine und Anorganische Chemie
Spektrum Akad. Verlag, 1. Auflage 2004

Nebenfach:

Riedel: Allgemeine und Anorganische Chemie
W. de Gruyter, 7. Auflage 1999 

Lehrbuch zum Grundpraktikum "Allgemeine, anorganische und analytische Chemie"

Jander- Blasius: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum
S. Hirzel Verlag, 15. Auflage 2002

Lehrbücher zum Nachschlagen (z. T. in der Bibliothek vorhanden)

Hollemann - Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie
W. de Gruyter Verlag, 101 Auflage 1995.
 N.N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemie der Elemente
VCH Verlag 1988
Shriver, Atkins, Langford: Anorganische Chemie
VCH Verlag, 1992
Riedel (Hsg.), Janiak, Klapötke, Meyer: Moderne Anorganische Chemie
W. de Gruyter Verlag 1999
Jander- Blasius: Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie
S. Hirzel Verlag, 15. Auflage 2002

 
 

Kontrollfragen/Übungsaufgaben
1. Weshalb sollten Chemikalien immer in Originalgebinden aufbewahrt werden? Was ist zu beachten, wenn Chemikalien dennoch in (z. B. kleinere) Gefäße umgefüllt werden? Welche Bedeutung haben die folgenden Buchstabenkombinationen zur Kennzeichnung von Gefahrstoffen?
                        F+           T+          Xn          Xi          C
Lösung: F+ hochentzündlich      T+   toxisch/sehr giftig    Xn narcotic      Xi irritant/reizend (z. B. Haut)    C Corrosiv
 

Versuche:

    Dynamische Vorgänge bei chemischen Prozessen
                    Umgang mit Gefahrstoffen

 

  • Landolt – Zeitreaktion

           JO3-  +  3HSO3- ->  J-  + 3HSO4-

          Komplexe Kinetik

 

  • Übersättigte Acetatlösung

         Kristallisationskeime

 

  • Schlauchversuch         CnH2n+2  + O2  ->  CO2 + H2O
  • Radauplätzchen

                                   3KClO3  +  2S  +  P   -> 3KCl  +  2SO2  +  P2O5


 

2.Stunde

 

Fortsetzung:
Regeln beim Umgang mit Gefahrstoffen
Naturwissenschaftliche Grundgesetze: Erhaltung der Masse und Energie;
Gesetz der konstanten und multiplen Proportionen;
Stöchiometrische (Daltonide, z. B. molekulare) und nichtstöchiometrische (Berthollide, z. B. Legierungen, Mischkristalle) Verbindungen .
Quantitativer Gehalt der chemischen Formeln; Stöchiometrische Gesetze
Thermodynamik: Energieumsatz bei Reaktionen / stabile/instabile Systeme
Kinetik: Geschwindigkeit von Reaktionen / labile / inerte Systeme
Versuche:
Historischer Versuch von Lavoisier(1785)
Wärme und Licht bei der Verbrennung von P, S, Metallen / Volumenänderung beim Zerfall von Bleiazid / Wärmeverbrauch beim Auflösen von CaCl2.
Geschwindigkeit von Reaktionen : Glycerin/Permanganat; Benzoylperoxid,
Zerfall von H2O2 mit Braunstein.

  Inhalt einer Folie: Quantitative Bedeutung der chemischen Formel

Stöchiometrie = "Chemisches Rechnen" : Massenanteile bei chemischen Umsetzungen, z. B. zur Synthese oder Analytik von Verbindungen.
Beispiel: Eine Verbindung AaBbCcDd , wobei a:b:c:d die stöchiometrische Koeffizienten sind, meist ganze Zahlen (Daltonide = stöchiometrische Verbindungen).
Rel. Molmasse: Elementsymbole A, B, C, D  --> beinhalten Rel. Atommassen der Elemente A, B, C, D --> hieraus Rel. Molmasse der Verbindung durch M = Summe aller ai * Ai
Berechnung der Gewichtsanteile G der Bestandteile: z. B. GA = a*A/M; für das Verhältnis der Gewichtsanteile gilt GA: Gb : Gc = a*A/M : b*B/M :  c*C/M usw.
Berechnung der chemischen Formel
GA/A : GB/B : GC /C = a/M : b/M : C/M = a : b : c
Für stöchiometrisch zusammengesetzte Verbindungen muß a:b:c das Verhältnis (kleiner) ganzer Zahlen ergeben!

