Chemie - Experimentalvorlesung PDF

303.170 CHEMIE M Experimentalvorlesung Ass.-Prof. Dr. Christa Grogger  Einige Lehrbücher mit / über „allgemeine Chemie“ Atkins / Beran: Chemie, einfach alles (Verlag Chemie) Brown / LeMay / Bursten: Chemie – Die zentrale Wissenschaft (Pearson) Jones / Atkins: Chemistry - Molecules, Mat...

303.170 CHEMIE M Experimentalvorlesung Ass.-Prof. Dr. Christa Grogger  Einige Lehrbücher mit / über „allgemeine Chemie“ Atkins / Beran: Chemie, einfach alles (Verlag Chemie) Brown / LeMay / Bursten: Chemie – Die zentrale Wissenschaft (Pearson) Jones / Atkins: Chemistry - Molecules, Matter and Change (W.H. Freeman) C.E. Mortimer: Chemie (Georg Thieme) G. Kickelbick: Chemie für Ingenieure (Pearson)  Inhalte Aufbau der Materie, Periodensystem der Elemente: Atome und Moleküle, Elementbegriff, Aufbauprinzip, Periodizität einiger Elementeigenschaften Chemische Bindung: Ionenbindung, Atombindung, metallische Bindung Zusammenhang Bindungstyp  Stoffeigenschaften Zustände der Materie: Gase, Flüssigkeiten, Festkörper, Intermolekulare Wechselwirkungen, Phasenumwandlungen, Mischphasen Chemische Reaktionen: Reaktionsgleichungen, Stöchiometrie, Thermodynamik, Kinetik, Spezielle Reaktionstypen, Stoffkunde: Säuren/Basen, Oxidations/Reduktionsvorgänge, organische Chemie (Brennstoffe, Kraftstoffe, Kunststoffe), Chemie der Metalle  Chemie Lehre von den Stoffen und Stoffänderungen Identifizierung spezifischer Stoffeigenschaften Veränderung von Stoffen bei chemischen Vorgängen Gesetzmäßigkeiten chemischer Vorgänge chemischer Vorgang = Reaktion neue Stoffe mit anderen Eigenschaften entstehen Physik Lehre von Zuständen und Zustandsänderungen physikalischer Vorgang: Stoffe bleiben erhalten  Materie Stoffe verschiedene Teilchen Mischungen verschiedene Zusammensetzung eine Phase eine Teilchenart reine Stoffe homogen heterogen einheitliche Zusammensetzung von außen einheitlich erkennbar unterschiedlich eine Phase verschiedene Phasen verschiedene Teilchen verschiedene Teilchen Verbindungen Elemente aus mehereren Elementen mit chem. Methoden definierte Zusammensetzung nicht weiter auftrennbar oder oder eine Molekülart eine Atomart  Definitionen Stoff: chemisch einheitliche Form von Materie mit bestimmten (= stoffspezifischen) Eigenschaften z.B. Wasser, Bier, Holz Materie: alles, was Raum beansprucht und Masse besitzt z.B. Tisch Phase: genau abgegrenzte Menge eines Stoffes Atome: kleinste Bausteine, aus denen alle Stoffe bestehen Chemische Verbindung: Reinstoff, der aus mindestens 2 Elementen besteht in einem festen (=stöchiometrischen) Verhältnis zB Wasser H2O  Wie können Stoffe getrennt werden ? Stoffgemische verschiedene Moleküle Physikalisch Destillation Sublimation Filtration Reinsubstanz gleichartige Moleküle chem. Verbindung Chemisch (andere) Verbindung Element gleichartige Atome (im Molekül)  Elektrolyse von Wasser Wasser Wasserstoff Sauerstoff Aggregatzustand flüssig gasförmig gasförmig Siedepunkt 100 °C -253 °C - 183 °C Brennbarkeit nein ja nein  ATOMTHEORIE 1808 John Dalton Jedes Element besteht aus winzigen Partikeln, den Atomen. Alle Atome eines bestimmten Elementes sind untereinander gleich. Atome unterschiedlicher Elemente haben verschiedene Eigenschaften (auch verschiedene Massen). Atome können nicht durch chemische Reaktionen ineinander umgewandelt werden. In chemischen Reaktionen werden Atome weder erzeugt noch zerstört. Verbindungen bestehen aus Atomen von mindestens zwei verschiedenen Elementen. In einer bestimmten Verbindung ist die relative Anzahl und Art der Atome konstant. 1911 Ernest Rutherford gesamte positive Ladung und fast gesamte Masse des Atoms befinden sich im Atomkern der größte Teil des Atoms besteht aus leeerem Raum, in dem sich die Elektronen um den Kern bewegen  Woraus besteht ein Atom ? Ein Atom ist das kleinste elektrisch neutrale Teilchen eines chemischen Elementes besteht aus Atomkern und Atomhülle aufgebaut aus Protonen, Neutronen und Elektronen 0,01 pm = Elementarteilchen Teilchen Symbol Ladung Masse [g] Radius [m] 100 pm = 1 Å Elektron e- -e ~ 9,1 x 10-28 < 10-19 Proton p +e ~ 1,7 x 10-24 ~ 1,3 x 10-15 Neutron n 0 ~ 1,7 x 10-24 ~ 1,3 x 10-15 e = 1,602 x 10-19 C  1 cm3 Kernmaterie  106 Tonnen  1 cm3 Materie enthält ungefähr 1023 Atome Standardmodell der Elementarteilchen  Atomsymbole Massenzahl = Σ Protonen + Neutronen Mz Elementsymbol Ordnungszahl = Σ Protonen Oz El Element besteht aus Atomen mit gleicher Ordnungszahl Nuklid besteht aus Atomen mit gleicher Ordnungs- und Neutronenzahl Isotope sind Atome mit gleicher OZ aber versch. Neutronenz. Isobare sind Atome mit verschiedener OZ aber gleicher MZ  Welche Masse hat ein Atom ? m (g) Ar absolute Atommassen sind unhandlich H 1,674 · 10−24 1,008 C 1,993 · 10−23 12,011 O 2,657 · 10−23 15,994 Definition der atomaren Masseneinheit (u) C 35,452 𝑚( 126𝐶) 1𝑢 = = 1,661 𝑥 10−24 𝑔  die Masse eines Protons bzw. 12 Neutrons  1 u die relative Atommasse Ar eines Elementes X ist bezogen auf u 𝑚(𝑋) 𝐴𝑟 =  man erhält ~ ganze Zahlen 1,661 𝑥 10−24 Ausnahme: Elemente mit mehreren stabilen Isotopen  Moleküle Teilchen, in dem mehrere Atome miteinander verknüpft sind eigenständiges chemisches und physikalisches Verhalten Darstellung in chemischen Formeln: Summenformel: gibt relative Anzahl und Art der Atome an Strukturformel: beinhaltet auch die Verknüpfung der Atome untereinander geometrische Formel: beinhaltet auch die räumliche Anordnung der Atome relative Molekülmasse Mr = Σ Ar  Zusammenfassung Materie besteht aus Atomen, die im wesentlichen Protonen (p), Neutronen (n) und Elektronen (e), zusammengesetzt sind p und n bilden den positiv geladenen Atomkern, der praktisch die gesamte Atommasse enthält. Um diesen Kern bewegen sich die negativ geladenen e verschiedene Atomarten enthalten unterschiedliche Mengen an p, n und e; Elemente bestehen aus Atomen mit gleicher Ordnungszahl mehrere Atome bilden Moleküle (chemische Verbindungen) mit eigenständigen chemischen und physikalischen Eigenschaften die Zusammensetzung von Molekülen wird durch chemische Formeln beschrieben (Summen-, Struktur-, geometrische Formel) Angabe der Massen in Form relativer Atom- bzw. Molekülmassen  Die Struktur der Elektronenhülle Quantentheorie beschreibt Zusammenhang zwischen Materie und Energie Postulate Energie kann nur in bestimmten Beträgen aufgenommen oder abgegeben werden Elektromagnetische Strahlung kann auch als Strom diskreter Energiepakete aufgefaßt werden in Analogie dazu läßt sich das Elektron in seiner Kreisbahn um den Atomkern auch als stehende Welle beschreiben  Teilchen oder Welle ? Licht: Beugung, Brechung, Polarisierbarkeit  Welle photoelektrischer Effekt  Teilchen c =  E = mc2 = hν Elektronen: Beugung an Kristallen  Welle Ablenkung im elektrischen u. magnet. Feld  Teilchen Welle-Teilchen Dualismus  Schrödingergleichung Wellengleichung für Elektronen in ihrer Bahn um den Atomkern  2   2   2  8 2m + 2 + 2 + 2 ( E − V ) = 0 x 2 y z h gibt Auskunft über Ort und Energie des Elektrons 1, 2, ….n Wellenfunktionen, mathematische Beschreibung des Aufenthaltsbereiches des Elektrons, ORBITAL E1, E2, ….En Energie des Elektrons in 1-n Orbitale und Energiewerte durch Quantenzahlen charakterisiert  Die Quantenzahlen Hauptquantenzahl n: n = 1, 2, 3,... (K, L, M,...Schale) beschreibt die Größe und Energie des Orbitals Nebenquantenzahl l: l  n-1 (s, p, d, f,...Unterschale) beschreibt die Gestalt des Orbitals magnetische Quantenzahl ml: -l < ml < +l (1, 3, 5, 7,...) beschreibt die Orientierung des Orbitals im Raum Spinquantenzahl ms: + ½ , -½ beschreibt Eigendrehimpuls (Drehsinn) eines e-  Quantenzustände für n = 0 bis n = 3 Schale K L M Hauptquantenzahl n 1 2 3 Nebenquantenzahl l 0 0 1 0 1 2 −2 −1 −1 −1 magnetische ml 0 0 0 0 0 0 Quantenzahl +1 +1 +1 +2 Bezeichnung 1s 2s 2p 3s 3p 3d Anzahl 1 1 3 1 3 5  Räumliche Darstellung der Orbitale "Ort des Elektrons" Grenzflächendarstellung: