Übung

Wasserchemie und Wasseranalytik – SS 2015
Übung: Grundlagen und Chemisches Rechnen
Dr.-Ing. Katrin Bauerfeld
Inhalte VL 1 - 3: Allgemeine Chemie
VL 1: Chemische Grundlagen I:
• Atomaufbau
• Aufbau des Periodensystems, periodische Eigenschaften
• Definitionen/Begriffe
VL 2: Chemische Grundlagen II
• Chemische Reaktionen, Bindungsarten
• Oxidation und Reduktion
• Kurzabriss organische Chemie
VL 3: Übung: Grundlagen und chemisches Rechnen
Ziele erster VL-Block (3 VL-Termine):

Grundlagen für das Verständnis der „Wasser“chemie

Wiederholung von Basiswissen
2
Inhalte der heutigen Übung
1.
2.
3.
Wiederholung: Atommasse, Stoffmenge
Rechnen mit Konzentrationen und Massen
Reaktionsgleichungen und Bilanzen
Folien: Wiederholung und Beispiele als Saalübung
Umdruck: weitere Übungsaufgaben
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Wiederholung: Atommasse
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relative Atommasse 1 u = 1/12 der Masse von 12C
vereinfacht: 1 Proton bzw. 1 Neutron entspricht 1 u (real: als Einzelteilchen
ist die Masse etwas größer > Massendefekt)
Warum ist die Atommasse von Chlor 35,45 u?
Cl ist ein Gemisch aus zwei stabilen Isotopen
•
•
•
35Cl
zu etwa 75% Anteil
37Cl zu etwa 25% Anteil
Kohlenstoff hat demnach auch nicht genau die Masse = 12 u, sondern
12,011 wegen geringer Anteile (ca. 1%) C-13
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Wiederholung: Stoffmenge
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Ein Mol = 6,022 ▪ 1023 Teilchen: Mol ist also eine Menge bzw. Anzahl (und
keine Masse!)
6,022 ▪ 1023 = Avogadro-Zahl
Ein Mol 12C hat also die Masse 12 g
„Ein Mol einer molekularen Substanz besteht aus 6,02214 ▪ 1023 Teilchen
und hat die Masse in Gramm, deren Zahlenwert der relativen
Molekülmasse entspricht.“
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Aufgabe 1) Atommasse und Stoffmenge
1a) Wieviel „wiegt“ ein Mol Essigsäure? Formel Essigsäure: CH3COOH
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Aufgabe 1) Atommasse und Stoffmenge
1 Mol enthält (molare Massen gerundet):
2 C – Atome à 12 g/Mol
= 24 g
2 O – Atome à 16 g/Mol
= 32 g
4 H – Atome à 1 g/Mol
=4g
-----------------------------------------1 Mol Essigsäure „wiegt“
60 g
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Konzentrationsangaben in der Analytik
•
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g/l (Massenkonzentration)
mol/l (Stoffmengenkonzentration)
•
Achtung: „Liter“ bezieht sich auf das Volumen der Lösung und nicht des
Lösungsmittels
•
g/g oder mg/g (Bezug zu Gewicht, v.a. bei Feststoffen)
•
In der Spurenanalytik:
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•
ppm: = parts per million (entspricht mg/kg)
ppb: = parts per billion (Milliarde; entspricht µg/kg)
ppt: = parts per trillion
Insbesondere die verschiedenen
Massenkonzentrationen sind für
die Analytik relevant (VL 7 ff)
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Aufgabe 2) Rechnen mit Konzentrationen und Massen
2a) Wieviel g NaOH (fest) wird benötigt um 0,5 l Natronlauge mit einer