 

Übungsbeispiel: Chemische Formel einer Verbindung, bestehend aus 28,9% K, 23,7% S und 47,3% 0.
Lösung:
1. Schritt: Aufsuchen der Rel. Atommassen,  aus Atommassentabelle: K: 39,1    S: 32,06     0:16,00
2. Schritt: Verhältnisbildung
28,9/39,1 : 23,7/ 32,06 : 47,3/16,00 = 0,739: 0,739: 2,956 = 1 : 1 :4 (nach Division durch 0,739!).
3. Schritt: Hieraus die chemische Formel: KS04
(oder K2S208 bzw. allgemein (KS04)n )
4. Schritt. Berechnung der Rel. Molmasse: M = 39,10 + 32,06 + 4 * 16,00 = 135,16
Ergebnis  Die chemische Formel der Verbindung ist KS04, die Rel. Molmasse beträgt ein n-faches von 135,16.

Weitere Kontrollfragen/Übungsaufgaben

1.        In welcher Form kann bei einer chemischen Reaktion Energie freigesetzt werden?
2. Definieren Sie die Begriffspaare stabil/instabil und inert/labil. Nennen Sie jeweils drei chemische Systeme aus Ihrer Umgebung, die thermodynamisch instabil, aber kinetisch inert bzw. labil sind.
3. Beim Zerfall von 1 Kg Nitroglycerin wird eine Energie von 8MJ freigesetzt. Wie groß ist die Massenänderung?
4. Gegeben sind fünf Analysenergebnisse (%) von Verbindungen. Berechnen Sie jeweils die empirischen Summenformeln.
a) Ca: 27,4  H2O: 12,3 C: 16,4 O: 43,8
b) As: 41,6  K: 21,7 H: 1,1  O: 35,5
c) S: 28,1  N: 12,3 O: 56,1 H: 3,5
d) Mg: 9,5  H2O: 42,1 NO3: 48,4
e) Cr: 10,4  K: 7,8  SO4: 38,5 H2O: 43,2
5. Eine flüssige Verbindung enthält die Elemente C, H und O.
Bei der Verbrennung von 1g Substanz entstehen 2,27 g CO2 und 0,929 g H2O.
 Berechnen Sie das Verhältnis C:H in der Verbindung.

Lösungen:
1. Wärme, Arbeit (Volumen, elektrisch, Oberfläche)
2. Energieumsatz, z. B. Wärme abgeben oder Arbeit leisten: Thermodynamik; stabil/instabil
Reaktivität:  Kinetik; inert/labil
inert: Dieselöl/Sauerstoff, Magnesium/Sauerstoff, Aluminium/Wasser,
labil: Knallgas, Wasserstoffperoxid, Bleiazid,
4.
CaC2O4* H2O  b) K H2AsO4  c) (NH4)2S2O8
d) Mg(NO3)2 *6H2O   e) K Cr(SO4)2* 12H2O
 5.
2,27/44 = 0,929/18 = 0,0516:0,0516 = 1:1   Verhältnis C:H = 1:2 (wegen 2H im Wassermolekül!)


 

3. Stunde
Wärme, Licht und elektrische Arbeit als Energieformen bei chemischen Reaktionen;
1. Hauptsatz der Thermodynamik; Satz von Hess; Energieäquivalente;
Versuche
Wärme und Licht als Energieform bei Verbrennungen
Phänomene der Farbigkeit,  Komplementärfarben, Emission und Absorption
Chemolumineszenz (Luminol), Fluoreszenz
Elektrische Arbeit, z. B. Elektrolyse und Bleibatterie
 
 

4. Stunde

Homogene und heterogene Stoffsysteme; Trennverfahren (mechanisch, thermisch, chemisch); Nernstscher Verteilungssatz, Chromatographische Methoden; Leistungsfähigkeit der modernen Analysenverfahren; Konzentrationsangaben in der Chemie/Stöchiometrie; ,
Versuche
Farbe und Zerteilungsgrad bei Kupfervitriol , Aerosol Luft mit HCl/Ammoniak/Salmiaksalz ,
Bildung von Schaumstoff
Mechanische Trennverfahren : Trennung Sand-Kunststoff , Filtrieren und Zentrifugieren von Ultramarin
Thermische Trennverfahren: Sublimation von Iod, Destillation "Rotwein"
Umkristallisieren von Salpeter
Chemische Trennverfahren: Trennung von Kochsalz/Iod , Ausschütteln und Nernstscher Verteilungssatz, Adsorption an Aktivkohle, Farbstofftrennung durch Chromatographie.
 

