Stöchiometrie SS 2008 B.Sc. GMG

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1 Stöchiometrie SS 2008 B.Sc. GMG
Von: Friederike Baumgart, Denise Freisewinkel Sabrina Pleßa

2 Konzentrationsangaben

3  Maßeinheit: Mol (mol)
 n(x) = Stoffmenge des Stoffes mit Formel X  m(x) = Masse des Stoffes mit Formel X (g) Gramm  M(x) = molare Masse des Stoffes (g/mol)  n(x) = m(x)/M(x)

4 Molenbruch (Stoffmengenanteil x)
Verhältnis der Stoffmenge einer Komponente eines Gemisches zur gesamt Stoffmenge

5 Beispiel Eine Lösung enthält 36,5 g HCL und 36 g H2O. Wie groß sind die Stoffmengenanteile? n(HCL)= m(HCL) / M(HCL)= 36,5g/36,5g/mol= 1 mol n(H2O) / M(H2O) = 36g / 18g/mol= 2 mol x(HCL)= n(HCL) / n(HCL)+ n(H2O)= 1mol / (1+2) mol= 0,333 x(H2O)= n(H2O) / n(HCL)+n(H2O)= 2mol/ (1+2)mol= 0,667

6 Massenprozent  Der Massenanteil W(X) eines gelösten Stoffes X ist der Massenanteil dieses Stoffes bezogen auf die Gesamtmasse der Lösung.  Eine wässrige Lösung mit einem Anteil von % Natriumchlorid [w (NaCl)= 0,1] enthält 10g NaCl und 90g H2O in 100g Lösung.  Der mit 100 multiplizierte Wert des Massenanteils w(X) gibt den Anteil in Massenprozent an.

7 Beispiel: Es werden 0,25 mol Schwefelsäure benötigt. Wie viel Gramm müssen abgewogen werden? M(H2SO4)= 98,08 g/mol m(H2SO4)= n(H2SO4)*M(H2SO4)= 0,25 0,25 mol* 98,08 g/mol =24,52 g

8 Volumenprozente

9 Beispiel: Wie viel Gramm Salpetersäure werden benötigt, um 250 ml einer Lösung Mit einer Stoffmengenkonzentration c(HNO3)= 2 mol/L herzustellen? Welches Volumen der konzentrierten Salpetersäure ist zu nehmen?  konzentrierte Säure enthält 70% HNO3  Dichte 1,42 g/mL  Konzentration: c(HNO3)= 2 mol/L  Molmasse: M(HNO3)= 63 g/mol Benötigte Masse HNO3 für 0,25L Lösung: m(HNO3)= 0,25L * c(HNO3) * M(HNO3) = 0,25L*2mol/L*63g/mol= 31,5 g Benötigte Masse von konzentrierter Salpetersäure: m(HNO3,70%)= m(HNO3) * 100% / 70%= 45 g Volumen: V( HNO3,70%)= m(HNO3,70%) / p(HNO3,70%)= 45g / 1,42g/mL= 31,7 mL

10 Molarität (Stoffmengenkonzentration c)
 bezeichnet die gelöste Stoffmenge pro Volumeneinheit der Lösung  Angabe in der Regel: (mol/l) Ein Mol ist die Stoffmenge die aus der Avogado -Zahl (6, ²²) Teilchen besteht. n = gelöste Stoffmenge V = Volumen der Lösung  C = n / v

11 Beispiel 5g Fe: M (Fe)= 55,8 g/Mol => m(x) / M(x) => 5/55,8 = 0,09 Mol

12 Molalität  bezieht sich auf das Volumen

13 Äquivalentkonzentration (früher: Normalität)
 Die Äquivalentkonzentration N, (Formelzeichen: ceq), ist eine Konzentrationsangabe  spezielle Stoffmengenkonzentration, bei der die zu Grunde gelegten Teilchen nicht ganze Atome, Moleküle oder Ionen, sondern gedachte Bruchteile 1/z solcher Teilchen sind.  z: Äquivalentzahl; die stöchiometrische Wertigkeit  Im Falle z = 3 ist also die Äquivalentkonzentration 3-mal so groß wie die Stoffmengenkonzentration, weil sozusagen jedes ganze Teilchen z-mal gezählt wird.  Die Bruchteile 1/z nennt man auch Äquivalentteilchen oder Äquivalente.  ceq ist ein Maß dafür, wie viele Äquivalentteilchen eines Stoffes sich in einem bestimmten Volumen der Lösung befinden.