graphische Darstellung des Bereiches, der 90% der Elektronendichte enthält s-Orbital px-Orbital py-Orbital pz-Orbital dxy-Orbital dxz-Orbital dyz-Orbital dx2-y2-Orbital dz2 -Orbital  Energieniveaus in Mehrelektronenatomen "Energie des Elektrons" 4f n=4 4d 4p Energie der Orbitale hängt 3d 4s von n und von l ab n=3 3p s, p, d....Unterschalen 3s l=1 2p E n=2 l=0 2s Auffüllen dieses Schemas mit Elektronen  Elektronenstruktur der Atome n=1 l=0 1s  Aufbauprinzip die Elektronen werden jeweils in den energetisch günstigsten Zustand eingefügt Pauli-Prinzip: Zwei Elektronen desselben Atoms müssen sich in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden  1 Orbital kann von maximal 2 e− besetzt werden Hundsche Regel: Ein Atom bevorzugt die Konfiguration mit der größten Anzahl ungepaarter Elektronen Elektronenkonfiguration: Anordnung der Elektronen in den Orbitalen  Valenzelektronen 5s 4d Li [He]2s1 4p Rumpfelektronen 4s 3d (abgeschlossene Unterschale) H He 3p 1s1 1s2 =[He] 3s Li Be B C N O F Ne [He]2s1 [He]2s2 [He]2s2 [He]2s2 [He]2s2 [He]2s2 [He]2s2 [He]2s2 =[Ne] 2p1 2p2 2p3 2p4 2p5 2p6 2p 2s Na Mg Al [Ne]3s1 [Ne]3s2 [Ne]3s2 =[Ar] 3p1  Periodensystem der Elemente (PSE) 1s  Hauptgruppenelemente Periode: systematische Änderung der Eigenschaften Gruppe: ähnliche Eigenschaften s-Block p-Block d-Block f-Block Nebengruppenelement  Periodensystem der Elemente Valenzelektronen: Elektronen, die sich an chemischen Bindungen beteiligen Orbitale nicht vollständig besetzt (außerhalb des abgeschlossenen Edelgasrumpfes höchste Hauptquantenzahl; äußerste Schale) 3p 3s 1 Valenzelektron 7 Valenzelektronen Li 1s22s1 F [1s2]2s22p 5 2p = [He]2s1 = [He]2s12p5 2s Rumpfelektronen Rumpfelektronen (abgeschlossene Unterschale) 1s  Hauptgruppenelemente Periode: systematische Änderung der Eigenschaften Gruppe: ähnliche Eigenschaften s-Block p-Block d-Block f-Block Nebengruppenelemente  Periodizität chemischer Eigenschaften Prinzipiell bestimmender Faktor: Atomradien Im Periodensystem steigen die Atomradien von oben nach unten Im Periodensystem sinken die Atomradien von links nach rechts  Periodizität chemischer Eigenschaften Prinzipiell bestimmender Faktor: Atomradien Bereitschaft, Elektronen abzugeben oder aufzunehmen Elektronegativität: Maß für die Fähigkeit eines Atoms,Elektronen an sich zu ziehen in kleinen Atomen sind die negativ geladenen Elektronen näher am positiv geladenen Kern und werden somit schwerer abgegeben  Periodizität chemischer Eigenschaften Atomradius nimmt zu Atomradius nimmt ab Im Periodensystem steigt die Elektronegativität von links nach rechts Im Periodensystem sinkt die Elektronegativität von oben nach unten  zunehmende Elektronegativität zunehmender metallischer Charakter zunehmender metallischer Charakter Nichtmetalle Metalle reaktivstes abnehmende Elektronegativität Nichtmetall F Fr Halbmetalle reaktivstes Metall  Zusammenfassung: Periodensystem Des Periodensystem der Element (PSE) zeigt eine systematische Anordnung aller bekannter Elemente Anordnung der Elemente in Blöcken und Gruppen (ähnliche Eigenschaften) sowie in Perioden (systematische Änderung der Eigenschaften) die Bereitschaft von Atomen, Elektronen aufzunehmen (Elektronegativität) steigt im PSE von links nach rechts und von unten nach oben in gleicher Weise sinkt der metallische Charakter der Elemente Metalle: kleine Elektronegativität, geben gerne Elektronen ab Nichtmetalle: hohe Elektronegativität, nehmen gerne Elektronen auf Die chemische Bindung  Die Chemische Bindung Lewis-Symbole: chemisches Zeichen des Elementes und Punkte für die Valenzelektronen Oktett-Regel: Atome versuchen im Laufe chemischer Reaktionen häufig, die Konfiguration des im PSE benachbarten Edelgases zu erhalten durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen  Ionenbindung durch Teilen von Elektronen mit anderen Atomen  kovalente Bindung  Metallbindung  Ionenbindung Ionenverbindungen entstehen durch Reaktion von Metallen (Elemente links im PSE) mit Nichtmetallen (Elemente rechts im PSE) ! große Elektronegativitätsdifferenz ! Kation Anion Na + Cl Na+ + Cl ¯ [Ne]3s1 [Ne]3s23p5 [Ne] [Ar]  es entstehen geladenen Teilchen (Ionen)  elektrostatische Kräfte halten die Verbindung zusammen  Ionenverbindung ist energetisch günstiger als die isolierten Atome  Ionenkristalle keine einzelnen Moleküle, sondern regelmäßige, 3-dimensionale Anordnung in Kristallgittern  Anionen und Kationen besetzen abwechselnd die Eckpunkte des Gitters  hohe Bindungsenergien (Gitterenergie) durch starke elektrostatische Kräfte  Art und Stabilität des Gitters abhängig von Anzahl, Größe und Ladung der Bindungspartner  es gibt keine Ionenmoleküle Beispiel: NaCl Gitter Na+ und Cl− Ionen sitzen abwechselnd an Ecken und Kanten eines Würfels rk/ra= 0,414 Koordinationszahl = 6 Beispiel: ZnS; rk/ra= 0,225 Beispiel: CsCl; rk/ra= Koordinationszahl = 4 0,732 Koordinationszahl = 8  Ionenladungen einatomige Ionen von Hauptgruppenelementen haben meist Edelgaskonfiguration  Ionenladung ergibt sich aus der Gruppennummer Hauptgruppe Ionenladungszahl Beispiele I Alkalimetalle +1 Li+, Na+ II Erdalkalimetalle +2 Be2+, Mg2+, Ca2+ III Erdmetalle +3 Al3+ VI Chalkogene -2 O2-, S2- VII Halogene -1 F-, Cl-, Br-,I- daneben gibt es zahlreiche mehratomige Ionen (Molekülionen) NH4+, SO42-, CO32-, NO3-, PO43- Nebengruppenelemente bilden meist mehrere stabile Ionen Fe2+ / Fe3+ Cu1+ / Cu2+  Ionenladung nicht trivial erklärbar  Nomenklatur Ionenverbindungen aus einatomigen Ionen Name des + Name des + -id elektropositiven Elementes elektronegativen Elementes Kation Anion Formel Name Na+ Cl¯ NaCl Natriumchlorid Mg2+ Br¯ MgBr2 Magnesiumbromid Fe2+ Cl¯ FeCl2 Eisen(II)chlorid Fe3+ O2- Fe2O3 Eisen(III)oxid  Nomenklatur Ionenverbindungen mit mehratomigen Ionen Name des Kations + Name desAnions NH4+ Ammonium NO3- Nitrat CO32- Carbonat SO42- Sulfat PO43- Phosphat SiO44- Silikat Kation Anion Formel Name Ca2+ SO42- CaSO4 Calciumsulfat NH4+ NO3 ¯ NH4NO3 Ammoniumnitrat  Gitterenergie Stabilisierungsenergie durch gitterförmige Anordnung der Ionen Maß für die Bindungsstärke zwischen den Ionen im Kristall setzt sich aus Coulomb-Energie und Abstoßungsenergie zusammen Ug = Ec + Er Anziehungskräfte zwischen entgegengesetzt geladenen benachbarten Ionen Anziehungskräfte zwischen weiter entfernten entgegengesetzt geladenen Ionen Abstoßungskräfte zwischen gleich geladenen Ionen  Eigenschaften von Ionenkristallen Ionenkristalle sind Festkörper mit hohen Schmelzpunkten, Siedepunkten und Härten Ihre physikalischen Eigenschaften werden vor allem von der Gitterstruktur und von der Gitterenergie bestimmt größere Ionenladung erhöht die Gitterenergie größerer Ionenradius verkleinert die Gitterenergie Verbindung rk + ra Ug mp Härte n. [ppm] [kJ/mol] [°C] Mohs NaF 235 916 992 3,2 NaCl 283 778 800 2,5 NaBr 297 737 747 NaI 318 695 662 MgO 212 3936 2642 6,0  Eigenschaften von Ionenkristallen Lösungen von Ionenkristallen enthalten isolierte Ionen und leiten den elektrischen Strom H2O NaCl Na+ + Cl ͞ Ladungsträger Elektrolyt: Stoff, der beim Lösen in seine Ionen aufgespalten wird (dissoziiert)  Beispiele für Ionenkristalle Salze, Mineralien CuSO4 CaCO3 (Calcit) NaCl FeS2 (Pyrit) Metalloxide Fe2O3 (Rost) Al2O3 (Tonerde)  Zusammenfassung Ionenkristalle Ionogene Verbindungen entstehen durch Reaktion von Metallen mit Nichtmetallen (große Elektronegativitätsdifferenz) Ionenverbindungen bestehen nicht aus diskreten Molekülen, sondern aus Ionenkristallen, die aus einer Vielzahl von Ionen aufgebaut sind Zwischen den Kationen und Anionen herrschen starke elektrostatische Bindungskräfte Ionenkristalle besitzen daher hohe Schmelz- und Siedepunkte und sind hart und spröde wässrige Lösungen von Ionenkristallen (Elektrolyte) sind elektrisch leitfähig  Die kovalente Bindung Die kovalente Bindung bildet sich zwischen Nichtmetallen mit ähnlicher Elektronegativität aus ! kleine