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Starke chemische Wechselwirkungen zwischen Atomen: chemische Bindungs Bindungs-Typen Typen Definition: ”Eine Eine chemische Bindung entsteht dann, wenn die Gesamtenergie der gebundenen Atome niedriger ist als die der einzelnen ungebundenen Atome.“ Atombindung (kovalente Bindung, Elektronenpaarbindung)
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Regeln zur Atombindung Oktettregel: Ein gebundenes Atom besitzt 8 Elektronen unter Einbezug der gemeinsamen Elektronenpaare (Wasserstoff 2). Valenzelektronen, die keine Bindung eingehen, bezeichnet man als freie Elektronenpaare. p
: : O: :O oder O = O : : .. :N::N: oder :N N: :
wird zu
:
wird zu
:
:
. . + :O: :O: . . . . . + . N: :N . .
Mehrfachbindungen g
Ein Bindungsstrich = Einfachbindung; e St Striche c e = Doppelbindung; oppe b du g; zwei drei Striche = Dreifachbindung Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Bildung einfacher Moleküle aus Atomen
Typisches Merkmal der Atombindung: Sie ist gerichtet! Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Valenzstrichformel (Lewisformeln), Chemische Formel
N ..
..
..
H
H
+
H .. H
H
H
Formalladung: Formalladungen werden mit
N
+ H
H
oder bezeichnet
Mesomerie (Resonanz): Beschreibung des elektronischen Zustands durch Verschiebung von Elektronenpaaren mit mehreren (oft gleichwertigen) Valenzstrichformeln. Valenzstrichformeln Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Mesomere Grenzstrukturen O
O
Ozon O
O
O
O
Behelfsmässige/anschauliche Beschreibung des wirklichen elektronischen l k i h Zustands Z d Mesomerie zeigt eine alternative (delokalisierte) Elektronenverteilung Mesomere Grenzformen werden durch einen Doppelpfeil getrennt
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Ausnahmen zur Oktettregel Elektronenmangelverbindungen l k l bi d ddurch h Unterschreitung des Oktetts: Tritt bei Atomen mit einer geringen Zahl an Valenzelektronen l l k auff.
F
z.B. Elektronensextett in BF3 (→ Lewis-Säure)
B F Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
F 61
Ausnahmen zur Oktettregel Eine über das Oktett hinaus aufgeweitete Valenzschale = Hypervalenz. Tritt bei grösseren Atomen ab der dritten Periode auf.
F
zz.B. B Elektronendezett in PF5
F F
P F F
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Die polarisierte Atombindung und die Elektronegativität von Atomen In Atombindungen zwischen gleichen Atomen besteht eine gleichförmige Verteilung der Elektronen.
Darstellung der Elektronenverteilung im H2-Molekül Molekül (H-H) (H H) Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Atombindungen mit ungleichen Bindungspartnern In Atombindungen mit ungleichen Bindungspartnern ist die Elektronenverteilung mit ihrem Schwerpunkt verschoben: Man nennt die Bindung polarisiert.