5. Stunde

Reine Stoffe /  Aggregatzustände;
Gasreaktionen und Gasgesetze, kinetisches Gasmodell
Versuche
Demonstrationen zu den Phänomenen Härte, Weichheit, Plastizität, Elastizität, Sprödigkeit
Oberflächenspannung von Flüssigkeiten, Kampferschiffchen, hüpfender Kitt

6. Stunde

Druck- und Temperaturverhalten von realen und idealen Gasen; kritische Erscheinungen; Phasengesetz von Gibbs; Phasendiagramme
Versuche
Diffusion von Gasen durch Tonzylinder; Diffusion von HCl/NH3.
Molekulare Masse nach Viktor Meyer,Kondensation von nitrosen Gasen, Sublimation von Iod

7. Stunde

Aufbauprinzipien von Flüssigkeiten und Festkörper, unterschiedliche Ordnungszustände; 7 Kristallsysteme; 14 Translationsgitter;
Zusammenhänge zwischen Materialeigenschaften und Strukturen von Festkörpern
Versuche/Demonstrationen
Spaltbarkeit bei Kettenstrukturen (Fasergips, Asbest), Schichtenstrukturen (Glimmer, Graphit),
Paraffin mit weicher Molekülstruktur, duktile Metalle, spröde Ionengitter, Diamant: harte Materialien mit kovalenten Gittern.
Herstellung von Nylon, Ziehen und Strecken der Fäden.
 
 
 

8. Stunde

Kinetik und Thermodynamik bei chemischen Reaktionen; Zustandsgrößen: Innere Energie U, Enthalpie H, Entropie S; Freie Enthalpie G und Nutzarbeit; Hauptsätze der Thermodynamik
 
 

9. Stunde

Chemisches Gleichgewicht; Gibbs-Helmhotz-Gleichung; Formulierung homogener und heterogener Gleichgewichte
 
 

10. Stunde

Kinetik und Katalyse; Aktivierung von Reaktionen; Formen der Katalyse; Geschwindigkeitsgesetze
 
 

11. Stunde

Eigenschaften und Verhalten von Mischungen und Lösungen; Polare und unpolare Lösungsmittel; Löslichkeit von Gasen, Flüssigkeiten und Festkörpern; Löslichkeitsprodukt
 
 

12. Stunde

Diffusion, Ficksches Gesetz; Osmotischer Druck; Bedeutung und Anwendungen; z. B. Molmassenbestimmung
 
 

13. Stunde

Dampfdruckerniedrigung und Siedepunktserhöhung; Gesetze von Raoult; Siede- und Schmelzdiagramme; Anwendung zur Molmassenbestimmung; Siede- und Schmelzdiagramme
 
 

14. Stunde

Bau der Atome, Kernbausteine; Massendefekte/Kernbindungsenergien; geochemische Häufigkeit von Elementen; Radioaktive Prozesse; Kernzerfall und Kernspaltung; Kernfusion; Halbwertszeiten und Datierung
 
 

15. Stunde

Atombau und Periodensystem;  Bohrsches Atommodell; Quantenzahlen und Aufbauprinzip; Periodische Eigenschaften: Dichten, Radien, Ionisierungsenergien und Elektronenaffinität;

16. Stunde
Wellennatur der Elektronen; Orbitalbegriff; Räumliche Orientierung von s-, p- d- und f-Zuständen, Knotenflächen

17. Stunde
Wellenmechanische Behandlung der chemischen Bindung, Bindende und antibindende Zustände, M.O.-Schema; H2-Molekül,

