Chemische Grundgesetze

Chemische Grundgesetze
Atommassen
Chemisches Rechnen
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Rolle der Mathematik
Alles hat
Gott nach
Maß, Zahl
und Gewicht
geordnet.
Begründung der Stöchiometrie durch J. B.
Richter (1762 – 1807) mit dem Werk
"Anfangsgründe der Stöchiometrie", welches
zwischen 1792 und 1794 in drei Bänden
erschien.
Richter versuchte, mit Hilfe geometrischer,
arithmetischer und triangularer Zahlenfolgen
Stöchiometriegesetze zu definieren
Im Nachweis geometrischer Reihen in
chemischen (stöchiometrischen) Verbindungen
sah Richter einen christliche Gottesbeweis,
was er in seiner lateinischen Doktorarbeit als
"Physicotheologiae probationes de existentia
dei" bezeichnete.
Richter stand unter dem Einfluss der
Pythagoreer.
Jeremias
Benjamin
Richter
(1762 – 1807)
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Chemische Grundgesetze
Gesetz von der Erhaltung der Masse
Bei einer chemischen Reaktion stimmt die Masse der
Ausgangsstoffe mit der Masse der Produkte überein.
Lomonossow 1748, Lavoisier 1789
(problematisch, da es keine Klärung des Begriffs „Masse“ gab)
Früheste bekannte Formulierung aus der Antike: „man muss
erkennen, dass alles zusammen nicht vermindert noch mehr wird,
denn unmöglich kann (etwas) mehr als alles sein, sondern stets
alles gleich (an Menge)“.
Anaxagoras 5. Jh. v.Chr. (DK B5)
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Chemische Grundgesetze
Gesetz der konstanten Proportionen
Chemische Elemente vereinigen sich in
einem konstanten Massenverhältnis.
1 g Kohlenstoff verbindet sich mit 1,333 g
(nicht 1,5 g oder 2,3 g) Sauerstoff zu
Kohlenstoffmonoxid.
(heutiges Wissen:
0,0833 mol C reagieren mit 0,0833 mol {O}
oder 5∙10 22 Kohlenstoffatome reagieren mit
5∙10 22 Sauerstoffatomen)
Joseph Louis
Proust
1754 - 1826
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Chemische Grundgesetze
Gesetz der multiplen Proportionen
Bilden zwei Elemente mehrere
Verbindungen miteinander, dann
stehen die Massen desselben
Elementes zueinander im Verhältnis
kleiner ganzer Zahlen.
1g Kohlenstoff verbindet sich immer
mit 1x1,333g Sauerstoff zu
Kohlenstoffmonoxid.
1g Kohlenstoff verbindet sich immer
mit 2x1,333g Sauerstoff zu
Kohlenstoffdioxid.
John Dalton
1766 - 1844
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Relative Atommasse
Ursprünglich wurden experimentell bestimmte Massen auf
Wasserstoff oder Sauerstoff bezogen.
Absolute Massen können erst in jüngster Zeit ermittelt
werden.
Seit 1961 Bezug der absoluten Massen auf die atomare
Masseneinheit : 1/12 12 6 C entsprechen 1,6606·10 -27 kg
Bezugsgröße, deshalb relative Atommassen! Diese liegt
tabelliert vor.
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Relative Atommasse
BEISPIEL:
Relative Masse von Sauerstoff
Absolute Masse des Elementes Sauerstoff: 2,6568 ·10 -26 kg
Bezug auf atomare. Masseneinheit:
2,656810
1,660610
26
27
kg
kg
15,999
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Relative Molekülmasse und relative
Formelmasse
Diese ist die Summe der relativen Atommassen aller im
Molekül enthaltenen Atome.
Beispiel: C 2 H 5 OH
Bei Ionenverbindungen addiert man ebenfalls die
relativen Atommassen der enthaltenen Atome, aber nur
in der kleinsten Kombination.
Beispiel: NaCl oder Na 3 PO 4
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Stoffmenge und molare Masse
Ethanol hat die relative Molekülmasse von 46.
46 g Ethanol sind genau 1 Mol Ethanol.
46 g Ethanol enthalten 6∙10 23 Moleküle.
Die Stoffmenge 1 Mol entspricht der relativen Molekül-
(Formel)masse in g.
Die molare Masse ist also die Masse eines Mols in g.
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Stoffmenge und molare Masse
In der Laborpraxis ist die Berechnung von Stoffmengen
bedeutsam.
Dazu benötigt man die experimentell zu bestimmende
Masse m (g) und die tabellierte molare Masse M (g/mol).
