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Starke chemische Wechselwirkungen zwischen Atomen: chemische Bindungs TypenAtomen: chemische Bindungs-Typen

Definition:”Eine chemische Bindung entsteht dann, wenn die Gesamtenergie derEine chemische Bindung entsteht dann, wenn die Gesamtenergie der

gebundenen Atome niedriger ist als dieder einzelnen ungebundenen Atome.“

Atombindung (kovalente Bindung, Elektronenpaarbindung)

56Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke

Regeln zur AtombindungOktettregel: Ein gebundenes Atom besitzt 8 Elektronen unter Einbezug der gemeinsamen Elektronenpaare (Wasserstoff 2).

Valenzelektronen, die keine Bindung eingehen, bezeichnet man alsfreie Elektronenpaare. p

Mehrfachbindungen:O: + wird zu O: :O oder:O:

: ::. O = O: ::

:N + wird zu :N::N: oderN: :N N:.

.. .... .

Ein Bindungsstrich = Einfachbindung;zwei Striche = Doppelbindung; e St c e oppe b du g;drei Striche = Dreifachbindung

Bildung einfacher Moleküle aus Atomen

Typisches Merkmal der Atombindung: Sie ist gerichtet!58Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke

Valenzstrichformel (Lewisformeln), Chemische FormelChemische Formel

+ +H H. .

. .. .

.. NHH

Formalladung: Formalladungen werden mit oder bezeichnet

Mesomerie (Resonanz):Beschreibung des elektronischen Zustands durch Verschiebung vonBeschreibung des elektronischen Zustands durch Verschiebung von

Elektronenpaaren mit mehreren (oft gleichwertigen) ValenzstrichformelnValenzstrichformeln.

Mesomere Grenzstrukturen

OO O OO

Behelfsmässige/anschauliche Beschreibung des wirklichen l k i h Z delektronischen Zustands

Mesomerie zeigt eine alternative (delokalisierte) Mesomerie zeigt eine alternative (delokalisierte) Elektronenverteilung

Mesomere Grenzformen werden durch einen Doppelpfeil getrennt

Ausnahmen zur Oktettregell k l bi d d hElektronenmangelverbindungen durch

Unterschreitung des Oktetts:

Tritt bei Atomen mit einer geringen Zahl l l k fan Valenzelektronen auf.

Fz.B. Elektronensextettin BF3 (→ Lewis-Säure)

Ausnahmen zur OktettregelEine über das Oktett hinaus aufgeweitete

Valenzschale = Hypervalenz.

Tritt bei grösseren Atomen ab der dritten Periode auf.

Fz B Elektronendezett

Fz.B. Elektronendezettin PF5

F62Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke

Die polarisierte Atombindung und die Elektronegativität von AtomenElektronegativität von Atomen

In Atombindungen zwischen gleichen Atomen besteht eine gleichförmige Verteilung der Elektronen.

Darstellung der Elektronenverteilung im H Molekül (H H)Darstellung der Elektronenverteilung im H2-Molekül (H-H)

Atombindungen mit ungleichen BindungspartnernIn Atombindungen mit ungleichen Bindungspartnern ist die Elektronenverteilung mit ihrem Schwerpunkt verschoben:

Man nennt die Bindung polarisiert.

Beispiel:

Im HCl-Molekül ist die Elektronendichtedie Elektronendichte

zum Cl-Atom hin verschoben

Polarisierte Atombindungeng

+ + + +- - - -

Die Richtung der Polarisierung lässt sich durch Partialladungen (, ) angeben.

P ti ll d i d b G ö dPartialladungen sind messbare Grössen und verursachen die Polarität von Molekülen.

Das Ausmass der Polarisierung von Elektronenpaarbindungen ist bestimmt durch die Elektronegativität der Bindungspartner.g g

Bindungspolarität und das Di l t M l külDipolmoment von Molekülen

Viele Moleküle besitzen aufgrund von Bindungspolaritäten ein g g pelektrisches Dipolmoment.

Das Dipolmoment von Wasser (H2O) und Ammoniak (NH3) beruhtDas Dipolmoment von Wasser (H2O) und Ammoniak (NH3) beruhtauf den O-H- bzw. N-H-Bindungspolaritäten:

O N HO

105° 107°107

Die einzelnen Bindungspolaritäten addieren sich gewinkelt pyramidal

g pvektoriell zum Dipolmoment.