18. Stunde
Orbitale und chemische Bindung, Teil II ; Einfach- und Mehrfachbindungen bei zweiatomigen Molekülen Li2 bis Ne2; M.O.-Schema und Bindungsordnung; bindende, antibindende und nichtbindende Zustände; stabile Radikale O2 und NO
 

19. Stunde
Luft und Bestandteile; Verhalten von flüssiger Luft; Kältereaktionen

20. Stunde
Sauerstoff; Eigenschaften, Reaktivität; Oxidationsreaktionen;

21. Stunde
Wasserstoff; Eigenschaften, Reaktivität; Reduktions- und Oxidationsbegriff

22. Stunde:   H/O-Verbindungen: Wasser, Wasserstoffperoxid, Wasserstoffsuperoxid ;

23. Stunde
Konzept der Oxidationszahlen; Elektronegativitäten; Formulierung von Redoxreaktionen

24. Stunde
Geometrie von Molekülen, VSEPR-Regeln

25. Stunde
Die Halogene, Reaktivität; Halogenwasserstoff-Verbindungen, Halogenide

26. Stunde
Halogenide, Halogen-Wasserstoff-Verbindungen

27. Stunde
Säuren und Basen I,
Definitionen nach Brönsted und Lewis; Säure-Basen-Gleichgewichte, pH-Wert

28. Stunde
Säuren und Basen II:
pH-Berechnungen, Puffersysteme, Neutralisationsanalysen

29. Stunde

Sauerstoffverbindungen der Halogene, Disproportionierungs- und Komproportionierungsreaktionen, Namen der Säuren

30. Stunde
Die Alkalimetalle, Chloralkali-Elektrolyse
Der metallische Zustand, Bändermodell, Strukturen der Alkalimetalle

31. Stunde
Elektrochemie I
Leitfähigkeit von Elektrolytlösungen; Konzentrationsabhängigkeit, Beweglichkeit von Ionen; Strom-Spannungskurven;  Zersetzungsspannung; Elektrolyse; Gesetze von Faraday; Potentialbildung und Spannung; Elektroden-Standard-Potentiale; Nernstsche Gleichung; Spannungsreihe

32. Stunde
Elektrochemie II
Anwendungen der Nernstschen Gleichung ;
pH-Abhängigkeit von Redoxpotentialen;
Bildung von Gasen, Niederschlägen und Komplexen
Vergleichselektroden: Kalomel, Silberhalogenide, Glaselektrode

33. Stunde
Elektrochemie III
Anwendungen der Elektrochemie: Batteriesysteme
 
 

34.Stunde
Die Chalkogene: Thermisches Verhalten des Elementes Schwefel, Phasendiagramm und Phasentransformationen,
Isomerie, Konstitution und Konformation von Molekülen; Chiralität

35.Stunde

Wasserstoffverbindungen der Chalkogene,

Lösungsverhalten der Sulfide, Bedeutung für analytische Trennverfahren von Schwermetallkationen

36. Stunde

Oxide des Schwefels, Probleme der Luftverschmutzung

-------------------------------------Weihnachtspause-------------------------------------

37. Stunde

Säuren des Schwefels Schwefelsäure,

38. Stunde

Selen und Tellur, Systematische Änderungen der Eigenschaften innerhalb von Gruppen des PS

39. Stunde

Stickstoff und Stickstoff-Wasserstoff-Verbindungen, Haber-Bosch-Verfahren

40. Stunde
Oxide des Stickstoffs, Salpetersäure, Redoxreaktionen von N-Verbindungen
Isostere, isovalenzelektronische und isolobale Beziehungen am Beispiel von N- Verbindungen, Analytik von N-Verbindungen
 
 

41. Stunde
Phosphor, Formen des Elements, Halogenide, Lewisreaktionen
 
 

42. Stunde

Phosphorsäuren und Phosphate, Kondensationsreaktionen, Biochemische Bedeutung von Phosphorverbindungen
 
 

43. Stunde

Arsen, Antimon, Bismut, Halbmetalle, Legierungen, Redoxverhalten, Hydrolyseverhalten der Halogenverbindungen, Versuche/Demonstrationen

Inhalt der Vorlesung
 
 

Kontrollfragen und Übungsaufgaben

Nachweisreaktionen
 
 