Beispiel: Im HCl-Molekül ist die Elektronendichte zum Cl-Atom hin verschoben
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Polarisierte Atombindungen g +
-
+
-
+
-
+ -
Die Richtung der Polarisierung lässt sich durch Partialladungen (, ) angeben. Partialladungen P ti ll d sind i d messbare b Gö Grössen undd verursachen die Polarität von Molekülen. Das Ausmass der Polarisierung von Elektronenpaarbindungen ist g der Bindungspartner. g bestimmt durch die Elektronegativität Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Bindungspolarität und das Di l Dipolmoment t von M Molekülen l kül Viele Moleküle besitzen aufgrund g von Bindungspolaritäten gp ein elektrisches Dipolmoment. Das Dipolmoment von Wasser (H2O) und Ammoniak (NH3) beruht auf den O-H- bzw. N-H-Bindungspolaritäten:
O H
105° gewinkelt
N H
H
107° 107 pyramidal
H H
Die einzelnen Bindungspolaritäten gp addieren sich vektoriell zum Dipolmoment. Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Effekt eines elektrostatischen Feldes auf die Orientierung von Molekülen mit Dipolmoment
ohne Feld
mit Feld
Moleküle mit Dipolmoment (polare Moleküle) richten sich im elektrischen Feld aus. Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Elektronegativität Die Elektronegativität eines Atoms beschreibt das Vermögen, Vermögen Bindungselektronenpaare an sich zu ziehen. Relative Elektronegativitäten g der Hauptgruppenelemente: p g pp Elektronegativitätsskala von L. Pauling (Werte von 0.8 bis 4.0) H 2.2
He –
Li 10 1.0
Be 16 1.6
B 20 2.0
C 26 2.6
N 30 3.0
O 34 3.4
F 40 4.0
Ne –
Na 0.9
Mg 1.3
Al 1.6
Si 1.9
P 2.2
S 2.6
Cl 3.2
Ar –
K 0.8
Ca 1.0
Ga 1.8
Ge 2.0
As 2.2
Se 2.6
Br 3.0
Kr –
Rb 0.8
Sr 0.9
In 1.8
Sn 2.0
Sb 2.1
Te 2.1
I 2.7
Xe –
Cs 0.8
Ba 0.9
Tl 2.0
Pb 2.3
Bi 2.0
Po 2.0
At 2.2
Rn – 68
Trends der Elektronegativität i Hauptgruppen in H t des d PSE
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Trends der Elektronegativität im PSE
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Die Elektronegativitätsdifferenz von Bi d Bindungspartnern t und d ih ihre physikalischen h ik li h Folgen F l Verbindung
Dipolmoment 1030/C.m]
Bindungsenergie [kJ mol-1]
Elektronegativitätsdifferenz
HF
6.38
565
1.8
HCl
3.44
431
1.0
HBr
2.60
364
0.8
HI
1.27
297
0.5
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Der Übergang von kovalenter Bindung zur Ionenbindung 100% Ionenbindung
Ionisc cher Cha arakter
Ionenbindung verzerrte Ionen
polare kovalente Bindung polarisierte g kovalente Bindung
kovalente Bindung 0% 0
1
2
Elektronegativitätsdifferenz Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
3 kovalente Bindung 72
Die Struktur von Molekülen Valenzbindungstheorie und Hybridisierung Valenzbindungstheorie
Energiee/kJ mol‐1
Die Atombindung kommt durch Wechselwirkung von Orbitalen, d.h. durch deren Überlappung zustande.
Die Bildung des H2 Moleküls Bindungsenergie Bindungsdistanz r Distanz zwischen H-Atomen
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Die -Bindung des H2-Moleküls H
H z
H2
z
-Bindung von H2 dargestellt als Elektronenwolke von zylindrischer Symmetrie
Durchdringung der Orbitale führt zur ”Resonanz“, verbunden mit Energiegewinn bei Bindung. Im Gegensatz zum Valenzstrichmodell bilanziert die Valenzbindungstheorie nicht allein Valenzelektronen sondern Valenzelektronen, berücksichtigt auch die Ausrichtung, d.h. die Geometrie der Orbitale für optimale Überlappung. Die Vorhersage räumlicher Atomanordnungen in Molekülen wird dadurch möglich
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Die -Bindung des H2-Moleküls
Energiegewinn durch Bindung
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Überlappung von p und s Orbital Beispiel: -Bindung von HF Valenzelektronen von HF
-Bindung aus 2p und 1s Orbital
Die Orbitale überlappen und bilden eine Elektronenwolke von zylindrischer Symmetrie. Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Das H2O-Molekül mit Überlappung von 2p 2p- und 1s 1s-Orbitalen Orbitalen Valenzelektronen