Effekt eines elektrostatischen Feldes auf die Orientierung von Molekülen mit DipolmomentOrientierung von Molekülen mit Dipolmoment

ohne Feld mit FeldMoleküle mit Dipolmoment (polare Moleküle) richten sich imMoleküle mit Dipolmoment (polare Moleküle) richten sich im

elektrischen Feld aus.67Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke

ElektronegativitätDie Elektronegativität eines Atoms beschreibt das VermögenDie Elektronegativität eines Atoms beschreibt das Vermögen,

Bindungselektronenpaare an sich zu ziehen. Relative Elektronegativitäten der Hauptgruppenelemente:g p g pp

Elektronegativitätsskala von L. Pauling (Werte von 0.8 bis 4.0)H He 2.2 –

Ne 1.0 1.6 2.0 2.6 3.0 3.4 4.0 –

Na 0.9

Mg 1.3

Al 1.6

Si 1.9

Cl 3.2

Ar –

Ca 1.0

Ga 1.8

Ge 2.0

As 2.2

Se 2.6

Br 3.0

Kr –

Rb 0.8

In 1.8

Sn 2.0

Sb 2.1

Te 2.1

Xe –

Cs 0.8

Ba 0.9

Tl 2.0

Pb 2.3

Bi 2.0

Po 2.0

At 2.2

Rn –

Trends der Elektronegativität i H t d PSEin Hauptgruppen des PSE

Trends der Elektronegativität im PSE

Die Elektronegativitätsdifferenz von Bi d t d ih h ik li h F l

Verbindung Dipolmoment Bindungsenergie Elektronegativitäts-

Bindungspartnern und ihre physikalischen Folgen

Verbindung Dipolmoment1030/C.m]

Bindungsenergie[kJ mol-1]

Elektronegativitäts-differenz

HF 6.38 565 1.8

HCl 3.44 431 1.0

HBr 2.60 364 0.8

HI 1.27 297 0.5

Der Übergang von kovalenter Bindung zur IonenbindungIonenbindung

Ionenbindung

Ionen-

bindung

polare kovalente

verzerrte Ionen

Bindung

polarisiertekovalente Bindung

0%0 1 2 3

kovalente Bindung

Elektronegativitätsdifferenz

0kovalente Bindung

Die Struktur von MolekülenValenzbindungstheorie und HybridisierungValenzbindungstheorie und Hybridisierung

ValenzbindungstheorieDie Atombindung kommt durch Wechselwirkung von Orbitalen,

d.h. durch deren Überlappung zustande.

Die Bildung des

e/kJ mol

H2 Moleküls

Energie

Bindungsdistanz

Bindungsenergie

Distanz zwischen H-Atomen

Die -Bindung des H2-Moleküls

Durchdringung der Orbitale führtzur ”Resonanz“, verbunden mitH H Energiegewinn bei Bindung.Im Gegensatz zum

z Valenzstrichmodell bilanziert die Valenzbindungstheorie nicht allein Valenzelektronen sondernH

Valenzelektronen, sondern berücksichtigt auch die Ausrichtung, d.h. die Geometrie der Orbitale für

optimale Überlappung.Die Vorhersage räumlicher

Atomanordnungen in Molekülen wird dadurch möglich-Bindung von H2 dargestellt

als Elektronenwolke vonals Elektronenwolke von zylindrischer Symmetrie

Die -Bindung des H2-Moleküls

Energiegewinn durch Bindungdurch Bindung

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.

Das H2O-Molekül mit Überlappung von2p und 1s Orbitalen2p- und 1s-Orbitalen

Valenzelektronen

Bildung zweier σ(O H) Bindungen durchBildung zweier σ(O-H)-Bindungen durch Paarung von Elektronen und Überlappung der Orbitale.der Orbitale. Bindungswinkel hier formal 90°, der experimentell ermittelte Wert ist 104.5°

Doppel und Dreifachbindung (π-Bindungen)(π Bindungen)

Beispiel: N2, NN Elektronenkonfiguration

B fi d i h i El kBefinden sich zwei ungepaarte Elektronen in benachbarten p-Orbitalen, die seitlich parallel zueinander stehenseitlich parallel zueinander stehen, können sich die Elektronen paaren, und die Orbitale überlappen zu einer ppπ -Bindung mit zwei Orbitallappen .

Das N2-MolekülDi l kt i h St kt d N M l kül

(2p 2p )

Die elektronische Struktur des N2-Moleküls:

(2p , 2p )

x x(2p , 2p )

(2p , 2p )z zN

Bildung von zwei -Bindungen aus der seitlichen Überlappung von px- oder py-Orbitalen.

