Kapitel 8 PDF

7.5 Youtube Links Redoxreaktionen & Oxidationszahlen, Elektrochemie: https://www.youtube.com/watch?v=csRIZZuIC0Q https://www.youtube.com/watch?v=Y3BmwGyVjt8 https://www.youtube.com/watch?v=FiZluoF-hrw https://www.youtube.com/watch?v=NYQ1E3v8Zqs Redoxreaktionen: Edle und unedl...

7.5 Youtube Links Redoxreaktionen & Oxidationszahlen, Elektrochemie: https://www.youtube.com/watch?v=csRIZZuIC0Q https://www.youtube.com/watch?v=Y3BmwGyVjt8 https://www.youtube.com/watch?v=FiZluoF-hrw https://www.youtube.com/watch?v=NYQ1E3v8Zqs Redoxreaktionen: Edle und unedle Metalle: https://www.youtube.com/watch?v=dLLxuL-AlOE https://www.youtube.com/watch?v=cGHvMEpAZY4&list=PLtlSLYIsMOCjFzWjKp4r_EVWf2MVcB99q&index=1 Elektrochemie: Galvanische Zellen: https://www.youtube.com/watch?v=gifwGurgfVk Spannungsreihe (sehr ruhig): https://www.youtube.com/watch?v=lXBUfAmvSQE&list=PLtlSLYIsMOCjFzWjKp4r_EVWf2MVcB99q&index=2 Spannungsreihe (etwas lebendiger): https://www.youtube.com/watch?v=TTG_LOP3w0A 7.6 Aufgaben a) Buch Seite 205-206: Aufgaben 1-6 b) Nennen Sie zwei edle Metalle und zwei unedle Metalle (Name und Symbol). c) Welches Element des Periodensystems dient als Referenz/Bezug zur Festlegung, ob es sich um ein edles oder unedles Metall handelt? d) Kreuzen Sie die richtigen Aussagen zu Redoxreaktionen an. - Unedle Metalle lassen sich leichter oxidieren als edle Metalle. □ - Unedle Metalle lassen sich leichter reduzieren als edle Metalle. □ - Oxidationsmittel nehmen bei einer Redoxreaktion Elektronen auf. □ - Reduktionsmittel werden bei einer Redoxreaktion reduziert. □ - Die Abgabe von Elektronen wird als Oxidation bezeichnet. □ - Halogene sind gute Reduktionsmittel. □ e) Ein Zinknagel wird in eine Lösung von Silber(I)-sulfat getaucht. a) Welches Metall ist edler, Silber oder Zink? b) Beantworten Sie folgende Fragen zu den Reaktionen dieses Versuchs auf einem Extrablatt: - Schreiben Sie die Gesamt-Reaktionsgleichung auf - Welches Element wird oxidiert, welches Element wird reduziert? - Wie lauten die Gleichungen für die Oxidation und die Reduktion? Verwenden Sie für die Gleichungen die Ionenform der Metalle. - Welches Element geht in Lösung, welches Element scheidet sich ab? - Was passiert auf der Oberfläche des Nagels? 8 Rechnen in der Chemie - Stöchiometrie (Seite 207-220) 8.1 Von Portionen und Mengen Der Begriff „Menge“ wird in der Chemie immer für die Größe reserviert, die proportional ist zu der Anzahl der Moleküle. Deswegen ist es wichtig, immer das zu sagen, was man meint - Kilogramm (oder Gramm) = MASSE („Stoffportion“) - Mol = STOFFMENGE (eine bestimmte Anzahl von Teilchen) Aber wie viele Teilchen genau sind jetzt ein „mol“? Wir haben im Periodensystem schon die „unit“ kennengelernt als relative Massenzahl der Atome zueinander. 39  Jetzt machen wir Folgendes: Wir zählen die Teilchen, die in soviel Gramm eines Elementes (oder Moleküls) enthalten sind, wie das Element (oder Molekül) in „units“ wiegt. In 12g Kohlenstoff sind also genauso viele Teilchen wie in 23g Natrium, 28.1g Silicium, 200.6g Quecksilber, 18g Wasser (H2O), oder in 70g Chlor (VORSICHT, im gasförmigen Chlor sind 2 Atome !!). Diese Anzahl an Teilchen ist immer gleich, und wir nennen sie 1 mol. Die Masse von 1mol Teilchen ist also unterscheidlich. Ist auch klar, denn 1 Atom Kohlenstoff ist viel leichter als 1 Atom Quecksilber. Diese Anzahl an Teilchen ist also eine „Naturkonstante“, und wir nennen sie „Avogadrosche Konstante“: 1 mol entspricht 6,022·1023 Teilchen (Avogadro-Zahl, Avogadro-Konstante = NA) Der Formelbuchstabe für eine Teilchenzahl ist N, der