σ(O H) Bindungen durch Bildung zweier σ(O-H)-Bindungen Paarung von Elektronen und Überlappung der Orbitale. Bindungswinkel hier formal 90°, der experimentell ermittelte Wert ist 104.5° Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Doppel und Dreifachbindung (π-Bindungen) (π Bindungen) Beispiel: N2, NN
Elektronenkonfiguration
Befinden B fi d sich i h zweii ungepaarte El Elektronen k in benachbarten p-Orbitalen, die seitlich parallel zueinander stehen, stehen können sich die Elektronen paaren, und pp zu einer die Orbitale überlappen π -Bindung mit zwei Orbitallappen . Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Das N2-Molekül Di Die elektronische l kt i h St Struktur kt ddes N2-Moleküls: M l kül
(2p x, 2px ) (2p y, 2py )
2px x
z
2pz z
2 y 2p y N
z z (2p z , 2pz )
N
Bildung von zwei -Bindungen aus der seitlichen Überlappung von px- oder py-Orbitalen. Di bbeiden Die id Atome At sind i d durch d h eine i -Bindung Bi d undd zwei -Bindungen gebunden. 79
Hybridisierung Beispiel: Kohlenstoffatom
2p
sp 3
2s Grundzustand
sp 2
sp
angeregter Zustand
sp3-Hybridisierung
sp2-Hybridisierung
sp-Hybridisierung
Als Hybridisierung bezeichnet man den Vorgang der „Mischung“ von Orbitalen mit verschiedenen Nebenquantenzahlen. Die hybridisierten Orbitale sind energiegleich energiegleich. Sie erhalten durch Hybridisierung neue Formen. Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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sp3 Hybridisierung des Kohlenstoffs: Modellvorstellung
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Form der Kohlenstoff-Hybride
sp: linear
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2
sp : trigonal
3
: sp : tetraedrisch
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sp p3 Hybridisierung y g des Kohlenstoffs: Tetraedrische Geometrie
Die Vierbindigkeit des Kohlenstoffs ist die Grundlage zur Chemie des Lebens. Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Hybridisierungen unter Einbezug von d-Orbitalen Beispiel: Phosphoratom
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Hybridisierungen unter Einbezug von d-Orbitalen
sp3 d: trigonal-bipyramidal trigonal bipyramidal
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sp3 d2 : oktaedrisch
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Weitere Beispiele zur Hybridisierung M Methan h
Ethen CH2=CH2
Bindungen in Ethen: an jedem C-Atom 3 s-Bindungen (2 C-H und eine C-C). Das nicht-hybridisierte p-Orbital überlappt seitlich mit demjenigen des benachbarten C-Atoms: Bildung einer p-Bindung. Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Verteilung der Elektronendichte in den π-Bindungen des Ethens
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Bindungslänge und Bindungsenergie Durch D h eine i Atombindung At bi d werden d zweii Atome At auff einen i bbestimmten ti t Abstand Ab t d zu einander gehalten: Gleichgewichtsabstand zwischen Abstossung durch die positiv geladenen Kernrümpfe und der Anziehung durch Ausbildung der Atombindung. Den mittleren Abstand bezeichnet man als Bindungslänge. Zur Spaltung einer Atombindung muss die Bindungsenergie zugeführt werden. Molekül
Bindungslänge [nm]
Bindungsenergie
H2
(W (Wasserstoff) t ff)
HH H-H
0 074 0.074
436 kJ/ kJ/moll
H2O
(W (Wasser) )
OH O-H
0 096 0.096
463 kJ/ kJ/moll
NH3
(Ammoniak)
N-H
0.100
391 kJ/mol
CH4
(Methan)
C-H
0.107
413 kJ/mol 88
Die ionische Bindung Als IIonenbindung Al bi d bbezeichnet i h t man di die (elektrostatische) ( l kt t ti h ) Anziehung A i h zwischen gegensätzlichen Ladungen von Anionen und Kationen. Die Bildung eines Ionenpaares am Beispiel Kaliumchlorid: (1) Bildung von 1 mol Kalium- und Chloridionen im Gaszustand Ionisierungsenergie K(g) Elektronenaffinität
K(g) + e-(g) +418 kJ
Cl(g) + e-(g)
(2) ( ) K(g) (g) + Cl(g) (g)
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Cl-(g)
K(g) + Cl-(g)
-349 kJ +69 kJ
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Die Bildung von Ionenpaaren K
+
K
–
e Cl
–
Cl
In chemischen Prozessen bilden sich nur selten Ionenpaare, sondern spontan Ionenkristalle (Salze), mit regelmässiger räumlicher Anordnung der Ionen in einem Ionengitter von prinzipiell p p unendlicher Ausdehnung. g Reale Kristalle haben jedoch eine endliche Grösse.
