NaWi-SU-VL-02/03 - Materie PDF

Grundlagen der Naturwissenschaften im Sachunterricht 1 VL 02/03 – Materie 21.10.2024 Dr. Felix Brieler https://www.ep1.rub.de/PandaBMBF/index.php/pandaphysik/hadronenphysik Klassifizierung von Materie Materie Hete...

Grundlagen der Naturwissenschaften im Sachunterricht 1 VL 02/03 – Materie 21.10.2024 Dr. Felix Brieler https://www.ep1.rub.de/PandaBMBF/index.php/pandaphysik/hadronenphysik Klassifizierung von Materie Materie Heterogene Gemische Homogene Stoffe (veränderliche Zusammensetzung) Homogene Gemische Reine Stoffe (Lösungen, veränderliche (feste Zusammensetzung) Zusammensetzung) Verbindungen Elemente Atome, Isotope Proton, Neutron, Elektron 2 Homogen / heterogen ▪ Ein homogenes Gemisch besteht aus einer Phase, ein heterogenes Gemisch aus mehr als einer Phase. ▪ Heterogene (also mehrphasige) Gemische heißen auch Dispersionen. ▪ Definition Phase: ▪ Definition uneinheitlich (z.B.: … besteht "nicht erkennbar" aus unterschiedlichen Teilen) ▪ Anhaltspunkte: Komponenten einer Phase sind ▪ nicht lichtmikroskopisch unterscheidbar ▪ nicht trennbar durch Filtrieren oder Zentrifugieren 3 Aggregatzustände https://www.spektrum.de/lexikon/physik/aggregatzustand/263 4 Wie sind Atome aufgebaut? ▪ Bausteine Fernsehturm HH ▪ Proton, positiv geladen: p+ (Höhe 277 m) ▪ Elektron, negativ geladen: e- ▪ Neutron, neutral n0 ▪ Atom ▪ Kern (Protonen und Neutronen) ▪ Hülle (Elektronen) ▪ Größenverhältnis 1 : 100 000 Stecknadelkopf (D = 2.8 mm) https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/4/4a/Fernsehturm_Hamburg.jpg/516px-Fernsehturm_Hamburg.jpg 5 Das Periodensystem der Elemente ▪ Ordnungszahl („Reihenfolge“ im PSE): Anzahl der Protonen im Kern (bei ungeladenen Teilchen gleich Anzahl der Elektronen in der Hülle) ▪ Massenzahl: Gewicht eines Atoms in u bzw. Gewicht eines Mols der Atomsorte in Gramm atomare Masseneinheit 6.022 · 1023 Teilchen (1 u ≙ 1.660519 · 10-24 g) ▪ Isotope: gleiche Anzahl Protonen (gleiches Element), unterschiedliche Anzahl an Neutronen https://www.periodensystem.info/download/ 6 Das Periodensystem der Elemente 7 Das BOHRsche Atommodell ▪ Protonen und Neutronen im Kern, Elektronen in der Hülle ▪ Hülle besteht aus bestimmten Bahnen mit definiertem Abstand zum Kern © Walter de Gruyter, Riedel/Janiak: Anorganische Chemie; ISBN: 978-3-11-018903-2 NIELS BOHR ▪ Elektronen bewegen sich auf diesen Kreisbahnen um den Kern herum dänischer Physiker * 1885 Kopenhagen † 1962 Kopenhagen Physik-Nobelpreis 1922 ▪ Äußerste Schale „voll“, wenn acht Elektronen - (in der ersten Schale zwei) vorhanden - - - („Edelgaskonfiguration“) - - - - - + - - - ▪ Elektronen auf äußerster Schale heißen - - „Valenzelektronen“ - - - Drei Schalen, alle voll besetzt -  Argon-Atom 8 Die chemische Bindung ▪ Besteht immer aus Elektronen(paaren) ▪ Frage: wo sind diese Elektronen?  „Elektronegativität“ https://www.youtube.com/watch?v=_M9khs87xQ8 9 Die chemische Bindung ▪ Ionische Bindung ▪ Wird gebildet zwischen Metall (geben leicht Elektronen ab, niedrige EN) und Nichtmetall (nehmen gerne Elektronen auf, hohe EN  jeweils Erreichen der „Edelgaskonfiguration“) ▪ Valenzelektronen werden übertragen, bis Schale ganz voll (bzw. leer) - - - - - - - - - - - + - - - - - + - - - - - - - - - - - Natrium-Atom - Chlor-Atom 10 Die chemische Bindung ▪ Ionische Bindung ▪ Wird gebildet zwischen Metall (geben leicht Elektronen ab, niedrige EN) und Nichtmetall (nehmen gerne Elektronen auf, hohe EN  jeweils Erreichen der „Edelgaskonfiguration“) ▪ Valenzelektronen werden übertragen, bis Schale ganz voll (bzw. leer) - - - - - - - - - - - + - - - - - + - - - - - - - - - - - Natrium-Atom Kation - Anion („Chlorid“) Chlor-Atom (positiv geladen) (negativ geladen) 11 Die chemische Bindung ▪ Übergang zur kovalenten Bindung ▪ Verschiebung der Elektronenhülle eines Atoms oder Ions durch das elektrostatische Feld der Nachbarn („Elektronegativität“) ▪ Dabei entstehen „polarisierte“ Bindungen mit sowohl ionischen als auch kovalenten Bindungsanteilen Mortimer, Müller: Chemie, Thieme, ISBN: 978-3-13-484309-5 12 Die chemische Bindung ▪ Kovalente Bindung ▪ Wird gebildet zwischen Nichtmetallen ▪ Atome „teilen“ sich Elektronenpaare (und erreichen damit Edelgaskonfiguration) ▪ LEWIS-Formeln zur Veranschaulichung (Elektronen als Punkte, Elektronenpaare als Striche) 13 Die chemische Bindung ▪ Metallbindung ▪ Wird gebildet zwischen Metallen ▪ Valenzelektronen bilden „Elektronengas“ (gute Beweglichkeit  Leitfähigkeit) ▪ Metallatom liegen als Kationen dicht gepackt nebeneinander  dreidimensionale Struktur Brown, LeMay, Burston: Chemie, Pearson; ISBN: 3-8273-7191-0 14 Die chemische Bindung ▪ Die Art der chemischen Bindung ▪ Ionisch ▪ Kovalent ▪ Metallisch ▪ spiegelt sich oft in den physikalischen Eigenschaften wider, zum Beispiel: ▪ Siede-/Schmelztemperaturen ▪ Härte ▪ Elektrische Leitfähigkeit ▪ Thermische Leitfähigkeit Schroedel: Chemie heute, ISBN: 978-3507860605 15 Metalle ▪ Eigenschaften ▪ Leitfähig ▪ Glänzend ▪ Duktil (gute Verformbarkeit)  Alles erklärbar mit „Elektronengas“-Modell Brown, LeMay, Burston: Chemie, Pearson; ISBN: 3-8273-7191-0 16 Metalle ▪ Eigenschaften + + + + + ▪ Leitfähig ▪ Glänzend + + + + + ▪ Duktil (gute Verformbarkeit)  Alles erklärbar mit „Elektronengas“-Modell + + + + + + + + + + 17 Ionische Verbindungen ▪ Ionenkristall ▪ Keine Verbindung, die z.B. aus Na+/Cl–-Ionenpaaren besteht ▪ Sondern gleichmäßiges dreidimensionales Kristallgitter („dichteste Kugelpackung“) Ionenradien: Na+ 102 pm Cl– 181 pm Brown, LeMay, Burston: Chemie, Pearson; ISBN: 3-8273-7191-0 18 Ionische Verbindungen ▪ Ionenkristall ▪ Natrium: gibt gerne ein Elektron ab  Na+ (gilt für alle Elemente aus Gruppe 1) ▪ Chlor: nimmt gerne ein Elektron auf  Cl- (gilt für alle Elemente aus Gruppe 17) NaCl KBr LiF NaI ▪ Magnesium: gibt gerne zwei Elektronen ab  Mg2+ (gilt für alle Elemente aus Gruppe 2) ▪ Sauerstoff: nimmt gerne zwei Elektronen auf  O2- (gilt für alle Elemente aus Gruppe 16) MgO CaO BaS SrSe Na + S ? Ca + Cl ? Li + O ? Sr + I ? Na2S CaCl2 Li2O SrI2 19 Ionische Verbindungen ▪ Ionenkristall ▪ Keine Verbindung, die z.B. aus Na+/Cl–-Ionenpaaren besteht ▪ Sondern gleichmäßiges dreidimensionales Kristallgitter ▪ Eigenschaften ▪ Hart und spröde Ionenradien: Na+ 102 pm ▪ Hohe Schmelzpunkte Cl– 181 pm ▪ Schmelze elektrisch leidend ▪ Oft in Wasser und anderen polaren Lösungsmitteln löslich; Lösungen elektrisch leitend Brown, LeMay, Burston: Chemie, Pearson; ISBN: 3-8273-7191-0 20 Ionische Verbindungen ▪ Eigenschaften ▪ Hart und spröde + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + + - + - + - + - + - - + - + - 21 Ionische und metallische Festkörper ▪ Dreidimensionale