für die Avogadro-Zahl ist NA, und der Formelbuchstabe für das mol ist n. Die Masse von 1 mol an gleichen Teilchen nennen wir molare Masse M dieser Teilchen. Die Einheit der molaren Masse M ist also [g/mol]. Damit gilt (siehe Formelsammlung): N = n · NA und M=m/n 8.2 Einfache Beispielrechnungen: 8.2.1 Zur Avogadro-Konstante bzw. N = n·NA Wie viele Moleküle Wasser sind in 2,8 mol Wasser? Teilchen haben in der Chemie keine Einheit, deswegen ist die Einheit der Avogadrozahl „1/mol“ N = n · NA damit sind N = 2,7 mol · 6,022 · 1023 · 1/mol = 1,7·1024 Teilchen 8.2.2 Zur Molmasse bzw. M = m/n Wie schwer in kg sind 28 mol Wasser? Die molare Masse von Wasser berechnet sich zu: M = 18 g/mol (2xH, 1xO) M=m/n => m=M·n => m = 18 g/mol · 28 mol = 504g = 0,5 kg Welcher Stoffmenge in mol entspricht 1 Liter Wasser? M=m/n => n=m/M => wir haben nicht die Masse, aber das Volumen gegeben Deswegen benötigen wir zuerst die Dichte von Wasser, aber die ist bekannt: 1 g/mL = 1kg/L = 1000 g/L Dichte (rho) = m / V => m = rho · V = 1000 g/L · 1L = 1000g n=m/M => n = 1000g / 18 g/mol = 55,6 mol In einem Liter Wasser sind also 55,6 mol Wassermoleküle. 8.2.3 Aufgaben für zu Hause: a) Buch Seite 219: Aufgaben 1-3 b) Welche Einheit wird für die Stoffmenge in der Chemie verwendet? Wieviel Teilchen sind das? c) Wie viele Atome sind in 2 mol Helium enthalten und wieviel wiegen diese? d) Welche Stoffmenge ist in 100 g Eisen enthalten? e) Was versteht man unter der Avogadrozahl NA? f) Mit welcher Formel berechnet man die Stoffmenge n aus einer Massenangabe m? g) Wie berechnet man die molare Masse M einer Verbindung aus den Atommassen? h) Berechne die molare Masse M von Natriumchlorid NaCl i) Welche Masse m in Gramm haben 3,25 mol Wasser? j) Wie viel mol (Stoffmenge n) sind 36,03 g Wasser? k) Wie viel Moleküle sind in 0,10 mol Ammoniak NH3 enthalten? l) Welcher Stoffmenge n entsprechen 7,22kg Natriumnitrat NaNO3? 40 8.3 Berechnung von Stoffzusammensetzungen: Manchmal stellt sich die Frage, welcher Massenanteil von einem bestimmten Element in einer bestimmten Verbindung vorkommt. Hierfür darf man nicht das Verhältnis der Atome zueinander nehmen, sondern muss das Verhältnis der Massen betrachten. 8.3.1 Beispielaufgaben: a) Frage: Wieviel Prozent der Teilchen im Ammoniak sind Wasserstoffatome? Antwort: das sind n% (also „Molprozent“ = Prozent an Stoffmenge!) die Formel von Ammoniak ist NH3, also ist der Anteil von Wasserstoff xn(H) = 3/4 = 0,75 in Prozent sind das dann n%(H) = 0,75 · 100% = 75% b) Frage: Wieviel Massenprozent Wasserstoff sind in Ammoniak enthalten? Antwort: das sind w% (also Prozent an Gesamtmasse) Hier müssen wir die molaren Massen durcheinander teilen, Aber wir dürfen nicht vergessen, dass 3 Atome Wasserstoff enthalten sind. Also: xw(H) = 3·M(H) : M(NH3) = 3·1 g/mol : (14g/mol+3g/mol) = 3 : 17 = 0,18 in Prozent sind das dann w%(H) = 0,18·100% = 18% 8.3.2 Aufgaben für zu Hause: Wieviel Massenprozent (w%) der folgenden Elemente sind in folgenden Verbindungen: a) Sauerstoff in Quecksilber(II)-oxid ? b) Chlor in Natriumchlorid ? c) Wasserstoff in Chlorwasserstoff ? d) Sauerstoff in Kohlenstoffdioxid ? e) Wasserstoff in Acetylen (C2H2) 8.4 Stöchiometrische Berechnungen in chemischen Reaktionen: Ganz besonders wichtig ist es für Chemiker, die Massen von benötigten Rohstoffen bzw. erhaltenen Produkten zu berechnen. Also zum Beispiel (siehe Buch Seite 212-214): Frage: 11,16g Eisen reagieren mit Schwefel zu Eisensulfid (FeS). Welche Stoffportion (=Masse) an Schwefel wird für die Reaktion gebraucht? Welche Stoffportion FeS entsteht? Antwort: Um