Di b id At i d d h i Bi d dDie beiden Atome sind durch eine -Bindung und zwei -Bindungen gebunden.

HybridisierungBeispiel: Kohlenstoffatom

spsp sp

Grund-zustand

angeregterZustand

sp3-Hybri-disierung

sp2-Hybri-disierung

sp-Hybri-disierung

Als Hybridisierung bezeichnet man den Vorgang der „Mischung“ von Orbitalen mit verschiedenen Nebenquantenzahlen.

Die hybridisierten Orbitale sind energiegleichDie hybridisierten Orbitale sind energiegleich. Sie erhalten durch Hybridisierung neue Formen.

sp3 Hybridisierung des Kohlenstoffs:sp Hybridisierung des Kohlenstoffs:Modellvorstellung

Form der Kohlenstoff-Hybride

sp :3 :sp : trigonalsp: linear tetraedrisch2

sp :sp : trigonalsp: linear tetraedrisch

sp3 Hybridisierung des Kohlenstoffs:p y gTetraedrische Geometrie

Die Vierbindigkeit des Kohlenstoffs ist die Grundlage zur Chemie des Lebens.

Hybridisierungen unter Einbezug von d-Orbitalen

Beispiel: Phosphoratom

Hybridisierungen unter Einbezug von d-Orbitalen

sp3d: trigonal bipyramidal sp3d2: oktaedrischsp d: trigonal-bipyramidal sp d : oktaedrisch

Weitere Beispiele zur HybridisierungM hMethan 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 mitüberlappt seitlich mit demjenigen des benachbarten C-Atoms: Bildung einer p-Bindung.

Verteilung der Elektronendichtein den π-Bindungen des Ethens

Bindungslänge und BindungsenergieD h i At bi d d i At f i b ti t Ab t dDurch eine Atombindung werden zwei Atome auf einen bestimmten Abstand 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.

H (W t ff) H H 0 074 436 kJ/ l

Molekül Bindungslänge [nm] Bindungsenergie

H2 (Wasserstoff) H-H 0.074 436 kJ/mol

H O (W ) O H 0 096 463 kJ/ lH2O (Wasser) O-H 0.096 463 kJ/mol

NH3 (Ammoniak) N-H 0.100 391 kJ/mol

CH4 (Methan) C-H 0.107 413 kJ/mol

Die ionische BindungAl I bi d b i h t di ( l kt t ti h ) A i hAls Ionenbindung bezeichnet man die (elektrostatische) Anziehung 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) K(g) + e-(g) +418 kJ

Elektronenaffinität Cl(g) + e-(g) Cl-(g) -349 kJ

(2) K(g) + Cl(g) K(g) + Cl-(g) +69 kJ( ) (g) (g) (g) (g)

Die Bildung von Ionenpaaren

ClCl–

In chemischen Prozessen bilden sich nur selten Ionenpaare, sondern spontan Ionenkristalle (Salze),

mit regelmässiger räumlicher Anordnung der Ionen in einem Ionengitter von prinzipiell unendlicher Ausdehnung. p p g

Reale Kristalle haben jedoch eine endliche Grösse.

K+(g) + Cl-(g) KCl(s) + Energie(g) (g) ( ) gDie freiwerdende Energie ist die Gitterenergie.

Modell eines Ionengitters(Beispiel: KCl oder NaCl)

Kleine Kugeln: Kationen

Grosse Kugeln: AnionenGrosse Kugeln: Anionen

Kationen und Anoinen-Gitter durchdringen sich.

Sie sind jeweils kubisch-dichteste Kugelpackungen.

Biologisch relevante Kationen und AnionenBeispiele von Ionen (Atom- und Molekülionen)

Na+ Natrium-Ion F- Fluorid-Ion

K+ Kalium Ion Cl- Chlorid Ion

Biologisch relevante Kationen... ...und Anionen

K Kalium-Ion Cl 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 2Fe2+ Eisen(II)-Ion SO42- Sulfat-Ion

Fe3+ Eisen(III)-Ion NO3- Nitrat-Ion

Co2+ Cobalt(II)-Ion PO43- Phosphat-Ion

NH + Ammonium Ion HCO - Hydrogencarbonat IonNH4 Ammonium-Ion HCO3 Hydrogencarbonat-Ion

CH3COO- Acetat-Ion92

Die metallische Bindung

Einfachstes Modell:

D idi i l St kt iti l d At ü f Dreidimensionale Struktur aus positiv geladenen Atomrümpfen Valenzelektronen sind delokalisiert (nicht an ein bestimmtes Atom

gebunden) und daher frei beweglich: „Elektronengas“g ) g g Dies bewirkt elektrische Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit und Glanz Die Anziehungskräfte zwischen Atomrümpfen und delokalisierten

V l l k bild di lli h Bi d

Valenzelektronen bilden die metallische Bindung

Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke

Materie - Stoffe und Stoffgemische - VerbindungenM t i i t ll R b ht d M b it t dMaterie ist alles was Raum beansprucht und Masse besitzt und

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 h ftEigenschaften.