Elektronegativitätsdifferenz ! nichtbindendes (einsames) Elektronenpaar Cl + Cl Cl Cl Cl Cl 7 Valenzelektronen 8 Valenzelektronen bindendes Elektronenpaar [He]2s22p5 [He]2s22p6 = [Ar]  beide Atome besitzen ein gemeinsames Elektronenpaar und somit ein Elektronenoktett  die Bindung erfolgt durch elektrostatische Anziehung zwischen den Kernen und der zwischen ihnen konzentrierten Ladung  die Bindung ist gerichtet, d.h. sie verbindet nur bestimmte Atome miteinander  Die kovalente Bindung  Bildung diskreter Moleküle  Bindungsenergien sind kleiner als bei Ionenverbindungen  andere stark stoffabhängige Eigenschaften z.B. Cl2 gasförmig reaktiv (Cl-Cl Bindung leicht spaltbar)  Mehrfachbindungen Zwei Atome können über mehr als ein gemeinsames Elektronenpaar verfügen Einfachbindung: 1 gemeinsames Elektronenpaar Ethan Doppelbindung: 2 gemeinsame Elektronenpaare Ethylen Sauerstoff Dreifachbindung: 3 gemeinsame Elektronenpaare Acetylen Stickstoff Bindungsgrad = Anzahl der Einfachbindungen zwischen zwei Atomen  Mehrfachbindungen Bindungsgrad = Anzahl der Einfachbindungen zwischen zwei Atomen mit zunehmendem Bindungsgrad sinkt die Bindungslänge mit zunehmendem Bindungsgrad steigt die Bindungsenergie d(C−C) = 154 pm E(C−C) = 348 kJ/mol d(C=C) = 134 pm E(C=C) = 614 kJ/mol d(CC) = 120 pm E(CC) = 834 kJ/mol  Mehrfachbindungen sind stärker als Einfachbindungen Beispiel: wegen stabiler Mehrfachbindungen sind O2 und N2 reaktionsträge zweiatomige Gase O + O O O N + N N N  Lewis-Modell durch Bildung kovalenter Bindungen erreichen Atome Edelgaskonfiguration Anzahl der möglichen Bindungen ergibt sich aus der Stellung im PSE Zahl der kovalenten Bindungen = 8 - N Hauptgruppe 4 5 6 7 8 Lewis-Symbol Ne Bindungspartner 4 3 2 1 0 Wasserstoff- verbindung Ausnahme Wasserstoff: Valenzschale bereits mit H H 2 Elektronen voll besetzt 1s2 = [He]  nur eine Bindung möglich!  Zeichnen von Lewis-Formeln die Valenzelektronen (VE) aller beteiligten Atome werden zusammengezählt die Symbole der einzelnen Atome werden so aufgeschrieben, dass erkennbar ist, welche Elemente aneinander gebunden sind die aneinander gebundenen Atome werden zunächst durch eine Einfachbindung verbunden die übrigen Elektronenpaare werden so auf die Atome verteilt, dass möglichst jedes Atom ein Elektronenoktett erhält Elektronenzahl muss mit Anzahl der verfügbaren VE übereinstimmen stimmt die Formel nicht mit der Anzahl der verfügbaren VE überein, sind Mehrfachbindungen vorhanden  Mesomerie Bei mehratomigen Molekülen sind oft mehrere alternative Lewis-Strukturformeln zur Beschreibung der Bindungsverhältnisse notwendig = Resonanzstrukturen Ozon O3 experimentelle Struktur zeigt identische Bindungslängen Bindungswinkel = 117° O O O O 2 mögliche O O Resonanzstrukturen  die Doppelbindung im Ozonmolekül ist delokalisiert Benzol C6H6 experimentelle Struktur zeigt identische C-C –Bindungslängen vergleiche: d(C-C) = 154 pm d(C=C) = 134 pm Molekül ist planar H H H H C C C C HC CH HC CH C C C C H H H H 2 mögliche Resonanzstrukturen  Benzol besitzt ein aromatisches Elektronensystem: Cyclisches Elektronensystem mit alternierenden (= abwechselnden) delokalisierten Doppelbindungen  Weitere Grenzen des Lewis-Modells Ausnahmen von der Oktettregel (Elektronenmangelverbindungen; Moleküle mit ungerader Elektronenzahl; Elemente höherer Perioden) keine Aussagen über die Eigenschaften der Bindungen keine Aussagen über Molekülgeometrien  chemische und physikalische Eigenschaften vieler Verbindungen nur schlecht erklärbar  Molekülgeometrien Modell der elektrostatischen Valenzelektronenpaar-Abstoßung VSEPR-Modell (valence shell electron pair repulsion model) Die Geometrie eines Moleküls wird durch die Anordnung der Valenzelektronenpaare um ein Zentralatom bestimmt die Elektronenpaare in der Valenzschale ordnen sich so an, dass der Abstand möglichst groß wird dabei sind sowohl bindende als auch freie Elektronenpaare zu berücksichtigen  Häufige Molekülgeometrien für jede Anzahl an Elektronenpaaren ergibt sich eine günstigste Geometrie Anzahl der Anordnung der Bindungs Elektronenpaare Elektronenpaare winkel 2 linear 180° trigonal- 120° 3 planar 4 tetraedrisch 109,5°  Ermittlung der Molekülgeometrie Aufschreiben der Lewis-Formel Bestimmung der Anzahl der freien Elektronenpaare und der Bindungen des Zentralatoms (Doppelbindungen werden wie Einfachbindungen gezählt) Bestimmung der Anordnung der Valenzelektronenpaare um das Zentralatom mit der geringsten gegenseitigen Abstoßung  Molekülgeometrie bei freien Elektronenpaaren Die Molekülgestalt ergibt sich aus der Position der Atome, die sich am Ort der bindenden Elektronenpaare befinden Ammoniak NH3 Molekül trigonal pyramidal H N Bindungswinkel = 107° H H Wasser H2O Molekül gewinkelt O Bindungswinkel = 104,5° H H freie Elektronenpaare beanspruchen mehr Raum  Bindungswinkel verringern sich  Molekülgeometrie bei Mehrfachbindungen Ethylen C2H4 C besitzt 3 e− Paare  Molekül planar Acetylen C2H2 C besitzt 2 e− Paare  Molekül linear Benzol C6H6 H 120° H C H C besitzt 3 e− Paare C C  Molekül planar C C H C H H Wiederholung: Die kovalente Bindung Die kovalente Bindung bildet sich zwischen Nichtmetallen mit ähnlicher oder identischer Elektronegativität aus Cl + Cl Cl Cl Cl Cl 7 Valenzelektronen 8 Valenzelektronen [He]2s22p5 [He]2s22p6 = [Ar]  beide Atome besitzen ein gemeinsames Elektronenpaar und somit ein Elektronenoktett  Lewis-Modell durch Bildung kovalenter Bindungen erreichen Atome Edelgaskonfiguration Anzahl der möglichen Bindungen ergibt sich aus der Stellung im PSE Zahl der kovalenten Bindungen = 8 - N Hauptgruppe 4 5 6 7 8 Lewis-Symbol Ne Bindungspartner 4 3 2 1 0 Wasserstoff- verbindung Ausnahme Wasserstoff: Valenzschale bereits mit H H 2 Elektronen voll besetzt 1s2 = [He]  nur eine Bindung möglich!  Zeichnen von Lewis-Formeln die Valenzelektronen (VE) aller beteiligten Atome werden zusammengezählt die Symbole der einzelnen Atome werden so aufgeschrieben, dass erkennbar ist, welche Elemente aneinander gebunden sind die aneinander gebundenen Atome werden zunächst durch eine Einfachbindung verbunden die übrigen Elektronenpaare werden so auf die Atome verteilt, dass möglichst jedes Atom ein Elektronenoktett erhält Elektronenzahl muss mit Anzahl der verfügbaren VE übereinstimmen stimmt die Formel nicht mit der Anzahl der verfügbaren VE überein, sind Mehrfachbindungen vorhanden  Mesomerie Bei mehratomigen Molekülen sind oft mehrere alternative Lewis-Strukturformeln zur Beschreibung der Bindungsverhältnisse notwendig = Resonanzstrukturen Ozon O3 experimentelle Struktur zeigt identische Bindungslängen Bindungswinkel = 117° O O O O 2 mögliche O O Resonanzstrukturen  die Doppelbindung im Ozonmolekül ist delokalisiert Benzol C6H6 experimentelle Struktur zeigt identische C-C –Bindungslängen vergleiche: d(C-C) = 154 pm d(C=C) = 134 pm Molekül ist planar H H H H C C C C HC CH HC CH C C C C H H H H 2 mögliche Resonanzstrukturen  Benzol besitzt ein aromatisches Elektronensystem: Cyclisches Elektronensystem mit alternierenden (= abwechselnden) delokalisierten Doppelbindungen  Weitere Grenzen des Lewis-Modells Ausnahmen von der Oktettregel (Elektronenmangelverbindungen; Moleküle mit ungerader Elektronenzahl; Elemente höherer Perioden) keine Aussagen über die Eigenschaften der Bindungen keine Aussagen über Molekülgeometrien  chemische und physikalische Eigenschaften vieler Verbindungen nur schlecht erklärbar  Molekülgeometrien Modell der elektrostatischen Valenzelektronenpaar-Abstoßung VSEPR-Modell (valence shell electron pair repulsion model) Die Geometrie eines Moleküls wird durch die Anordnung der Valenzelektronenpaare um ein Zentralatom bestimmt die Elektronenpaare in der Valenzschale ordnen sich so an, dass der Abstand möglichst groß wird dabei sind sowohl bindende als auch freie Elektronenpaare zu berücksichtigen  Häufige Molekülgeometrien für jede Anzahl an Elektronenpaaren ergibt sich eine