die Frage zu beantworten, benötigen wir zuerst die korrekte Reaktionsgleichung. Die ist: Fe + S --> FeS Vorgehen: wir berechnen erst einmal, welche Massen „normalerweise“ reagieren. Dann stellen wir die Verhältnisgleichung auf mit der unbekannten Größe und lösen mathematisch nach dieser auf. Es geht natürlich auch mit dem Dreisatz (siehe Buch), der wird hier aber nicht weiter vetieft… Fe + S --> FeS 11,16g x y Normalerweise: m(Fe) m(S) m(FeS) mit m = n·M ergibt sich n(Fe)·M(Fe) n(S)·M(S) n(FeS)·M(FeS) n = Koeffizient = überall 1 55,8 g 32 g 87,8 g Masse an Schwefel? 11,16 g x x = m(S) ---------- = ------ Gleichung malnehmen mit 32g 55,8 g 32 g x = 11,16 g · 32g / 55,8g = 6,4 g Ergebnis: m(S) = 6,4 g Masse an Eisensulfid y = m(FeS) Ergebnis: m(FeS) = 17,56 g 41 8.4.1 Aufgaben: Aufgaben aus dem Buch: - Seite 213 (11,16g Fe reagieren mit Schwefel) + 214 (16g Sauerstoff reagieren mit Kohlenstoff) - Seite 215 (wie viel CO2 produziert unser Auto) - Seite 219-220, Aufgabe 4 (Aufgaben 5+6 ebenfalls, aber erst mit dem Stoff von Kap. 8.5) Aufgaben für zu Hause: 1) Berechnen Sie, wie viel kg Magnesiumoxid aus 2 kg Magnesium gebildet werden. 2 Mg + O2 → 2 MgO 2) Berechnen Sie, wieviel kg Eisen zu einem kg Rost (Fe2O3) reagieren. 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 3) LEICHT: Berechnen Sie, wieviel kg Chlor für die Herstellung von 5 kg Kaliumchlorid benötigt werden. SCHWER: Rechnen Sie diese Masse Chlor in das Volumen (in Kubikmeter) um. 2 K + Cl2 → 2 KCl 8.5 Stöchiometrische Berechnungen mit idealen Gasen: Das Avogadrosche Gesetz: Gleiche Volumina aller Gase enthalten bei gleicher Temperatur und (1811) gleichem Druck auch die gleiche Anzahl von Teilchen (Molekülen) Dieses „Gesetz der idealen Gase“ gilt aber nur, wenn sich die Gasteilchen nicht gegenseitig anziehen und nicht miteinander wechselwirken. In der Praxis sind Gase dann ideal, wenn die Temperatur weit oberhalb ihres Siedepunktes ist und der Druck nicht zu groß (bei Raumtemp. z.B. Wasserstoff, Helium, Stickstoff, Sauerstoff). Bei Normbedingungen (das ist in der Chemie 0°C und 1bar) benötigen 6,022·1023 Teilchen (also 1 mol) eines Gases ein Volumen von genau 22,4 Liter. Dieses Volumen nennt man daher das „Molvolumen Vm“, die Einheit ist [L/mol]. Weil es bei Gasen um Teilchen geht und nicht um ihre Masse, ist das Molvolumen für alle Gase gleich, egal wie viel das Molekül wiegt. Vorausgesetzt, es ist ein „ideales Gas“. Vm = V / n Weil sich bei Gasen die Anteile Volumen genau so verhalten wie die Anteile Teilchen (=Stoffmenge in mol), sind stöchiometrische Berechnungen des Volumens bei idealen Gasen ziemlich einfach. Man muss dann nämlich nur die Stoffmengen (=Koeffizienten) vergleichen, und benötigt die Molmassen gar nicht mehr. Das gilt natürlich nur dann, wenn ausschließlich Volumina gegeben und gesucht sind. Ist die Masse gegeben und z.B. das Volumen gesucht, muss man zuerst auch noch in die Stoffmenge umrechnen (M = m / n) !! Siehe dazu Aufgaben 5+6 auf Seite 220 im Buch. 8.6 Youtube-Links zum Thema stöchiometrische Berechnungen: Chemisches Rechnen: Stoffmenge: https://www.youtube.com/watch?v=WDXYXykdkMQ Molmasse: https://www.youtube.com/watch?v=f0CcWMx1_ns Molmasse: https://www.youtube.com/watch?v=eFHG4xuh4GY Massenprozent Element in Verbindung: https://youtu.be/PjQpZu-XFe0 Massenprozent Element in Verbindung: https://youtu.be/GOIKAi5VIpw Stöchiometrisches Rechnen: https://www.youtube.com/watch?v=K2M_rhcHs0w Stöchiometrisches Rechnen: https://www.youtube.com/watch?v=0IjQF8XPZwU Stöchiometrisches Rechnen: https://www.youtube.com/watch?v=Mp9ss59KoWI 42