K+(g) + Cl-(g) KCl(s) ( ) + Energie g Die freiwerdende Energie ist die Gitterenergie. Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Modell eines Ionengitters (Beispiel: KCl oder NaCl)
Kleine Kugeln: Kationen Grosse Kugeln: Anionen
Kationen und Anoinen-Gitter durchdringen sich. Sie sind jeweils kubisch-dichteste Kugelpackungen.
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Beispiele von Ionen (Atom- und Molekülionen) Na+
Biologisch relevante Kationen Kationen... Natrium-Ion
F-
...und und Anionen Fluorid-Ion
K+
Kalium Ion Kalium-Ion
Cl-
Chlorid Ion Chlorid-Ion
Mg2+
Magnesium-Ion
Br-
Bromid-Ion
Ca2+
Calcium-Ion
I-
Iodid-Ion
H+
Wasserstoff-Ion ((Proton))
OH-
Hydroxid-Ion y
Cu2+
Kupfer(II)-Ion
S2-
Sulfid-Ion
2 Fe2+
Eisen(II)-Ion
2 SO42-
Sulfat-Ion
Fe3+
Eisen(III)-Ion
NO3-
Nitrat-Ion
Co2+
Cobalt(II)-Ion
PO43-
Phosphat-Ion
NH4+
Ammonium Ion Ammonium-Ion
HCO3-
Hydrogencarbonat Ion Hydrogencarbonat-Ion
CH3COO-
Acetat-Ion
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Die metallische Bindung
Einfachstes Modell: Dreidimensionale Atomrümpfen D idi i l Struktur St kt aus positiv iti geladenen l d At ü f Valenzelektronen sind delokalisiert (nicht an ein bestimmtes Atom ggebunden)) und daher frei beweglich: g „Elektronengas“ g Dies bewirkt elektrische Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit und Glanz Die Anziehungskräfte zwischen Atomrümpfen und delokalisierten Vl Valenzelektronen l k bild die bilden di metallische lli h Bindung Bi d Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Materie - Stoffe und Stoffgemische - Verbindungen Materie M t i ist i t alles ll was Raum R beansprucht b ht undd Masse M b it t undd besitzt besteht in der Regel aus unterschiedlichen Stoffen. Stoffe können reine Stoffe sein oder Stoffgemische: Ein Stoff ist durch bestimmte physikalische und chemische Eigenschaften charakterisiert (makroskopische Eigenschaften), einzelne Atome oder Moleküle durch die mikroskopischen Ei Eigenschaften. h ft Reine Stoffe sind Elemente oder Verbindungen, wobei Elemente aus einer i Atomsorte A und dV Verbindungen bi d aus einer i M l kül Molekülsorte b bestehen. h Ein homogenes Gemisch ist ein mikroskopisch einheitliches Gemisch i h reiner i Stoffe. ff Eine abgegrenzte Menge eines homogenen Stoffes nennt man Phase. Heterogene Stoffgemische bestehen makroskopisch erkennbar aus mehreren Phasen. 94
Materie
Heterogene Gemische (veränderliche Zusammensetzung)
Trennung
Homogene Stoffe
mit physikalischen Methoden
Homogene Gemische (Lö (Lösungen; veränderliche ä d li h Zusammensetzung)
Trennung mit physikalischen Methoden
Verbindungen Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Reine Stoffe feste Zusammensetzung)
Trennung mit chemischen Methoden
El Elemente t 95
Materie ist aus verschiedenen Stoffen aufgebaut:
* = Trennung mit physikalischen Methoden ** = Umwandlung mit chemischen Methoden
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Aggregatszustände Aggregatszustände A t tä d sind i d die di Erscheinungsformen E h i f von Materie M t i fest (s) (solid) flüssig (l)
(liquid)
gasförmig (g) (gaseous) gasförmig (g) Ekin :