günstigste Geometrie Anzahl der Anordnung der Bindungs Elektronenpaare Elektronenpaare winkel 2 linear 180° trigonal- 120° 3 planar 4 tetraedrisch 109,5°  Ermittlung der Molekülgeometrie Aufschreiben der Lewis-Formel Bestimmung der Anzahl der freien Elektronenpaare und der Bindungen des Zentralatoms (Doppelbindungen werden wie Einfachbindungen gezählt) Bestimmung der Anordnung der Valenzelektronenpaare um das Zentralatom mit der geringsten gegenseitigen Abstoßung  Molekülgeometrie bei freien Elektronenpaaren Die Molekülgestalt ergibt sich aus der Position der Atome, die sich am Ort der bindenden Elektronenpaare befinden Ammoniak NH3 Molekül trigonal pyramidal H N Bindungswinkel = 107° H H Wasser H2O Molekül gewinkelt O Bindungswinkel = 104,5° H H freie Elektronenpaare beanspruchen mehr Raum  Bindungswinkel verringern sich  Molekülgeometrie bei Mehrfachbindungen Ethylen C2H4 C besitzt 3 e− Paare  Molekül planar Acetylen C2H2 C besitzt 2 e− Paare  Molekül linear Benzol C6H6 H 120° H C H C C C besitzt 3 e− Paare  Molekül planar C C H C H H  Polarität von Bindungen Elektronegative Atome ziehen das bindende Elektronenpaar stärker an sich  polare kovalente Bindungen + − F−F H−F EN 4,0 4,0 EN 2,2 4,0 unpolar polar kovalent  Partialladung  gibt die tatsächlich auftretende Ladung an  Polarität von Bindungen Elektronegative Atome ziehen das bindende Elektronenpaar stärker an sich  polare kovalente Bindungen + − F−F H−F Na−F EN 4,0 4,0 EN 2,2 4,0 EN 1,0 4,0 unpolar polar kovalent ionisch  Bindungstyp abhängig vom Elektronegativitätsunterschied der beteiligten Atome  Polarität von Bindungen abhängig von der geometrischen Anordnung der Atome kann es zur Ausbildung von Dipolen kommen Ein Dipol ist ein Objekt, auf dem sich zwei entgegengesetzte Ladungen des gleichen Betrages Q in einem Abstand d befinden Dipolmoment  = Q · d [D] 1Debye = 3,336 ·10-30 Cm + - F F H F 4,0 4,0 2,1 4,0 + – =0D  = 1,90 D  Dipolmomenmte in Molekülen Polare mehratomige Moleküle besitzen ein Dipolmoment, wenn der Schwerpunkt der Ladungen nicht zusammenfällt + + - 2,1 H 3,5 - + - F F H F O - O=C=O 4,0 4,0 2,1 4,0 H + 3,5 2,5 3,5 + – + – =0D  = 1,90 D  = 1,85 D =0D gasförmig flüssig flüssig gasförmig Auftreten von zwischenmolekulare Wechselwirkungen Einfuss auf Stoffeigenschaften z. B. Aggregatzustand  Intermolekulare Wechselwirkung sind ausschließlich elektrostatischer Natur sind schwächer als "echte" chemische Bindungen sind für die Stoffeigenschaften wie den Aggregatzustand von entscheidender Bedeutung Arten von intermolekularen Wechselwirkungen : - Dipol-Dipol-Wechselwirkungen - van der Waals (London) Kräfte - Wasserstoffbrückenbindungen  Dipol-Dipol-Wechselwirkung Bildung von größeren Assoziaten durch elektrostatische Wechselwirkung zwischen dipolaren Molekülen 3,0 2,1 existiert nur zwischen polaren Molekülen Bindungsstärke abhängig von Dipolmoment E  4 - 25 kJ/mol  Siedepunkte einiger organischer Flüssigkeiten in Abhängigkeit vom Dipolmoment Substanz  [Cm] molare Masse  [Cm] Siedepunkt [g/mol] [°C] Propan CH3CH2CH3 44 0,0 −42 Dimethylether CH3OCH3 46 −24 -30 4,3·10 −24 Acetaldehyd CH3CHO 44 9,0·10-30 +20 Acetonitril CH3CN 41 1,3·10-29 +82  Siedepunkt steigt mit dem Dipolmoment  Siedepunkt ist Maß für intermolekulare Wechselwirkungen  Van der Waals-Wechselwirkungen momentaner Dipol durch Schwankungen der Ladungsdichte induziert im Nachbarteilchen Dipol  Van der Waals-Wechselwirkungen existieren auch zwischen unpolaren Molekülen schwächer als Dipol-Dipol-Wechselwirkungen E  0,5 - 5 kJ/mol Bindungsstärke abhängig von - Molekülgestalt: je größer die Oberfläche eines Moleküls ist, desto besser können zwei Moleküle in Kontakt treten neo-Pentan SP = 9,5°C n-Pentan SP = 36°C - Größe der Teilchen: mit der Molekülgröße steigt die Beweglichkeit der Elektronen  Siedepunkte homologer Alkane  Siedepunkt steigt mit Molekulargewicht  Wasserstoffbrückenbindung Bindung zwischen Molekülen durch elektrostatische Anziehung zwischen positiv geladenem H und freiem Elektronenpaar im Nachbarmolekül existiert nur in stark polaren Molekülen H muss an elektronegativen Partner gebunden sein  starke Wasserstoffbrücken in F-, O- und N-Verbindungen stärkste zwischenmolekulare Wechselwirkungen E  8 - 40 kJ/mol  Besondere Eigenschaften von Wasser  hohe Schmelz- und Siedetemperatur  Besondere Eigenschaften von Wasser  Dichteanomalie (Dichtemaximum bei 4°C)  Eis schwimmt auf Wasser  Volumensvergrößerung beim Frieren  Verflüssigung bei Druckanwendung  Folgerungen gasförmig sind bei Normalbedingungen nur unpolare Stoffe mit niedriger Molekül- oder Atommasse Beispiele: H2, N2, O2, Edelgase, CO2, CH4 mit steigender Polarität oder Molekülmasse erhöht sich sukzessive der Siede- bzw. Schmelzpunkt – die Stoffe werden flüssig oder fest Beispiele: polare Stoffe wie H2O, HF, Ionenkristalle, große Moleküle wie höhere Kohlenwasserstoffe, Metalle  Polarität und Löslichkeit Lösung: homogenes Gemisch verschiedener chemischer Stoffe Löslichkeit: Menge eines Stoffes, die sich in einer bestimmten Menge an Lösungsmittel gerade noch löst. Ähnlichkeiten in den Molekülstrukturen und damit in den zwischenmolekularen Kräften zwischen Lösungsmittel und gelöstem Stoff begünstigen die Löslichkeit Gleiches löst sich in Gleichem  polare Lösungsmittel (Wasser) lösen polare (hydrophile) Verbindungen  unpolare Lösungsmittel (Benzin) lösen unpolare (hydrophobe) Verbindungen  Polarität und Löslichkeit Zur Abschätzung der Löslichkeit müssen Molekülstruktur und Polarität (Dipolmoment) bekannt sein Salze sind polar und lösen sich daher meist in Wasser NaCl löslich Meerwasser enthält gelöste Mineralien kovalente Verbindungen nur mit polaren Gruppen wasserlöslich n-Hexan Zucker Ethanol Butanol (Benzin) löslich löslich unlöslich unlöslich Alkohole  Polarität und Reaktivität Elektronegativität Na 0,9 Cl 3,0 NaCl ist ionisch Auflösung in Wasser ohne Reaktion Beim Verdunsten des Wassers bleibt Salz zurück Gewinnung von Salz durch Verdunstung von Meerwasser  Polarität und Reaktivität Elektronegativität P 2,1 Cl 3,0 PCl5 ist polar kovalent heftige Reaktion mit Wasser  Polarität und Reaktivität Elektronegativität Na 0,9 H ist negativ polarisiert H 2,1 heftige Reaktion mit Wasser  Beispiele für kovalente Verbindungen Verbindungen der Nichtmetalle wie CO2, CO, N2, O2, H2O, organische Kohlenstoffverbindungen, CH4….. Gläser Kunststoffe Epoxidharz Gummi  Zusammenfassung kovalente Verbindungen Kovalente Bindungen bilden sich zwischen Atomen gleicher oder ähnlicher Elektronegativität Kovalente Verbindungen bestehen aus dikreten (einzelnen) Molekülen; die Bindungsenergien sind relativ schwach die Eigenschaften werden von der Art (Elektronegativität) der beteiligten Atome und von der Größe der Moleküle bestimmt; so können kovalente Verbindungen fest, flüssig oder gasförmig sein Lösungen von kovalenten Verbindungen enthalten diskrete Moleküle und leiten daher den elektrischen Strom nicht Zwei Atome können über mehr als ein gemeinsames Elektronenpaar verfügen (Doppel-, Dreifachbindung)  Zusammenfassung kovalente Verbindungen Polare kovalente Bindungen verbinden Atome unterschiedlicher Elektronegativität und besitzen ein Dipolmoment Molekülgröße und Dipolmoment bestimmen Größe von zwischenmolekularen Wechselwirkungen und Stoffeigenschaften (z.B. Aggregatzustand) kleine unpolare Moleküle (kleine Wechselwirkungen) sind gasförmig stark polare (H2O, HF) oder große (Kunststoffe, höhere Kohlenwasserstoffe) Moleküle (höhere Wechselwirkungen) sind flüssig oder fest Wasserstoffbrückenbindungen sind stark und bewirken typische Wassereigenschaften (Siedepunkt, Dichteanomalie) Ähnliche Polaritäten (zwischenmolekulare Kräfte) zwischen Lösungsmittel und gelöstem Stoff begünstigen die Löslichkeit  Organische Chemie - Kohlenwasserstoffe Ketten oder Ringe von C-Atomen; die restlichen Bindungsstellen sind mit H-Atomen besetzt KOHLENWASSERSTOFFE aliphatisch