44. Stunde

Kohlenstoffs: Sonderstellung und Bindungsprobleme, Inertheit, Stabilität von Konformationen

Formen des Elements Kohlenstoffs: Fullerene, Ruß, Graphit und Diamant
Versuche/Demonstrationen
Formen des Kohlenstoffs: Diamant-Graphit-Ruß-verschiede Kohlen

Ausschütteln von wässriger Iodlösung mit CCl4: Demonstration der Inertheit der Halogenverbindungen

Inhalt der Vorlesung

Vergleich von Bindungsenergien: Einfach- und Mehrfachbindungen, Bindungspartner

Polaritäten von Bindungen

Kohlenstoffchemie ist eine endotherme Chemie, also thermodynamisch instabil, zumindest bei Gegenwart von Sauerstoff / Wasser!

Aber Inertheit: hohe Aktivierungsenergie für Übergangszustände; stabile Konfigurationen und Konformationen, damit bleiben chirale Informationen erhalten: Biochemie, Proteine

Elementformen und Strukturen: Isolator Diamant-Leiter Graphit: Temperaturbeständigkeit

Bildung von Fullerenen; Synthese von Graphit

Kontrollfragen und Übungsaufgaben
 

45. Stunde

Carbide, Oxide des Kohlenstoffs, Boudouard-Gleichgewicht, Kohlensäure, Derivate: Phosgen, Harnstoff, Blausäure, Cyanide
Versuche/Demonstrationen
Inhalt der Vorlesung
 
 

Kontrollfragen und Übungsaufgaben
 

46. Stunde

Vergleich der Eigenschaften von C und Si; Reaktionen von EX4-Verbindungen, Element Silicium, Halbleitereigenschaften, Herstellung und Bedeutung, Vergleich Kohlensäure/Kieselsäure, Kondensationsprozesse bei der Bildung von Silkaten, Ionenaustausch von Tonmineralen und Zeolithen
Versuche/Demonstrationen
Inhalt der Vorlesung
 
 

Kontrollfragen und Übungsaufgaben
 

47. Stunde

Silikone, Amorphe Kieselsäure, Tyndall-Effekt; Eigenschaften und Bedeutung von Kolloiden, Sol/Gel, Dialyse
Versuche/Demonstrationen
Inhalt der Vorlesung
 
 

Kontrollfragen und Übungsaufgaben
 

48. Stunde

Eigenschaften von Germanium, Zinn und Blei; Vergleich der Halogenide und Oxide von C bis Pb, Basizität und Redoxverhalten von Sn und Pb
Versuche/Demonstrationen
Inhalt der Vorlesung
 
 

Kontrollfragen und Übungsaufgaben
 
 

49. Stunde

3. Gruppe des Periodensystems, Bor/Aluminium Sonderstellung des Bors, Elektronenmangel, Lewisreaktionen
 
 

50. Stunde
Erdalkalimetalle: Calcium und Magnesium, Bedeutung für Wasserhärte, Kalk und Zement, Funktionen von Ca und Mg in der Biochemie
 

51. Stunde

Bindung in Ionenkristallen, Grundstrukturen; Gitterenergie
 

52. Stunde

Komplexchemie: Definitionen, Stabilitätskonstanten, Isomerieprobleme




  53. /54. Stunde

Übergangsmetalle, Elektronenkonfiguration und Bindungsprobleme,
Kupfer, Silber und Gold, Zink, Cadmium, Quecksilber
Redoxverhalten und Komplexierung, Photographischer Prozeß, Umweltprobleme mit Quecksilber
 
  55. Stunde

Komplexverbindungen der Übergangsmetalle; Einfluss der d-Zustände auf Farben, Magnetismus und Redoxeigenschaften vonKomplexverbindungen, Grundzüge der Kristallfeld- und Ligandenfeldtheorie, 18-Elektronen-Regel. Wie entstehen Farben?


56. /57. Stunde

Chrom, Molybdän, Wolfram und Mangan.Redoxreaktionen und Komplexchemie, Basizitäten, Farbigkeit

58. Stunde

Eisen, Cobalt und Nickel; Komplexverbindungen der Übergangsmetalle; Redoxverhalten; Biochemische Bedeutung der Metalle  

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