14 Beispiel Umsetzung von Schwefelsäure (H2SO4) mit Natronlauge (NaOH) Setzt man 100 ml einer 1 M H2SO4 mit 100 ml einer 1 M NaOH um, so ist erst die Hälfte der Säure neutralisiert, da Schwefelsäure eine zweibasige Säure ist.  vollständige Neutralisation: 200 ml der 1 M NaOH muss zugesetzt werden: Umsetzung mit 1 Mol NaOH: 1. H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O Umsetzung mit 2 Mol NaOH: 2. H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O

15 Massenprozente (aus chem. Analyse) in chem. Formel umrechnen

16  Der prozentuale Massenanteil der Elemente in einer Verbindung kann aus der Formel berechnet werden.  Mit der Anzahl der Mole (Indexzahl) und molaren Masse kann man die Masse jedes Elements in Gramm berechnen

17 Beispiel Wie viel % Eisen sind im Eisen(III)oxid Fe2O3 enthalten? n(Fe)=2 mol ; n(O)=3Mol m(Fe)= n(Fe) * M(Fe)=2Mol * 55,8g/mol =111,6 g m(O)=n(O) *M(O)= 3mol*16,0 g/mol = 48,0 g m(Fe2O3) =159,6 g

18 Massenanteil w des Fe in Fe2O3: w(Fe)= m(Fe)/m(F2O3)= 111,6g/159,6 g =0,6993 g
Prozengehalt des Fe in Fe2O3: w(Fe)*100% =69,93% daraus kann die empirische Formel bestimmt werden

19 Ermittlung chem. Formeln
 Werte der chem. Analyse einer Verbindung dienen zur Ermittlung der empirischen Formeln  Analyse: ergibt relative Massenanteil der Elemente in der Verbindung  Verhältnis der Molzahlen zueinander ist das gleiche wie das Verhältnis der Atomzahlen zueinander  Das einfachste ganzzählige Verhältnis der Zahl der Mole der Elemente in Verbindungen ergibt die empirische Formel

20  daraus wird berechnet wie viel Mol des Elements in 100g enthalten sind  das geschieht durch Division durch die jeweilige Molmasse des Elements (wenn keine ganzen Zahlen rauskommen, multipliziert man alle Zahlen mit einem ganzzähligen Faktor)  daraus folgt die Indexzahl

21 Beispiel Welche ist die empirische Formel einer Verbindung, die 43,6% P und 56,4 % O enthält? In 100 g der Verbindung sind 43,6g P und 56,4g O enthalten. In mol sind das: n (P) = m (P)/M(P) = 43,6g / 30,97g/mol= 1,41 mol n (O) = m (O)/M(O) = 56,4g / 16,00g/mol= 3,53 mol Division beider Zahlen durch die Kleinere von ihnen ergibt: 1,41 / 1,41=1,00 für P 3,53 / 1,41=2,50 für O  Durch Multiplikation mit 2 erhält man die ganzen Zahlen und 5. Die empirische Formel lautet P2O5.

22 Stöchiometrisch richtiges Aufstellen von chemischen Gleichungen

23 Es gilt das Gesetz der Erhaltung der Masse
d.h. die Zahl der Mole jedes Elements muss auf beiden Seiten miteinander übereinstimmen In zwei Schritten stellt man die Formel um:

24 die Gleichung kann sonst nicht aufgestellt werden
1. Formeln aller Reaktanden, ein Pfeil und die Formeln der Produkte werden notiert die Gleichung kann sonst nicht aufgestellt werden  wenn nötig kann auch der Aggregatzustand in Klammern hinzugefügt werden: g = gasförmig l = flüssig s = fest aq.= in Wasser gelöst

25 -> die Mole müssen die gleiche Anzahl haben
2. Gleichung ausgleichen -> die Mole müssen die gleiche Anzahl haben  Um Molzahlen auszugleichen, multipliziert man mit entsprechende Vorzahlen (=Koeffizienten)

26 1. Beispiel 5 H²O sind 5 Moleküle Wasser das entspricht 5 * 2 Atomen Wasserstoff = 10 H-Atome * 1 Atome Sauerstoff = 5 O-Atome  Prüfung der Atomzahlen eines jeden Elements auf beiden Seiten des Reaktionsschemas  Die Atomzahlen errechnen sich als Produkt aus Koeffizient und Indexzahl

27 2. Beispiel: C5 H12 + O  CO2 + H2O Pentan Lösung: C5 H O2  5CO2 + 6H2O

28 Verdünnungsreihen

29 Die Stoffmenge n eines gelösten Stoffes in einer Lösung der Konzentration c1 und dem Volumen V1 ist:
n = c1 * V1 Verdünnung von Lösungen: vergrößert sich ihr Volumen auf den neuen Wert V2 bleibt die darin gelöste Stoffmenge n jedoch unverändert c1 = n/V2 = c1 * V1/V2 Beispiel: Welches Volumen einer Lösung mit c1 (HCl) = 12,0 mol/L wird benötigt, um 500 m/L einer Lösung mit c2 (HCl) = 3,00 mol/ L herzustellen?