nein Benzolringe ? ja Aromaten C≡C Alkine C-C Mehrfach- nein bindungen ? ja C=C Alkene Alkane  Formelschreibweisen Summenformel Strukturformel Skelettformel Valenzstrichformel Keilstrichformel Summenformel Strukturformel Skelettformel Valenzstrichformel = Keilstrichformel  Alkane homologe Reihe mit der Summenformel CnH2n+2 (offenkettig) oder CnH2n (cyclisch) H H H H H H H H H H H C H H C C H H C C C H H C C C C H H H H H H H H H H H Methan Ethan Propan Butan H H H H H H H H H H H H C H H C C C C C H H C C C C H H C C H H H H H H H H H H C C H H C H H C H n- Pentan H H H iso-Pentan 2-Methylbutan Cyclohexan Isomere: Verbindungen mit identischer Summenformel und unterschiedlicher Struktur  Nomenklatur H H H C H H C C H griechisches Zahlwort + Endung -an H C C H die Vertreter C1 bis C4 besitzen Trivialnamen H C H H H ringförmige Moleküle erhalten die Bezeichnung Cyclo- Cyclohexan Formel Name Isomere Alkylgruppe CH4 Methan -CH3 Methyl C2H6 Ethan -C2H5 Ethyl- C3H8 Propan -C3H7 Propyl- C4H10 Butan 2 -C4H9 Butyl- C5H12 Pentan 3 -C5H11 Pentyl- C6H14 Hexan 5 -C6H13 Hexyl- C7H16 Heptan 9 -C7H15 Heptyl- C8H18 Octan 18 -C8H17 Octyl-  Nomenklatur Grundkörper ist die längste C-C-Kette Verzweigungsstellen werden mit der möglichst niedrigsten Zahl bezeichnet Seitenketten werden in alphabetischer Reihenfolge genannt 6-Ethyl- 2,3-dimethyl octan  Alkene und Alkine Strukturmerkmal der Alkene ist die C=C Doppelbindung im Namen erscheint die Endung -en H H H H H H H H H H H C C H H C C C C H H C C C C H H H Ethen 2-Buten 1,3-Butadien Ethylen Strukturmerkmal ist die C≡C Dreifachbindung im Namen erscheint die Endung -in H H H C C H H C C C C H Ethin, Acetylen H H 1-Butin  Grundkörper ist die längste C-C-Kette die Stellung der Mehrfachbindung wird mit der möglichst kleinsten Zahl bezeichnet Seitenketten werden in alphabetischer Reihenfolge genannt 3-Ethyl- 5-methylhex(1)en  Aromaten Strukturmerkmal ist der aromatische Ring Benennung oft mit Trivialnamen H C HC CH HC CH C H Benzol Antracen CH3 H3 C CH3 CH3 CH3 CH3 Toluol Xylol Mesitylen Naphthalin Methylbenzol 1,3-Dimethylbenzol 1,3,5-Trimethylbenzol  Chemische Eigenschaften der Alkane Alkane sind äußerst unreaktiv und gehen nur wenige, typische Reaktionen ein Oxidation bei Verbrennung CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O H = −890 kJ/mol  Verwendung als Treibstoffe, Brennstoffe Isomerisierungsreaktionen CH3-CH2-CH2-CH3 p,T,Kat. CH3-CH-CH3 CH3  Reformingprozess zur Herstellung klopffester Benzine  Chemische Eigenschaften der Alkene und Alkine Alkene und Alkine sind auf Grund der C-C-Mehrfachbindungen chemisch reaktiver als Alkane; typisch sind Additionsreaktionen p,T,Kat. CH3-CH = CH-CH3 + H-H CH3-CH2-CH2-CH3 Hydrierung  Reformingprozess zur Herstellung klopffester Benzine H3C H3C p,T,Kat. H3C-CH + CH-CH3 H3C-C-CH-CH3 Alkylierung H3C CH2 H3C CH3  Aufbaureaktion zur Herstellung von Kraftstoffen Chemische Eigenschaften der Alkene und Alkine Br2 addiert an Cyclohexen (Farbe verschwindet) Benzol und Cyclohexan zeigen keine Reaktion vorher nachher  Chemische Eigenschaften der Alkene und Alkine Alkene und Alkine sind auf Grund der C-C-Mehrfachbindungen chemisch reaktiver als Alkane; typisch sind Additionsreaktionen Polymerisation  Aufbaureaktion zur Herstellung von Kraftstoffen; Herstellung von Kunststoffen (Additionspolymere)  Chemische Eigenschaften der Aromaten Aromaten sind unreaktiver als Alkene und Alkine. Der aromatische Ring bleibt in der Regel erhalten. Typisch sind Substitutions(Austausch)reaktionen Kat. H + Cl-CH2-CH3 CH2CH3+ HCl Alkylierung  wichtige Grundstoffe der chemischen Industrie ! Aromaten verbrennen schlecht (Rußbildung) !  Zusammenfassung organische Chemie I (Kohlenwasserstoffe) Einteilung nach An/Abwesenheit von Mehrfachbindungen bzw. Benzolringen Sytematische Nomenklatur erlaubt exakte Zuordnung von Namen/Strukturformel Alkane sind äußerst unreaktiv; typische Reaktionen sind die exotherme Verbrennung und die Isomerisierung Alkene und Alkine sind reaktiver als Alkane; typische Reaktionen sind Additionsreaktionen an die Mehrfachbindung Aromaten sind unreaktiver als Alkene und Alkine. Der aromatische Ring bleibt in der Regel erhalten. Typisch sind Substitutionsreaktionen  Fossile Rohstoffe = tote Biomasse, die vor Jahrmillionen abgestorben ist wurde durch geologische Prozesse in Kohle, Erdöl und Erdgas umgewandelt. Fossile Rohstoffe Erdöl Erdgas Kohle  Erdöl und Erdgas https://www.seilnacht.com/Lexikon/erdoel.html  Fossile Rohstoffe = tote Biomasse, die vor Jahrmillionen abgestorben ist wurde durch geologische Prozesse in Kohle, Erdöl und Erdgas umgewandelt. Fossile Rohstoffe Erdöl Erdgas Kohle genaue Zusammensetzung unbekannt und vom Fundort abhängig; alle fossilen Rohstoffe enthalten als Hauptbestandteile die Elemente C, H, O, S, N in wechselnden Mengen  Fossile Rohstoffe Eigenschaften wie Farbe, Geruch, Viskosität etc. von Rohöl hängen auch vom Fundort ab Proben verschiedener Rohöle aus dem Kaukasus, dem Mittleren Osten, der Arabischen Halbinsel und Frankreich https://de.wikipedia.org/wiki/Erdöl derzeit wichtigste Quelle zur Energiegewinnung wichtigste Rohstoffquelle für organische Verbindungen  Erdöl- und Erdgasverwendung Heizöl Erdgas e Schmieröle Schmierfette Ausgangsprodukte für Benzin Petrochemie Kerosin Diese Bitumen l https://docplayer.org/35215119-Inhalt-chemische-zusammensetzung-fakten-zu-erdoel- geschichtliches.html Petrochemie: Teilgebiet der Chemie zur Produktion von Ausgangs- und Zwischenprodukte für die chemische Industrie auf Erdöl- und Erdgasbasis  Zusammensetzung Erdgas Hauptbestandteil: Methan (75 - 99 %) Nebenbestandteile: Ethan; Propan; Butan; Ethylen H2O; H2S (0 - 35 %)  Zusammensetzung Erdöl Kohlenwasserstoffe mittlerer Flüchtigkeit organische O-, S- und N-Verbindungen anorganische Bestandteile: Metallionen (Salze); H2O; H2S https://www.aral.de/de/global/forschung/wissenswertes/erdoel/die-eigenschaften-des- erdoels.html  Zusammensetzung Kohle polymere (feste) Kohlenwasserstoffe höhermolekulare organische O-, S und N-Verbindungen Mineralstoffe (Asche); H2O Beispielhafter Ausschnitt aus dem komplexen organischen Gerüst von Kohle https://de.wikipedia.org/wiki/Kohle  Künstliche Brennstoffe entstehen durch chemische Umsetzungen aus fossilen Brennstoffen Vorteile: Nachteile: - größerer Energieinhalt - Herstellung benötigt Energie - Verbrennung "sauberer" - belastet die Umwelt Brennstoffzelle Beispiele: Wasserstoff H2 + O2 H2O Elektrolyse Kohlevergasungsprodukte (Gasgemische mit den Hauptbestandteilen C, CO, CO2, H2, CH4, H2O)  Erdöl und Erdgasförderung Ausbeutung konventioneller Lagerstätten durch anbohren und abpumpen Ausbeutung unkonventioneller Lagerstätten (z. B. Ölschiefer, Ölsände) durch teils komplexe technische Prozesse (z. B.Fracking); große Umweltbelastung!  