Reine Stoffe sind Elemente oder Verbindungen, wobei Elemente aus i A d V bi d i M l kül b heiner Atomsorte und Verbindungen aus einer Molekülsorte bestehen.

Ein homogenes Gemisch ist ein mikroskopisch einheitliches i h i ffGemisch reiner Stoffe.

Eine abgegrenzte Menge eines homogenen Stoffes nennt man Phase.

Heterogene Stoffgemische bestehen makroskopisch erkennbar aus mehreren Phasen.

Materie

Heterogene Gemische(veränderliche Zu- Homogene StoffeTrennung

sammensetzung) mit physikalischenMethoden

Homogene Gemische(Lö ä d li h

Reine StoffeTrennung(Lösungen; veränderliche Zusammensetzung)

feste Zusammen-setzung)mit physikalischen

Methoden

El tTrennungVerbindungen ElementeTrennung

mit chemischenMethoden

Materie ist aus verschiedenen Stoffen aufgebaut:Materie ist aus verschiedenen Stoffen aufgebaut:

* = Trennung mit physikalischen Methoden Trennung mit physikalischen Methoden** = Umwandlung mit chemischen Methoden

AggregatszuständeA t tä d i d di E h i f M t iAggregatszustände sind die Erscheinungsformen von Materie

fest (s) (solid)

flüssig (l) (liquid)

gasförmig (g) (gaseous)gasförmig (g) (gaseous)

gasförmig (g) flüssig (l) fest (s)Ekin :

Ordnung: nimmt ab

nimmt abgasförmig (g) flüssig (l) fest (s)

O d u g ab

Feste StoffeFeste Stoffe haben definierte Formen und Volumen.

Mikroskopisch sind sie der kompakteste Zustand mit der grösstenMikroskopisch sind sie der kompakteste Zustand mit der grössten Ordnung und der geringsten Bewegungsenergie der Teilchen (Ekin).

- Metalle bestehen aus Kationen von Elektronengas umgeben

Vier Klassen:

- Ionische Festkörper bestehen aus Kationen und Anionen

V t t F tkö b t h At di d h- Vernetzte Festkörper bestehen aus Atomen, die durch Atombindungen unendlich verknüpft sind

M l k l F kö b h i d- Molekulare Festkörper bestehen aus meist geordneten Ansammlungen einzelner Moleküle

Klasse Beispiele Charakteristische EigenschaftenFeste Stoffe

Metalle Elemente der 1. und 2. schmiedbar, duktil, glänzend, Hauptgruppe, Übergangsmetalle

leiten elektrischen Strom und Wärme gut

ionischeFestkörper

NaCl, KNO3, CuSO4·5H2O

hart, starr, spröde, hohe Schmelz-und Siedepunkte, in Wasser lösliche Verbindungen leiten inlösliche Verbindungen, leiten in Lösung den elektrischen Strom

vernetzte B C schwarzer hart starr spröde sehr hohevernetzte Festkörper

B, C, schwarzer Phosphor, BN, SiO2

hart, starr, spröde, sehr hohe Schmelz- und Siedepunkte, in Wasser unlöslich

molekulare Festkörper

BeCl2, S8, P4, I2, Eis, Glucose, Naphthalin

reaktiv, niedrige Schmelz- und Siedepunkte, im reinen Zustand p p pspröde

Dichteste Kugelpackungen der Metalle

Schichtfolge:Schichtfolge:AB

Schichtfolgen: ABC ABA 100Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke

Dichteste Kugelpackungen der Metalle

Schichtfolgen: ABC ABA

k bi h h lkubisch hexagonal

Kubisch dichteste Hexagonal dichteste Kugelpackung (KDP) Kugelpackung (HDP)

Ionische Festkörper: Wi hti St kt tWichtige Strukturtypen

Natriumchlorid-Typ Cäsiumchlorid-Typ Zinkblende -Typ(NaCl) (CsCl) (ZnS)