Strukturen ▪ Bindungskräfte wirken in alle drei Raumrichtungen ▪ „Unendliche“ Ausdehnung ▪ Kristallstrukturen ▪ „Dichteste Packungen“ (Metallatome oder Anionen) Selenit-Kristalle (CaSO4 ·2 H2O) ▪ Lücken (Kationen) Neica, Mexiko https://de.wikipedia.org/wiki/Mine_von_Naica#/media/Datei:Cristales_cueva_de_Naica.JPG 22 Kovalente Verbindungen ▪ Eigenschaften ▪ Gase: molekular ▪ Flüssigkeiten: intermolekulare Wechselwirkungen (z.B. Wasserstoffbrückenbindungen) Wasser Fluorwasserstoff (flüssig < 19.5 °C) Alkohole U. Kaatze, Physik Journal 2017, 16, 41. https://de.wikipedia.org 23 Kovalente Verbindungen ▪ Eigenschaften ▪ Gase: molekular ▪ Flüssigkeiten: intermolekulare Wechselwirkungen ▪ Festkörper: Netzwerke oder intermolekulare Wechselwirkungen Diamant Graphit Binnewies, Jäckel: Allgemeine und Anorganische Chemie, Spektrum Verlag, ISBN: 3-8274-0208-5 24 Intermolekulare Wechselwirkungen ▪ Grund für flüssigen oder festen Aggregatzustand ▪ Einzelne Moleküle werden zusammengehalten ▪ Bindungen innerhalb der Moleküle („intramolekular“) können dafür nicht weiter verwendet werden (außer Molekül ist sehr groß und kann sich „verbiegen“  siehe Stärke-Molekül [kommt später]) ▪ Wechselwirkungen zwischen den Molekülen („intermolekular“) entscheidend: ▪ Wasserstoffbrückenbindungen ▪ Dispersionskräfte ▪ Dipol-Dipol-Wechselwirkungen ▪ … 25 Kovalente Verbindungen ▪ Kovalent gebundene Ionen ▪ Dann in Ionenkristallen als Anion „verbaut“ + Sulfat Phosphat Hydroxid SO42- PO43- OH- Nitrat Carbonat Ammonium NO3- CO32- NH4+ Beispiele: NaOH Na2SO4 Ba(NO3)2 (NH4)2CO3 Ca5(PO4)3OH 26 Kovalente Verbindungen ▪ Kovalent gebundene Ionen ▪ Dann in Ionenkristallen als Anion „verbaut“ Sulfat Phosphat Hydroxid SO42- PO43- OH- ▪ Vielzahl von Verbindungen ▪ Als Gase, Flüssigkeiten oder Festkörper Methan Schwefelsäure Saccharose 27 Kovalente Verbindungen ▪ „organische“ Chemie ▪ Verbindungen des Kohlenstoffs (große Bindungsfähigkeit) ▪ Weitere beteiligte Elemente: Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff, Schwefel, Phosphor, Halogene („Heteroatome“) 28 Exkurs: „Stereochemie“ ▪ Stereochemie beschreibt die räumliche Anordnung der Atome in einem Molekül ▪ Riesiges Gebiet in der (organischen) Synthese ▪ Wichtig für Wirksamkeit von Verbindungen https://de.wikipedia.org 29 Kovalente Verbindungen ▪ „organische“ Chemie ▪ Verbindungen des Kohlenstoffs (große Bindungsfähigkeit) ▪ Weitere beteiligte Elemente: Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff, Schwefel, Phosphor, Halogene („Heteroatome“) ▪ „Naturstoffe“: Farbstoffe, Zucker, Fette, Proteine, Nukleinsäuren ▪ Große strukturelle Vielfalt ▪ Ketten, Ringe, Käfige, … ▪ „funktionelle Gruppen“ definieren Verbindungsklasse ▪ Alkohole, Säuren, Amine, Aldehyde, Ketone, … 30 Wichtige funktionelle Gruppen ▪ R–OH Alkohole ▪ R–NH2 Amine ▪ R–COOH Carbonsäuren ▪ R1–CO–O–R2 Carbonsäureester ▪ R1–O–R2 Ether 31 Chemische Reaktionsgleichungen ▪ Stoffumwandlung (zwei oder mehr Reaktionspartner reagieren): 2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l) H = -572 kJ/mol 32 Chemische Reaktionsgleichungen H2O (l) + CO2 (g)  H2CO3 (aq) 2 Na (s) + 2 H2O (l)  2 NaOH (aq) + H2 (g) HCl (aq) + NaOH (aq)  NaCl (aq) + H2O (l) BaCO3 (s) + 2 HCl (aq)  BaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l) CH3CH2OH (l) + CH3COOH (l)  CH3CH2OCCH3 (l) + H2O (l) = O 33