Fördermengen, Reserven Mengenangabe in "barrel": 1 barrel (Fass) = 159 l Reichweite der Reserven 40 – 50 Jahre  Erdölverarbeitung Grobe Abtrennung von Vortrennung Wasser, Sedimenten etc. Entsalzung Auswaschen mit Wasser Destillation Auftrennung Rohöl Konversion Qualitätserhöhung Herstellung von Raffinerie Schwechat Blending der ÖMV Fertigprodukten  Destillation leicht flüchtig Trennung von Flüssigkeiten auf Grund unterschiedlicher Siedepunkte in der Kolonne sinkt die Temperatur von unten nach oben Produkte in gleicher Weise sinken die Temperatur Siedetemperaturen der Produkte Rohöl schwer flüchtig Rückstand Destillationskolonne Glockenböden (Funktion)  Destillation leicht flüchtig Trennung von Flüssigkeiten auf Grund unterschiedlicher Siedepunkte in der Kolonne sinkt die Temperatur von Produkte unten nach oben Temperatur in gleicher Weise sinken die Siedetemperaturen der Produkte Rohöl bei Druckverminderung sinken auch die Siedetemperaturen schwer flüchtig Vakuumdestillation für hochsiedende temperaturempfindliche Stoffe Rückstand Vakuumdestillation Destillationskolonne  Erdöl-Normaldruckdestillation Gase < 30 °C Benzine 35 – 180 °C Kerosin Temperatur 180 – 250 °C Petroleum Rohöl Diesel 250 – 350 °C Heizöl EL Gasöle schwer 350 – 400 °C Schmieröle Paraffine Wachse Bitumen/Teer Vakuumdestillation Destillationskolonne  Erdöl-Vakuumdestillation Vakuumgasöl 350 – 450 °C Schmieröle 450 – 550 °C Bitumen Teer da sich Kohlenwasserstoffe bei 400°C zu zersetzen beginnen, wird der Destillations- rückstand im Vakuum (~ 20 mbar) weiter destilliert  Erdöl-Konversion die Primärprodukte enthalten teils beträchtliche Mengen an Verunreinigungen (Schwefel) Die natürliche Zusammensetzung des Rohöl enstpricht nicht der Verbrauchsstruktur des Marktes die Qualität der Primärprodukte (Benzine, Öle) entsprechen nicht den Anforderungen des Marktes Konversion (Umwandlung ) zur "Veredelung" der Rohprodukte Konversionsmethoden: Entschwefelung Cracking: Spaltung von langkettigen und hochsiedenden Ölanteilen Reforming: Bildung von größeren Anteilen an verzweigten und aromatischen Kohlenwasserstoffen  Erdöl-Konversion Erdölproduktspektrum vor und nach der Konversion 1 Benzin 3 Heizöl EL, Diesel 2 Schweröle (Gasöle) 4 Sonstige Produkte  Erdöl-Entschwefelung Bei der Verbrennung von Schwefel und seinen Verbindungen entstehen giftige Gase wie Schwefeldioxid Schwefel schädigt Metallkatalysatoren im Verlauf der weiteren Konversion und in Fahrzeugen Entfernung des Schwefels notwendig Hydrodesulfurierung (Hydrofining) Claus-Prozess Produkte: Kohlenwasserstoffe und Schwefel  Erdöl-Cracking durch Cracken werden daher schwersiedende Kohlenwasserstoffe (z.B. Gasöle) in leichtsiedende (z.B. Benzin und Diesel) umgewandelt langkettigen Anteile des Rohöls werden dabei durch kurzzeitiges Überhitzen (unter Druck) meist in Gegenwart von Katalysatoren gespalten Beispiel: katalytisches Cracken n-Decan n-Heptan Propen Produkte: lineare, verzweigte und cyclische Alkane und Alkene  Erdöl-Reforming durch Reformieren werden lineare und cyclische Alkane in verzweigte Alkane und Aromaten umgewandelt Ziel ist die Erhöhung der Oktanzahl das Rohbenzin wird dabei in Gegenwart von Wasserstoff und Katalysatoren bei hoher Temperatur durch geeignete Reaktoren geleitet Isomerisierung n-Hexan 3-Methylpentan Dehydrierung Methylcyclohexan Toluol Produkte: klopffeste Benzine, Aromaten, Wasserstoff  Blending (Mischen) Ziel ist die Herstellung verkaufsfertiger Produkte (DIN Normen) die geforderten Normen erreicht man durch die schwankende Rohölzusammensetzungen nur durch ein entsprechendes Mischen aus mehreren Komponenten Des Weiteren werden zahlreiche Additive zugesetzt derzeit gültige Normen (Beispiele): Flüssiggase: DIN EN 589 unverbleite Benzine: DIN EN 228 Dieselkraftstoff: DIN EN 590 Heizöle: DIN 51 603 Schmieröle: DIN 51 501 und DIN 51 525  Zusammenfassung fossile Rohstoffe fossile Rohstoffe (Kohle, Erdöl und Erdgas) sind durch geologische Prozesse aus toter Biomasse entstanden Hauptbestandteile sind die Elemente C, H, O, S, N in Form von Kohlenwasserstoffen sowie organischen O-, S- und N-Verbindungen Verwendung vor allem zur Energiegewinnung und als Ausgangstoffe in der petrochemischen Industrie Gewinnung von Erdöl und Erdgas durch Anbohren und Abpumpen; Ausbeutung unkonventioneller Lagerstätten durch komplexe Prozesse wie Fracking oder Ölsandaufbereitung; hohe Umweltbelastung Erdölverarbeitung in der Raffinerie in mehrstufigem Prozess: Vortrennung, Entsalzung, Destillation, Konversion, Blending  Zusammenfassung fossile Rohstoffe Auftrennung von Rohöl durch Normaldruck und Vakuumdestillation; Rohprodukte besitzen verschiedene Siedebereiche Rohprodukte werden durch Konversion (Entschwefelung, Cracking, Reforming) zu markttauglichen Endprodukten "veredelt" beim Entschwefeln werden Organoschwefelverbindungen zu Kohlenwasserstoffen und festem S umgewandelt, der einfach abtrennbar ist; dadurch wird die Bildung giftiger Verbrennungsgase (SO2) sowie die Schädigung von Abgaskatalysatoren verhindert beim "Cracking" werden langkettige (hochsiedende) Anteile des Rohöls gespalten; Produkte sind Alkane und Alkene mit niedrigeren Siedepunkten beim "Reforming" werden lineare und cyclische Alkane in verzweigte Alkane und Aromaten umgewandelt; Produkte sind klopffeste Benzine, Aromaten und H2 Ziel des Blendings ist die Herstellung verkaufsfertiger Produkte (DIN Normen)  Benzin (Ottokraftstoff) Bestandteile: Kohlenwasserstoffe (Alkane, Alkene, Cycloalkane und Aromaten) C5-C11, Siedebereich 25 - ~ 210 °C Additive Spezifikationen für Superbenzin der EU nach DIN EN 228 Benzinsorten in Österreich: Sorte Oktanzahl Super 95 SuperPlus 98 Spezialsorten > 100 Super E10* < 10 % Ethanol * ab 2024 in Österreich erhältlich  Oktanzahl = Maß für die Klopffestigkeit (Widerstand gegen Selbstentzündung) von Ottomotoren Motorklopfen: durch hohe Temperaturen und Drücke im Zylinder treten unkontrollierte Selbstentzündungen auf abhängig von Verdichtungsverhältnis, Kraftstoffqualität, Temperatur Druckwellen, Klopfgeräusche, unrunder Motorlauf, Verschleiß  Oktanzahl Unverzweigte und gesättigte Kohlenwasserstoffe weisen eine geringe OZ auf, verzweigte Kohlenwasserstoffe und Aromaten besitzen eine hohe Klopffestigkeit Die Bestimmung der Oktanzahl erfolgt durch Vergleich mit Eichkraftstoffen (Isooktan/Heptangemische verschiedener Zusammensetzung) 2,2,4-Trimethylpentan n-Heptan (Isooktan) OZ 100 OZ 0 Benzin für Ottomotoren soll möglichst reich an verzweigten Kohlenwasserstoffketten sein  Dieselkraftstoff Bestandteile: Kohlenwasserstoffe (Alkane, Alkene und Aromaten) C10-C21, Siedebereich 150 - ~ 390 °C, Additive Spezifikationen für Dieselkraftstoff der EU nach DIN EN 590 Dieselsorten in Österreich: Sorte Cetanzahl Normaldiesel* 51 Premiumdiesel* bis 60 * alle Sorten enthalten bis zu 7 % Biodiesel  Cetanzahl = Maß für die Zündwilligkeit von Dieselkraftstoffen Nageln: beim Dieselmotor erfolgt die Zündung spontan durch hohe Temperaturen und Drücke im Brennraum (Selbstzündung) nicht zündwillige Kraftstoffe führen zu einer Verzögerung der Selbstzündung Explosionsgeräusche (Nageln), erhöhter Verschleiß  Cetanzahl Unverzweigte und gesättigte Kohlenwasserstoffe sind zündwillig (hohe CZ), verzweigte Kohlenwasserstoffe und Aromaten entzünden sich schwer (kleine CZ) Die Bestimmung der Cetanzahl erfolgt im Vergleich mit Eichkraftstoffen (Hexadecan/Methylnaphthalingemische verschiedener Zusammensetzung) n-Hexadecan CZ 100 2-Methylnaphtalin CZ 0 Dieselkraftstoff soll möglichst reich an unverzweigten Kohlenwasserstoffketten sein  Organische Chemie- Funktionelle Gruppen Funktionelle Gruppen sind Atomgruppen, die für die charakteristischen Eigenschaften der Verbindungen verantwortlich sind Aufbau funktioneller R X organischer Moleküle: Kohlenwasserstoffrest funktionelle Gruppe Verbindung Name Zustand Reaktivität bp [°C] CH4 Methan unpolares Gas unreaktiv -164 CH3-OH Methanol polare Flüssigkeit reaktiv 65 CH3-COOH Essigsäure stark polare Flüssigkeit stark sauer 118  Wichtige funktionelle Gruppen ROH R2O R2S RX RCHO R(CO)R` RCOOH RCOOR´ RCOONR´2  Alkohole Name des Kohlenwasserstoffes CH3OH Methanol + Endung CH3CH2OH Ethanol (CH3)2CHOH 2-Propanol (Isopropanol) Frostschutzmittel HOCH2CH2OH 1,2-Ethandiol (Ethylenglycol) Alkohole sind polar  teilweise mischbar mit H2O; lösen polare Substanzen H3C (z.B. Salze), allerdings schlechter als H2O + O - H + – Verwendung als: Lösungsmittel, Genussmittel, Treibstoffzusatz, Frostschutzmittel, Desinfektionsmittel  Ether Name des Kohlenwasserstoffrestes + Endung CH3CH2-O-CH2CH3 Diethylether ("Ether"); SP = 35°C Et2O ist leicht entzündlich und bildet mit Luft explosive Gemische unreakiv; unpolarer und flüchtiger als Alkohole  fettlösend H5C2 + O - H5C2 + – Verwendung als: Lösungsmittel, Treibstoffzusatz (Antiklopfmittel MTBE, ETBE), früher als Narkotikum Methyltertiärbutylether Ethyltertiärbutylether MTBE ETBE  Aldehyde und Ketone Name des Kohlenwasserstoffes + Endung