Ionische Festkörper:Wi hti St kt tWichtige Strukturtypen

N i hl id T Cä i hl id T Zi kbl d TNatriumchlorid-Typ (NaCl)

Cäsiumchlorid-Typ (CsCl)

Zinkblende -Typ(ZnS)

Vernetzte Festkörper: Kristallin vs. amorph

Ausschnitt aus der Diamantstruktur:

T t d tif

ungeordnetes Netzwerk vonSiO2 = Quarzglas

( i hti L b k t ff)Tetraedermotif (wichtiger Laborwerkstoff)

Vernetzte Festkörper: Kohlenstoff-Modifikationen

Graphit Diamant Fulleren (C60)p ( 60)

• schwarz, weich• Bsp : Bleistiftminen

• hart, farblos• Bsp : Bohrer Schmuck

• farbig, löslich• Bsp : Mikrochips

• Bsp.: Bleistiftminen • Bsp.: Bohrer, Schmuck • Bsp.: Mikrochips

Vernetzte Festkörper: Kohlenstoff-Modifikationen

Ausschnitt aus der Diamantstruktur

Ausschnitt aus der Graphitstruktur

Molekulare FestkörperRegelmässige Anordnung von Molekülen aufgrund vonRegelmässige Anordnung von Molekülen aufgrund von

zwischenmolekularen Kräften: manchmal dichtest gepackt wie Atome in Metallen,g p ,

sonst andere Anordnungen.

”Lockere“ Packung dergH2O-Moleküle im Eis

ZwischenmolekulareZwischenmolekulare Kräfte:

Wasserstoffbrücken-Wasserstoffbrücken-bindungen

Flüssige Stoffe Flüssige Stoffe haben: definiertes Volumen definiertes Volumen

keine stabile Form

mittlere Bewegungsenergie der Bestandteile

nur teilweise Ordnungnur teilweise Ordnung

im statistischen Mittel eine ungefähr gleicheLage der nächsten Nachbarn (Nahordnung)Lage der nächsten Nachbarn (Nahordnung)

auf grössere Distanz keine Regelmässigkeiten (keine Fernordnung)(keine Fernordnung)

zwischenmolekulare Kräfte

Flüssigkeiten besitzen im Gegensatz zu (idealen) G i h l k l K äftGasen zwischenmolekulare Kräfte

Art und Stärke der Kräfte bestimmen die folgendenEigenschaften einer Flüssigkeit:

Schmelzpunkt, Siedepunkt, Dampfdruck, p , p , p ,Oberflächenspannung und Zähigkeit (Viskosität).

Typen zwischenmolekularer Anziehungskräfte: Flüssigkeiten und molekulare FestkörperFlüssigkeiten und molekulare Festkörper

Zwischenmolekulare Anziehungskräfte sind schwächer als die Kräfte d At bi d d t lli h Bi d d d I bi dder Atombindung, der metallischen Bindung oder der Ionenbindung

• Dipol-Dipol-Kräfte sind elektrostatische Kräfte zwischenp pausgerichteten Dipolen

Orientierung von polaren Molekülen

London- oder Dispersionskräfte(van der Waals-Kräfte)

Fluktuierende momentane Dipole (hervorgerufen durch Bewegung der Elektronen) induzieren ausgerichtete Dipole

(van der Waals Kräfte)

Bewegung der Elektronen) induzieren ausgerichtete Dipole in benachbarten Atomen und Molekülen.

M fl k i d Di l b hb T il hMomentane, fluktuierende Dipole benachbarter Teilchen

WasserstoffbrückenbindungDas Wasserstoffatom eines Moleküls mit positiver Partialladung undDas Wasserstoffatom eines Moleküls mit positiver Partialladung und

ein einsames Elektronenpaar am elektronegativen Atom eines benachbarten Moleküls ziehen sich gegenseitig an benachbarten Moleküls ziehen sich gegenseitig an

(überwiegend elektrostatische Kräfte) und bilden eine Wasserstoffbrücke:

H · · · ·Prinzip: Protonendonator Protonenacceptor

Assoziation von

--Wassermolekülen aufgrund vonW t ffb ü kWasserstoffbrücken-bindungen durch (---) gekennzeichnet( ) gekennzeichnet

WasserstoffbrückenbindungWasserstoffbrücken:Wasserstoffbrücken:

nur 5-10% der kovalenten Bindungsstärke

Eis hat eine geringere Dichte als Wasser durch

g graumerfüllendes Wasserstoffbrücken-Netzwerk

Die WasserstoffbrückenbindungZ h d Bi d ä k d W ffb ü kZunahme der Bindungsstärke der Wasserstoffbrücken