flüssig (l) fest (s) nimmt ab
Ordnung: O d u g nimmt ab
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Feste Stoffe Feste Stoffe haben definierte Formen und Volumen. Mikroskopisch sind sie der kompakteste Zustand mit der grössten Ordnung und der geringsten Bewegungsenergie der Teilchen (Ekin). Vi Klassen: Vier Kl - Metalle bestehen aus Kationen von Elektronengas g umgeben g - Ionische Festkörper bestehen aus Kationen und Anionen - V Vernetzte t t Festkörper F tkö b t h aus Atomen, bestehen At di die ddurch h Atombindungen unendlich verknüpft sind - M Molekulare l k l F Festkörper kö b bestehen h aus meist i geordneten d Ansammlungen einzelner Moleküle
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Feste Stoffe Klasse
Beispiele p
Charakteristische Eigenschaften g
Metalle
Elemente der 1. und 2. Hauptgruppe, Übergangsmetalle
schmiedbar, duktil, glänzend, leiten elektrischen Strom und Wärme gut
ionische Festkörper
NaCl, KNO3, CuSO4·5H2O
hart, starr, spröde, hohe Schmelzund Siedepunkte, in Wasser lösliche Verbindungen, Verbindungen leiten in Lösung den elektrischen Strom
vernetzte Festkörper
B, C, B C schwarzer Phosphor, BN, SiO2
hart, starr, hart starr spröde, spröde sehr hohe Schmelz- und Siedepunkte, in Wasser unlöslich
molekulare Festkörper p
BeCl2, S8, P4, I2, Eis, Glucose, Naphthalin p
reaktiv, niedrige Schmelz- und Siedepunkte, p im reinen Zustand spröde 99
Dichteste Kugelpackungen der Metalle
Schichtfolge: AB
Schichtfolgen: ABC Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
ABA 100
Dichteste Kugelpackungen der Metalle Schichtfolgen: ABC
k bi h kubisch Kubisch dichteste Kugelpackung (KDP) Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
ABA
h hexagonal l Hexagonal dichteste Kugelpackung (HDP) 101
Ionische Festkörper: Wi Wichtige hti St Strukturtypen kt t
Natriumchlorid-Typ (NaCl)
Cäsiumchlorid-Typ (CsCl)
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Zinkblende -Typ (ZnS)
102
Ionische Festkörper: Wi hti St Wichtige Strukturtypen kt t S
Natriumchlorid-Typ N i hl id T (NaCl)
Cäsiumchlorid-Typ Cä i hl id T (CsCl)
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Zinkblende Zi kbl d -Typ T (ZnS)
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Vernetzte Festkörper: Kristallin vs. amorph Si
Ausschnitt aus der Diamantstruktur: Tt d Tetraedermotif tif Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
O
ungeordnetes Netzwerk von SiO2 = Quarzglas ( i hti (wichtiger Laborwerkstoff) L b k t ff) 104
Vernetzte Festkörper: Kohlenstoff-Modifikationen Graphit p
• schwarz, weich • Bsp.: Bsp : Bleistiftminen
Diamant
• hart, farblos • Bsp Bsp.:: Bohrer Bohrer, Schmuck
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Fulleren ((C60)
• farbig, löslich • Bsp Bsp.:: Mikrochips 105
Vernetzte Festkörper: Kohlenstoff-Modifikationen
Ausschnitt aus der Diamantstruktur Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
Ausschnitt aus der Graphitstruktur 106
Molekulare Festkörper Regelmässige Anordnung von Molekülen aufgrund von zwischenmolekularen Kräften: manchmal dichtest gepackt g p wie Atome in Metallen,, sonst andere Anordnungen.