Trivialnamen Ethanal Acetaldehyd Aceton Propanon Dimethylketon Carbonylgruppe mittlere Polarität Verwendung als: Lösungsmittel (v.a. Ketone), Aromastoffe (v.a. Aldehyde) wichtige chemische Grundstoffe  Carbonsäuren Name des Kohlenwasserstoffes + Endung Trivialnamen HCOOH Methansäure Ameisensäure H3CCOOH Ethansäure Essigsäure HOOCCOOH Ethandicarbonsäure Oxalsäure Carboxylgruppe flüssig oder fest (H-Brücken); schwach sauer; ätzend und aggressiv; oft unangenehmer Geruch; wasserlöslich Verwendung in Lebensmittelindustrie, Pharmakologie, chemischer Industrie (Herstellung von Estern und Amiden)  Ester und Amide Derivate (Abkömmlinge) der Carbonsäuren Name des Restes Name der Säure + Endung Trivialnamen O H3C C Essigsäure ethyl ester Essigester OCH2CH3 O H3C C Essigsäureamid Acetamid NH2  Eigenschaften und Verwendung von Estern und Amiden Ester besitzen typische Gerüche und Geschmäcker (Aromastoffe) Ananas Apfel Banane Fette, Öle Fette: Ester des Glycerins Triglyceride Glycerin (1,2,3-propantriol) Fettsäuren z. B. Stearinsäure Bildung von Polyestern und Polyamiden (Kunststoffe)  Polarität organischer Lösungsmittel Ester Kohlenwasserstoffe < Ether < Aldehyde < Alkohole < Säuren Ketone steigende Löslichkeit polarer Stoffe (z. B. Salze, Wasser) abnehmende Löslichkeit unpolarer Stoffe (z. B. Benzin)  Kunststoffe (Polymere) = Werkstoffe aus Makromolekülen (lange Molekülketten) Thermoplaste Elastomere Duroplaste unvernetzt leicht vernetzt stark vernetzt weich, verformbar, elastisch schmelzbar Folien, Flaschen, Fasern Gummi Kunstharze, Lacke, Formteile  Kunststoffe Eigenschaften abhängig von: Kettenaufbau Verarbeitung Zusatzstoffen Weichmacher: lagern Stabilisatoren: absorbieren Licht und sich in Kunststoffe ein und verhindern Abbau der Polymerketten bringen sie zum Quellen z. B. Benzotriazole z.B. Diethylphtalat Füllstoffe: optimieren Materialeigenschaften wie Festigkeit, Oberfläche, Viskosität ….. Beispiele: Russ, Kieselsäure, Stärke, Cellulose…. ! häufig gesundheitsschädlich !  Additionspolymere Bildung durch Additionsreaktionen ungesättigter Kohlenwasserstoffe Polyethylen, Polypropylen, PVC, Polystyrol, PTFE…  Additionspolymere - PE Monomer Polymer Name Anwendung Polyethylen Folien, Verpackungen, H2C=CH2 -(H2C-CH2)n- PE Flaschen gute chemische Beständigkeit weich und leicht schmelzbar billig  Additionspolymere - PP Monomer Polymer Name Anwendung HC=CH2 -(CH-CH2)n- Polypropylen Küchengeräte CH3 CH3 PP Fasern härter und wärmebeständiger als Polyethylen  Additionspolymere - PVC Monomer Polymer Name Anwendung HC=CH2 -(CH-CH2)n- Polyvinylchlorid Folien, Cl Cl PVC Bodenbeläge, Rohre "Vinylchlorid" sehr hart und Wiederstandsfähig (ohne Zusatzstoffe, PVC U) flexibel durch Zusatz von Weichmachern (PVC-P)  Additionspolymere - PTFE Monomer Polymer Name Anwendung Polytetrafluor- Dichtungen, techn. Artikel F2C=CF2 -(F2C-CF2)n- ethylen (PTFE) (Teflon, Hostaflon) Chemikalienbeständig und reaktionsträge geringer Reibungskoeffizient nicht brennbar temperaturbeständig  Additionspolymere - PS Monomer Polymer Name Anwendung HC=CH2 -(CH-CH2)n- Polystyrol Schäume (Styropor), PS Hartstoffe "Styrol" hart und spröde wenig wärmebeständig geschäumtes PS (Styropor) elastisch und gut isolierend  Kondensationspolymere Bildung durch Kondensationsreaktionen (Abspaltung von H2O) Diol + Dicarbonsäure Polyester + Wasser Diamin + Dicarbonsäure Polyamid + Wasser  Kondensationspolymere Monomer Polymer Name Anwendung Alkohol + Trevira, PET, Polyester Säure Thermolite… Kunstfasern, Kunstharze Nylon, Perlon, Amin + Säure Polyamid Duramid… Bildung von reißfesten Fasern hohe Festigkeit hohe Chemikalienbeständigkeit wasserabweisend  Korrosion von Kunststoffen (Alterung) = qualitätsmindernde Veränderungen von Werkstoffen durch Reaktion mit ihrer Umgebung chemische oder physikalische Ursachen Versprödung Abbau Quellung  Korrosion von Kunststoffen (Alterung) Temperatur Atmosphärische Belastung Luftfeuchtigkeit, -schadstoffe, Sauerstoff Mechanische Belastung Strahlung Alterung UV-Licht Schwingung, Stoß, Druck, Reibung Biologische Belastung Chemische Belastung Mikroorganismen (Baktreien, Pilze) Wasser, Chemikalien, Lösungsmittel Folgen: Abbau der Polymerstruktur (Kettenspaltung) Einbau von Fremdstoffen in die Polymerstruktur (Quellung) Herauslösen oder -diffundieren von Zusatzstoffen (z.B. Weichmacher)  Verlust von Festigkeit, Form und/oder Funktion  Zusammenfassung Organische Chemie II (funktionelle Gruppen) Einteilung nach Art der Heteroelemente bzw. -gruppen Nomenklatur zur Beschreibung der jeweiligen funktionellen Gruppe typische Eigenschaften (z. B. Polaritäten) und Reaktivitäten; daraus ergeben sich oft spezielle Anwendungen Kunststoffe bestehen aus langen Molekülketten; Herstellung durch Additions- oder Kondensationsreaktionen Kunststoffe besitzen strukturabhängige Eigenschaften und Anwendungen ihre Eigenschaften werden durch Zusatzstoffe wie Füllstoffe, Stabilisatoren oder Weichmacher optimiert Kunststoffe korrodieren (altern) durch chemische und physikalische Einflüsse ihrer Umgebung  Abbau der Polymerstruktur, Einbau von Fremdstoffen, Herauslösen oder -diffundieren von Zusatzstoffen die Alterung von Kunststoffen bewirkt einen Verlust von Festigkeit, Form und/oder Funktion des Materials durch Abbau, Quellung oder Versprödung  Metallische Bindung Metalle besitzen nur wenige Valenzelektronen aber hohe Koordinationszahlen Die Zahl an Valenzelektronen reicht nicht aus, um mit jedem Nachbaratom eine Elektronenpaarbindung auszubilden  die Elektronen müssen innerhalb des Metallgerüstes beweglich ( delokalisierbar) sein  nur die elektropositiven Elemente mit wenigen Valenzelektronen (linke Seite des PSE) bilden metallische Bindungen  Elektronengasmodell die Gitterplätze in Metallkristallen sind durch positiv geladene Atomrümpfe besetzt die Valenzelektronen können sich Mn+ Mn+ Mn+ im Kristall frei bewegen Mn+ Mn+ Elektronengas Mn+ Mn+ Mn+ Struktur von Mg Struktur 1. Hauptgruppe 2 Valenzelektronen, KZ = 12 1 Valenzelektron, KZ = 8  Zusammenhalt durch ungerichtete Anziehungskräfte zwischen den positiv geladenen Atomrümpfen und dem negativ geladenen Elektronengas  es gibt keine Metallmoleküle  Mechanische Eigenschaften und Bindung - Metalle bei der plastischen Verformung führt die Verschiebung der Gitterebenen nicht zu Abstoßungskräften  Metalle sind daher weich, dehnbar und verformbar (duktil)  Mechanische Eigenschaften und Bindung - Salze die Verschiebung der Schichten führt zu starken Abstoßungskräften  ionische Verbindungen sind daher hart und spröd  Mechanische Eigenschaften und Bindung – kovalente Bindungen bei der plastischen Verformung von kovalenten Atomkristallen werden kovalente Bindungen zerstört  die Verbindungen sind ebenfalls hart und spröd (z.B. Silizium oder Diamant) Industriediamantschleifscheibe  Metallische Leitfähigkeit beim Anlegen von Spannung wandern die Elektronen in Richtung Anode (+ Pol), an der Kathode (- Pol) werden sie ins Metall nachgeliefert. Metalle: 106 bis 108 S/m Halbleiter: 10-3 bis 103 S/m Isolatoren: 10-10 bis 10-8 S/m die Leitfähigkeit sinkt mit zunehmender Temperatur, weil die Beweglichkeit der Elektronen durch erhöhte Schwingung des Metallgitters eingeschränkt wird. bei der Wärmeleitung wird die thermische Energie als potentielle Energie der Elektronen gespeichert und an einem anderen Ort wieder abgegeben.  Metallischer Glanz Elektronen absorbieren die auftreffenden Lichtwellen und geben die aufgenommene Energie dann wieder als Licht ab. Dadurch entstehen Reflektionen an der Oberfläche des Metalls.  