N–H...N < O–H...O < F–H...F

Siedepunkte der Wasserstoff-Verbindungen von Elementen der 14., 15., 16. und 17. Hauptgruppe

T d W h l t i h E i * h l i k d T il h

Überblick über die Stärke der einzelnen Kräfte

I I 250 i h I

Typ der Wechsel-wirkung

typische Energie,* kJ mol-1

wechselwirkende Teilchen

Ion-Ion 250 nur zwischen Ionen

Ion-Dipol 15 Ionen und polare Molekülep p

Dipol-Dipol 2 zwischen ruhenden polaren MolekülenMolekülen

0.3 zwischen rotierenden polarenMolekülenMolekülen

Londonsche Di i k äft

2 zwischen allen Arten von M l külDispersionskräfte Molekülen

Wasserstoffbrücken 20 zwischen N, O, F: di B ü k i i H Adie Brücke ist ein H-Atom

*Die typischen Wechselwirkungsenergien beziehen sich auf einen Abstand von 500 pm 115

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 i D k f di (G fä )Wä ddas Gas einen Druck auf die (Gefäss-)Wände aus.

Die Gasatome oder -moleküle haben eine mittlere Geschwindigkeit

v2 ~T/m

Mit zunehmender Mit zunehmender

Geschwindigkeit (Temperatur)

wächst der Druck

Das allgemeine Gasgesetz für ideale Gase

p = Druck (in Pa = Nm-2)V = Volumen (in m3)p . V = n . R . T ( )n = Stoffmenge (in mol)R = allgemeine Gaskonstante (8.31 J mol-1K-1)

p . V = n . R . T

T = Temperatur (in K)

Weitere gebräuchliche Einheiten für Druck (nicht SI):Weitere gebräuchliche Einheiten für Druck (nicht-SI):

1013 Hektopascal = 1.013 bar = 760 mmHg = 760 Torr = 1 atm

Verschiedene Proportionalitäten des Gasgesetzes sind eigene Gesetze:

V 1/ B l ‘ h G t (T t)V 1/p Boyle‘sches Gesetz (T = const)

V T Gay-Lussac‘sches Gesetz (p = const)

V n Satz von Avogadro 117Allgemeine und Anorganische Chemie, G. R. Patzke

Satz von Avogadro

V n oder V = Konstante . n

K t t V V/ V M l lKonstante = Vm = V/n Vm = Molvolumen

Das Molvolumen eines idealen Gases bei StandardbedingungenDas 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.

Klassifizierung von heterogenen Gemischen

Aggregats-zustände

Bezeichnung Beispiele Verfahren zur Phasentrennung

fest + fest Gemenge, Konglomerat

Granit, Sand + Salz, Aspirin-

Sortieren, Sieben, Flotation,Scheidung nach Dichte,

tablette elektrostat. Trennung, Extraktion

fest + flü i

Suspension Malerfarbe, S hl

Sedimentieren + Dekantieren, Z t if i Filt iflüssig Schlamm Zentrifugieren, Filtrieren

flüssig + flüssig

Emulsion Milch, Creme Zentrifugieren, Scheidetrichterflüssig

fest + gasförmig

Aerosol Rauch Sedimentieren, Filtrieren, elektrostatische Trennunggasförmig elektrostatische Trennung

flüssig + gasförmig

Aerosol Nebel, Schaum Sedimentiereng g

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.Die Änderung des Aggregatszustandes ist eine Phasenumwandlung.

Beim Schmelzen, Verdampfen oder Sublimieren muss Energie zugeführt werdenEnergie zugeführt werden.

Während der Phasenumwandlung bleibt die Temperatur konstant. 120

Zustands- oder PhasendiagrammPhasendiagramm

von CO2

Die einzelnen Phasen haben Existenzbereiche

Die Phasengrenzen entsprechen den Linien

Am Tripelpunkt sind 3Phasen existent

U t h lb Unterhalb vom Tripelpunkt existiert die flüssige Phase nicht.

Als Phasenübergang ist hier nur die Sublimation möglich.

Zustands- oder Phasendiagramm

PhasendiagrammPhasendiagramm von H2O:

DruckabhängigkeitDruckabhängigkeit des Siedepunktes

Wasser siedet im Hochgebirge schon

bei ca. 85 °C

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