30 Nachteil:  Temperaturabhängigkeit

31 Fällungsreaktionen

32 chemische Reaktion, indem mindestens eins der Produkte schwer oder sogar unlöslich ist
übrigen Edukte im Lösungsmittel können dabei gelöst vorliegen Diese schwer löslichen Produkte werden als Niederschlag bezeichnet In der Summenformel werden sie mit „Pfeil nach unten“ oder (s) für solid angezeigt

33 Welche Löslichkeit hat Bariumsulfat in einer Lösung von Natriumsulfat,
Welche Löslichkeit hat Bariumsulfat in einer Lösung von Natriumsulfat, c(NA2SO4)=0,050 mol/L? L = 1,5*10-9 mol2/L2 bei 25°C. Die SO42- – Menge aus dem BaSO4 kann gegenüber c(SO42-) der Lösung vernachlässigt werden. c(Ba2+)*c(SO42-)= L c(Ba2+)*0,050mol/L=1,5*10-9mol2/L2 c(Ba2+)=3,0*10-8mol/L c(Ba2+ ) in der Lösung entspricht der Stoffmenge BaSO4, die pro Liter in Lösung geht. Die Löslichkeit ist auf 3,0*10-8mol/L verringert. Das Bariumsulfat ist in diesem Fall der Niederschlag, somit das schwerlösliche Produkt In reinem Wasser lösen sich 3,9*10-5 mol/L.

34 3 Arten von Fällungsreaktionen:
Ionenprodukt < L Heißt, dass die Lösung nicht gesättigt ist und, dass weiter Substanzen gelöst werden können bis Wert L erreicht 2. Ionenprodukt = L In diesem Falle sind Ionenprodukt und Löslichkeitsprodukt im Gleichgewicht. 3. Ionenprodukt > L Hierbei wurde der maximale Wert für das Löslichkeitsprodukt überschritten. Nun treten Fällungen ein bis der Wert L eintritt.

35 Fällungsreaktionen in Abhängigkeit vom pH-Wert (Sulfid-Abtrennung im Kationentrennungsgang)

36  Sulfid-Ionen-Konzentration in einer sauren, mit H2S gesättigten Lösung ist extrem gering ( bei pH = 0 in 100ml Lösung sind ca. sieben S2- vorhanden)  Trotzdem erfolgt eine sofortige Fällung von Blei(||)-Sulfid bei Zufuhr von Pb2+  Eine direkte Reaktion aus Pb2+ -und S2-- Ionen scheint ausgeschlossen  es bildet sich wahrscheinlich ein Hydrogensulfid (1-) das sich dann zum Sulfid zersetzt

37 Pb 2+ (aq) + 2HS- (aq)  Pb (SH)2 (s)  PbS (s) + H2S (aq)
 in der Lösung ist die HS- Konzentration erheblich größer als die S 2- Konzentration  es sind bei Fällungen von Hydroxiden und Oxiden ähnliche Reaktionsabläufe bekannt  durch die Unabhängigkeit der Gleichgewichtskonstanten vom Reaktionsmechanismus gilt das Löslichkeitsprodukt, egal wie der Niederschlag entsteht, solange das System im Gleichgewicht ist

38 mit dieser Gleichung kann man die Sulfid-Ionenkonzentration in einer gesättigten H2S-Lösung in Abhängigkeit vom pH-Wert berechnen: c(s 2-) = (1,1 * 1022)/c² (H+) mit Hilfe der L-Werte können wir deshalb folgende Berechnungen anstellen:

39 Beispiel In eine Lösung mit pH = 0,5, c(Pb2+) = 0,050 mol/L und c(Fe2+ ) =0,050 mol/L wird H2S-Gas bis zur Sättigung eingeleitet. Fallen PbS und FeS aus? L (PbS) = 7 * mol²/L² L (FeS) = 4 * mol²/L² Nach oben genannter Formel gilt für eine gesättigte H2S-Lösung bei 25°C : C(S2-) = (1,1 * 10-22) / c²(H+) Bei pH = 0,5 ist c(H+) = 0,3 mol/L und C(S2-) = (1,1 * 10-22) / 0,3² = 1,2 * mol/L Mit c(M 2+ ) = 0,050 mol/L (M 2+ gleich Pb 2+ oder Fe 2+ ) ist das Ionenprodukt: C(M2+) * c(S2-) = 0,050 mol/L * 1,2 * mol/L = 6,0 * mol²/L² Für PbS ist das Ionenprodukt größer als L, PbS fällt aus. Für FeS ist es jedoch kleiner,FeS fällt nicht aus.

40 Löslichkeitsprodukte

41  Die schwerlösliche Verbindung befindet sich im Gleichgewicht mit Ionen in der Lösung. Wenn eine schwerlösliche Verbindung mit Wasser in Kontakt gebracht wird, so stellt sich nach einiger Zeit ein Gleichgewicht ein bei dem die Geschwindigkeit der Auflösung und die Geschwindigkeit der Widerausscheidung gleich groß sind. Die Lösung ist dann gesättigt. Konstante L = Löslichkeitsprodukt c = Konzentration K= Gleichgewichtskonstante c(Ag+) * c(Cl-) = K * c(AgCl) = L Der Zahlenwert von L ändert sich mit der Temperatur.

42 Beispiel: Silberchlorid  schwerlöslich  entsteht nicht durch Auflösen von Silber in Chlorwasserstoffsäure  bildet sich aus wasserlöslichen Silberverbindungen wie Silbernitrat und Chlorid-Ionen.

43 Quellenangabe Chemie: Das Basiswissen der Chemie Charles E. Mortimer Ulrich Müller