Energiebändermodell durch Annäherung der Metallatome und Wechselwirkung spalten die Atomorbitale zu einem Energieband auf Metalldampf Metallkristall Be 1s22s2 Energie Leitungs- 2p band Energie 2s Valenz- band Atomorbitale Energieband 1s  Metalle - Isolatoren Metall: Valenzband überlappt immer mit leeren Leitungsband Leitungs-  den Valenzelektronen stehen zu ihrer Bewegung band ausreichend viele unbesetzte Energieniveaus zur Valenz- band Verfügung Isolatoren: verbotene Zone trennt Leitungs- und Valenzband Leitungs- band  Elektronen können nicht aus dem Valenzband in das verbotene Zone Leitungband gelangen Valenz- band  Halbleiter bei Eigenhalbleitern ist die verbotene Zone zwischen dem Valenz- und dem Leitungsband schmal (ΔW < 3eV) Leitungs- band verbotene Zone Valenz- band  durch thermische Anregung gelangen Elektronen aus dem Valenzband in das Leitungsband in Eigenhalbleitern ist die Leitfähigkeit bei höherer Temperatur größer, da mehr Elektronen in das Leitungsband kommen können  Dotierung von Halbleitern n-Halbleiter enthalten Elemente mit einer größeren Anzahl an Valenzelektronen (P, As..); diese sind nur schwach an den Donorniveaus Atomrumpf gebunden und können daher leicht in das Leitungsband überführt werden p-Halbleiter enthalten Elemente mit einer kleineren Anzahl an Valenz-elektronen (B, Ga..); durch die entstehenden Acceptorniveaus Elektronenlücken (Defektelektronen) wird das Valenzband leitend  Kristallstruktur von Metallen die Atome verhalten sich wie starre Kugeln gleicher Größe, die sich in möglichst dicht gepackten Schichten zusammenlagern A B hexagonal dichteste Kugelpackung (hdp, A3) A B A B kubisch dichteste C Kugelpackung (kfz, A1) A dicht gepackte Koordinationszahl = 12 Kugellage Raumausfüllung 74 %  Kristallstruktur von Metallen kubisch raumzentrierte Struktur (krz, A2) Koordinationszahl = 8 Raumausfüllung 68 % viele Metalle kommen abhängig von der Temperatur in mehreren Strukturtypen vor (Polymorphie)  Kristallstruktur und mechanische Eigenschaften die plastische Verformbarkeit beruht auf der Möglichkeit, die Kugelschichten zu verschieben die mechanischen Eigenschaften stehen in engem Zusammenhang mit der Struktur 80 % aller Metalle kristallisieren in A1, A2 oder A3: kubisch raumzentriert (A2) kubisch dichtest (A1) hexagonal dichtest (A3) Metalle mit kubisch dichtester Struktur sind weich und leicht verformbar (Al, Pb, Ni, Cu, Ag, Au)  Chemie der Metalle Metalle zeigen relativ einheitliche typische chemische Eigenschaften Reaktivität der Metalle sinkt innerhalb einer Periode des PSE von links nach rechts In wässriger Lösung und in Salzen Bildung von Kationen (Ausnahme: Oxoanionen von hochgeladenen Metallionen wie MnO4¯, CrO42- ) -Hauptgruppenmetalle: Oxidationszahl = Gruppennummer N in höheren Perioden auch N − 2 Beispiele: Na+; Mg2+; Al3+; Pb2+/Pb4+; Sn2+/Sn4+ -Nebengruppenmetalle: meist mehrere stabile Oxidationsstufen Beispiele: Cu1+/Cu2+; Fe2+/Fe3+ etc. Bildung basischer oder amphoterer Oxide (Hydroxide)  Technische Metallgewinnung (Hüttenkunde) Die meisten Metalle liegen in der Natur in Form von Verbindungen vor (Erze, Mineralien) Erzaufbereitung (Hüttenkunde): Gewinnung der reinen elementaren Metalle Prinzipielle Methoden: Gruppe Beispiele - Pyrometallurgie Gediegene Metalle Cu, Ag, Au, Pt, Pd - Hydrometallurgie Silicate ZrSiO4, Be3AlSi6O6 - Elektrometallurgie Oxide Al2O3, Fe2O3, Fe3O4, Cu2O Hydroxide Mg(OH)2 Carbonate CaCO3, MgCO3, ZnCO3, Sulfate BaSO4, CaSO4, Sulfide Ag2S, Cu2S, HgS, ZnS Halogenide NaCl, MgCl2 Phosphate Ca3(PO4)2  Schema der Erzaufbereitung Roherz Metall –oxide -halogenide sulfide Rohmetall Reinmetall  Schema der Erzaufbereitung Roherz Aufbereitung physikalische Anreicherung chemische Modifikation und Auftrennung Metall –oxide Calcinieren (thermische Zersetzung von Carbonaten) -halogenide sulfide T > 1000 °C CaCO3 CaO + CO2 Rösten (erhitzen im O2 Strom) DT 2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2 Auslaugen (überführen in lösliche Komponenten) Al2O3 + 2 NaOH + 3 H2O 2 Na[Al(OH)4] löslich  Schema der Erzaufbereitung Roherz Aufbereitung Metall –oxide -halogenide sulfide Chemische Reduktion mit C, H2, Metallen, Metallhydriden oder -carbiden C Reduktion Elektrolytische Reduktion aus wässriger Lösung oder Salzschmelzen Rohmetall  Schema der Erzaufbereitung Roherz Aufbereitung Metall –oxide -halogenide sulfide C Reduktion Rohmetall Raffination Reinmetall  Schema der Erzaufbereitung Roherz Aufbereitung Metall –oxide thermische -halogenide Zersetzung sulfide C Reduktion Rohmetall Raffination Reinmetall  Eisen hohe Festigkeit, hoher Schmelzpunkt (1535° C); relativ weich; dehnbar; magnetisch; zweithäufigstes Metall in der Erdkruste; hoch angereicherte Erze  wichtigster metallischer Werkstoff nicht korrosionsbeständig (reagiert mit Sauerstoff und Wasser)  Eisen rostet!! Stahl: Legierung von Eisen mit verschiedenen Metallen und einem C-Gehalt < 1,7% korrosionsbeständig; optimierte mechanische Eigenschaften  Gewinnung von Roheisen Grundprinzip: Reduktion oxidischer Eisenerze mit Koks im Hochofen 2 Fe2O3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO2 Erz, Kalkstein, Koks Gichtgas: gasförmige Nebenprodukte wie CO, CH4, H2…(Heizgas) Schlacke: unreaktive mineralische Nebenprodukte wie Ca- und Mg-silikate geschmolzenes Eisen  Stahlerzeugung Roheisen enthält 2,5 - 4% C und andere Verunreinigungen (Si, P, O, Metalle…)  schlechte mechanische Eigenschaften Reduktion des Gehaltes an C, Si, P, O etc. in geeigneten "Konvertern" durch Einblasen von O2 C + O2 → CO2 + 393,8 kJ 2 P + 5/2 O2 → P2O5+ 746,5 kJ Verunreinigungen werden als Schlacke Si + O2 → SiO2 + 911,6 kJ abgetrennt Mn + ½ O2 → MnO + 385,5 kJ LD (Linz-Donawitz) Verfahren klassischer Stahlkonverter  Stahlerzeugung Verbesserung der Werkstoffeigenschaften durch: Einstellung eines bestimmten C-Gehaltes Zugabe von kohlenstoffhaltigem Eisen C-Gehalt 0,4 – 1,7 % Werkzeugstahl (hart, elastisch) < 0,4 % Schmiedeeisen, Baustahl (weich, verformbar) Zugabe von Legierungselementen (Cr, Mo, W, Mn, Ni etc.) Spezialstähle korrosionsbeständig (Nirosta) 18 % Cr, 8 % Ni hart (Hartmetall) V, Mo, W (oft > 50 %) elastisch (Federstahl) < 25 % Ni  Neue Verfahren zur Stahlerzeugung Ziel: Verringerung des CO2-Ausstoßes Direktreduktionsprozess: Eisenerz wird mit Erdgas oder Wasserstoff reduziert Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 Fe2O3 + 3 H2 → 2 Fe + 3 H2O C-Gehalt < 2 % Keine Schlackebildner zugesetzt  nachfolgende Reinigung Quelle: www.tec-science.com  Neue Verfahren zur Stahlerzeugung Ziel: Verringerung des CO2-Ausstoßes Elektrostahlverfahren Zünden eines Lichtbogens (Lichtbogen-Verfahren) Mischung von Eisenschwamm mit Eisen-Schrott und ev. Roheisen aus Hochofen wird geschmolzen Quelle: www.tec-science.com Abgießen von Schlacke und Rohstahl durch Drehen  Aluminium silberweißes Leichtmetall (Dichte = 2,7 g/ml); hohe Festigkeit, guter Leiter, häufigstes Metall in der Erdkruste korrosionsbeständig durch Passivierung Oberflächenschicht aus Al2O3 Aluminiumblock Al überzieht sich beim Kontakt mit Luft spontan mit einer Oxidschicht künstliche Verdickung der Passivierungsschicht durch Eloxieren; Färbung möglich  sehr begehrter Werkstoff (Flugzeug- und Autobau, Elektroindustrie)  Darstellung von Aluminium technische Darstellung durch Schmelzflusselektrolyse eines Gemisches von Al2O3 mit Kryolith (Na3AlF6); Temperatur: 950°C (Hall Verfahren) für Details siehe Kapitel Elektrolyse  Kupfer rötliches Schwermetall (Dichte = 8,96 g/ml); relativ weich, zäh, dehnbar, nach Ag bester Leiter, korrosionsbeständig nach Fe und Al 3.-wichtigstes Gebrauchsmetall; wichtiger Legierungsbestandteil (Elektroindustrie: Drähte, Leiterbahnen Apparatebau: Wärmetauscher, Bleche) Wichtige Legierungen mit Cu: Bronze: Cu + 6 – 25% Sn; Messing: Cu + 20 – 80% Zn; Konstantan: Cu + 40% Ni  Darstellung von Kupfer durch Rösten (erhitzen in Gegenwart von Sauerstoff) von Kupferkies (CuFeS2) entsteht Rohkupfer (Reinheit ~ 90 %) T CuFeS2 + 5,5 O2 → Fe2O3 + 2 Cu + 4 SO2 Reinigung (Reinheit > 99,95 %) durch Elektrolyse wässriger Kupfersulfatlösungen für Details siehe Kapitel Elektrolyse  Zusammenfassung Metalle in Metallkristallen sind die Gitterplätze durch positiv geladene Atomrümpfe besetzt; die