”Lockere“ Packungg der H2O-Moleküle im Eis Zwischenmolekulare Kräfte: Wasserstoffbrückenbindungen
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Flüssige Stoffe Flüssige Stoffe haben: definiertes Volumen keine stabile Form mittlere Bewegungsenergie der Bestandteile nur teilweise Ordnung im statistischen Mittel eine ungefähr gleiche Lage der nächsten Nachbarn (Nahordnung) auf grössere Distanz keine Regelmässigkeiten (keine Fernordnung) zwischenmolekulare Kräfte Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Flüssigkeiten besitzen im Gegensatz zu (idealen) G Gasen zwischenmolekulare i h l k l K Kräfte äft
Art und Stärke der Kräfte bestimmen die folgenden Eigenschaften einer Flüssigkeit: Schmelzpunkt, p , Siedepunkt, p , Dampfdruck, p , Oberflächenspannung und Zähigkeit (Viskosität). Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Typen zwischenmolekularer Anziehungskräfte: Flüssigkeiten und molekulare Festkörper Zwischenmolekulare Anziehungskräfte sind schwächer als die Kräfte d Atombindung, der At bi d der d metallischen t lli h Bindung Bi d oder d der d Ionenbindung I bi d sind elektrostatische Kräfte zwischen • Dipol-Dipol-Kräfte p p ausgerichteten Dipolen
Orientierung von polaren Molekülen
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London- oder Dispersionskräfte (van der Waals Waals-Kräfte) Kräfte) Fluktuierende momentane Dipole (hervorgerufen durch Bewegung der Elektronen) induzieren ausgerichtete Dipole in benachbarten Atomen und Molekülen.
Momentane, M fluktuierende fl k i d Dipole Di l benachbarter b hb Teilchen T il h Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Wasserstoffbrückenbindung Das Wasserstoffatom eines Moleküls mit positiver Partialladung und ein einsames Elektronenpaar am elektronegativen Atom eines benachbarten Moleküls ziehen sich gegenseitig an (überwiegend elektrostatische Kräfte) und bilden eine Wasserstoffbrücke: Prinzip:
Assoziation von Wassermolekülen aufgrund von W Wasserstoffbrückent ffb ü k bindungen durch ((---)) gekennzeichnet
H · · · · Protonenacceptor
Protonendonator
+
+
112
Wasserstoffbrückenbindung Wasserstoffbrücken: nur 5-10% der kovalenten Bindungsstärke
Eis hat eine ggeringere g Dichte als Wasser durch raumerfüllendes Wasserstoffbrücken-Netzwerk Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Die Wasserstoffbrückenbindung Z Zunahme h d der Bi Bindungsstärke d ä k dder W Wasserstoffbrücken ffb ü k N–H...N
<
O–H...O
<
F–H...F
Siedepunkte der Wasserstoff-Verbindungen von Elementen der 14., 15., 16. und 17. Hauptgruppe
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Überblick über die Stärke der einzelnen Kräfte Typ d T der WechselW h l wirkung
ttypische i h Energie,* E i * kJ mol-1
wechselwirkende h l i k d Teilchen T il h
I I Ion-Ion
250
nur zwischen i h IIonen
Ion-Dipol p
15
Ionen und p polare Moleküle
Dipol-Dipol
2
zwischen ruhenden polaren Molekülen
0.3
zwischen rotierenden polaren Molekülen
Londonsche Di Dispersionskräfte i k äft
2
zwischen allen Arten von M l kül Molekülen
Wasserstoffbrücken
20
zwischen N, O, F: di Brücke die B ü k iist ein i H-Atom HA