Die Stoffmenge n (mol) ist der folgende Quotient:
n = m/M
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Berechnung der Stoffmenge bei Gasen
Definition des molaren Volumen bei (idealen) Gasen:
V m = V/n
V – Volumen (l)
n – Stoffmenge (mol)
V m – molares Volumen (l/mol)
V m = 22,4 l/mol
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Chemische Grundgesetze
Gesetz der konstanten Proportionen
Chemische Elemente vereinigen sich in einem konstanten
Massenverhältnis.
1 g Kohlenstoff reagiert sich mit 1,333 g Sauerstoff zu
Kohlenstoffmonoxid..
0,0833 mol C reagieren mit 0,0833 mol {O} oder 5∙10 22
Kohlenstoffatome reagieren mit 5∙10 22 Sauerstoffatomen.
Wie viel Kohlenstoffmonoxid entsteht?
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Chemisches Rechnen
0,0833 mol C reagieren mit 0,0833 mol {O} zu 0,0833 mol
CO.
oder
5∙10 22 Kohlenstoffatome reagieren mit 5∙10 22
Sauerstoffatomen zu 5∙10 22 Molekülen Kohlenstoffmonoxid.
(Grundlage für das Aufstellen von chemischen Gleichungen!)
Es bilden sich 1,87 l CO oder 2,33 g CO.
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Problem - die chemische Gleichung
richtig formulieren!
Ausgangsstoffe:
Reaktanden [Edukte (educere = herausführen, abscheiden)
eigentlich falsch, aber im Gebrauch]
Endstoffe:
Produkte
Nichts darf verloren gehen, nichts dazukommen!
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Die chemische Gleichung
Na 2 SO 4 + BaCl 2 BaSO 4 + 2NaCl
Wie viel Bariumsulfat entsteht, wenn man 28, 4 g
Natriumsulfat mit Bariumchlorid reagieren lässt?
1 mol Natriumsulfat entspricht 142 g.
1 mol Bariumsulfat entspricht 233 g.
Anwendung des Gesetzes der konstanten Proportionen:
142 : 233 28,4 :
28,4g
233g
x
142g
x
46,6g
Also können 46,6 g Bariumsulfat entstehen. Das ist aber nur ein
theoretischer Wert, da keine Reaktion wirklich vollständig abläuft.
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Massenanteil - Volumenanteil
Der Massenanteil ist der Quotient aus der Masse der
Komponente und der Gesamtmasse.
w(
x)
m(
x)
m ges .
Der Volumenanteil ist der Quotient aus dem Volumen
der Komponente und dem Gesamtvolumen.
V ( x)
(
x)
V ges .
Anteile werden in Prozent, Promille oder Parts Per
Million angegeben.
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Konzentrationen
Die Massenkonzentration ist der Quotient aus der
Masse der Komponente und dem Volumen der Lösung.
m
V
Die Dichte bezieht sich häufig, aber nicht immer auf
einen Reinstoff (Dichte von Eisen, aber Dichte
verschiedener Schwefelsäurelösungen).
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Konzentrationen
Die Stoffmengenkonzentration ist der Quotient aus der
Stoffmenge der Komponente und dem Volumen der
Lösung.
(Molarität)
c( x)
n(
x)
V Lösung
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Andere Konzentrationsangaben
Äquivalentkonzentration = Normalität
Achtung!
Kontrollieren Sie immer genau, um welche Angabe es sich
handelt
Angabe von g in 100 oder 1000g Lösungsmittel
oder
Angabe von g in 100 oder 1000g Lösung
oder
von g in 100 oder 1000 ml Lösung
oder
von mol in 100 oder 1000 ml Lösung
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Präfixe für Maßeinheiten
Symbol Name Ursprung Wert Angabe als
Zehnerpotenz
T Tera téras = Ungeheuer 1.000.000.000.000 10 12
G Giga gígas = Riese 1.000.000.000 10 9
M Mega méga = groß 1.000.000 10 6
k Kilo chílioi = tausend 1.000 10 3
h Hekto hekatón = hundert 100 10 2
da Deka déka = zehn 10 10 1
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Präfixe für Maßeinheiten
Symbol Name Ursprung Wert Angabe als
Zehnerpotenz
d Dezi decimus =
zehnter
0,1 10 -1
c Zenti centesimus =
hundertster
m Milli millesimus =
tausendster
0.01 10 -2
0,001 10 -3
μ Mikro mikrós = klein 0,000.001 10 -6
n Nano nano = Zwerg 0,000.000.001 10 -9
p Piko piccolo = klein 0,000.000.000.001 10 -12
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