*Die typischen Wechselwirkungsenergien beziehen sich auf einen Abstand von 500 pm
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Gase Im idealen Gas haben Atome und Moleküle keine Wechselwirkungskräfte untereinander! Gase breiten sich im Raum ungehindert aus. In abgeschlossenen Systemen (charakterisiert durch ihr Volumen) übt d G das Gas einen i D k auff di Druck die (G (Gefäss-)Wände fä )Wä d aus. Die Gasatome oder -moleküle haben eine mittlere Geschwindigkeit v2 ~T/m Mit zunehmender Geschwindigkeit (Temperatur) wächst der Druck
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116
Das allgemeine Gasgesetz für ideale Gase p = Druck (in Pa = Nm-2) V = Volumen ((in m3) n = Stoffmenge (in mol) R = allgemeine Gaskonstante (8.31 J mol-1K-1) T = Temperatur (in K)
p. V = n .R . T
Weitere gebräuchliche Einheiten für Druck (nicht-SI): (nicht SI): 1013 Hektopascal = 1.013 bar = 760 mmHg = 760 Torr = 1 atm Verschiedene Proportionalitäten des Gasgesetzes sind eigene Gesetze: V 1/p 1/
B l ‘ h Gesetz Boyle‘sches G t (T = const) t)
V T Gay-Lussac‘sches Gesetz (p = const) V n Satz von Avogadro Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Satz von Avogadro Vn
oder
K t t = Vm = V/n Konstante V/
V = Konstante . n Vm = Molvolumen M l l
Das Molvolumen eines idealen Gases bei Standardbedingungen (0 °C oder 273.15 K und 105 Pa) entspricht 22.4 L
Reale Gase haben ein von Vm abweichendes Molvolumen.
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Klassifizierung von heterogenen Gemischen Aggregatszustände
Bezeichnung
Beispiele
Verfahren zur Phasentrennung
fest + fest
Gemenge, Konglomerat
Granit, Sand + Salz, Aspirintablette
Sortieren, Sieben, Flotation, Scheidung nach Dichte, elektrostat. Trennung, Extraktion
fest + flü i flüssig
Suspension
Malerfarbe, S hl Schlamm
Sedimentieren + Dekantieren, Z t if i Zentrifugieren, Filt Filtrieren i
flüssig + flüssig
Emulsion
Milch, Creme
Zentrifugieren, Scheidetrichter
fest + gasförmig
Aerosol
Rauch
Sedimentieren, Filtrieren, elektrostatische Trennung
flüssig + ggasförmigg
Aerosol
Nebel, Schaum
Sedimentieren
Gase mischen sich immer homogen! 119
Phasenumwandlung, Zustandsdiagramme
Der Aggregatszustand eines Stoffes hängt von Temperatur und Druck ab. Die Änderung des Aggregatszustandes ist eine Phasenumwandlung. Beim Schmelzen, Verdampfen oder Sublimieren muss Energie zugeführt werden. werden Während der Phasenumwandlung bleibt die Temperatur konstant.
120
Zustands- oder Phasendiagramm Phasendiagramm von CO2 Die einzelnen Phasen haben Existenzbereiche Die Phasengrenzen entsprechen den Linien Am Tripelpunkt sind 3 Phasen existent U Unterhalb t h lb vom Tripelpunkt existiert die flüssige Phase nicht.
Als Phasenübergang ist hier nur die Sublimation möglich. Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke
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Zustands- oder Phasendiagramm Phasendiagramm von H2O: Druckabhängigkeit des Siedepunktes
Wasser siedet im Hochgebirge schon bei ca. 85 °C
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122