Konzentration c = 0,4 mol/l herzustellen?
• (M) Molare Masse von NaOH: = (23 + 16 + 1) g/mol = 40 g/mol
• (n) (benötigte Stoffmenge) = 0,5 l ▪ 0,4 mol/l = 0,2 mol
daraus ergibt sich:
m (Masse NaOH) = n ▪ M = 0,2 mol ▪ 40 g/mol = 8 g NaOH
(Die Lösung heißt dann „0,4–molar“)
m=n*M
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Aufgabe 2) Rechnen mit Konzentrationen und Massen
2a) Wieviel g Na+ ist in 0,5 l dieser Lösung vorhanden?
•
„Anteil“ von Na+ in NaOH: molare Masse von Na geteilt durch
molare Masse des ganzen Moleküls = 23/40 = 0,575 = 57,5%
•
d.h. von den zugegebenen 8 g sind 4,6 g reines Natrium
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Wiederholung: Aufstellung von Reaktionsgleichungen
Chemische Reaktionen = Veränderungen der Elektronenhülle
1. Gesetz der Erhaltung der Masse:
Bei allen chem. Vorgängen bleibt Gesamtmasse der an der Reaktion
beteiligten Stoffe konstant
2. Stöchiometrie/Gesetz der konstanten Proportionen:
Eine chem. Verbdg. bildet sich immer aus konstanten Massenverhältnissen
der Elemente
3. Stöchiometrie/Gesetz der multiplen Proportionen:
Verbindungen bestehen aus ganzen Atomen, d.h. ihre Massen stehen im
Verhältnis kleiner ganzer Zahlen.
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Aufstellen von Reaktionsgleichungen
Beispiel:
2 H2 + 1 O2 = 2 H2O
•
Edukte (Ausgangsstoffe) = Produkte in Bezug auf…
•
•
•
•
Anzahl Atome (hier: jeweils 4 H und 2 O)
Ladung (+/- 0 auf beiden Seiten)
Oxidation/Reduktion
Massenkonstanz (mit kleinen Einschränkungen, da Energieumwandlungen)
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Aufstellen von Reaktionsgleichungen
Reaktion von Eisen in Wasser zu (Eisen(III)oxid (Magnetit))
1) Aufschreiben der Reaktionspartner
Fe + H2O
Fe3O4 + H2
2) Ausgleich (da Produkte = Edukte); „Start“ beim komplexesten Molekül:
3 Fe + 4 H2O
Fe3O4 + H2
3) Korrektur der entstehenden H2 - Moleküle
3 Fe + 4 H2O
Fe3O4 + 4 H2
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Aufstellen von Reaktionsgleichungen
•
Neben der Anzahl der Atome (also „den Molen“) muss bei
Reaktionsgleichungen auch die Ladung ausgeglichen sein
Beispiel: Nitrifikation:
•
Nitrifikation (Schema):
NH4+ + O2
•
Ausgleich Atome:
NH4+ + 3/2 O2
•
Ladungen: +1 = -1 + 4 (offensichtlich falsch)
NO3NO3- + 4 H+
Lösung: In wässrigen Systemen können H2O, H+ und OH- an einer
Reaktion beteiligt sein; der Ladungsausgleich erfolgt also wie folgt:
NH4+ + 2 O2
NO3- + 2 H+ + H2O
es entstehen also H+ Ionen; der pH - Wert sinkt
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Aufgabe 3) Aufstellen von Reaktionsgleichungen und
Bilanzen
3a) Wie viele Tonnen CO2 entstehen bei der Verbrennung von einer Tonne
Pentan (C5H12)?
Aufstellen der Reaktionsgleichung:
• Schema: C5H12 + O2 = CO2 + H2O
• Ausgleich: C5H12 + 8 O2 = 5 CO2 + 6 H2O
• aus 1 Mol Pentan entstehen also 5 Mol CO2
Massenbilanz:
• Eine Tonne C5H12 enthält die Stoffmenge n = m/M =
1.000.000 g : 72 g/mol = 13889 Mol
• daraus entstehen also 5 ▪ 13889 = 69445 Mol CO2
• 1 Mol CO2 hat die Masse m = n * M = 44 g
• folglich entstehen bei obiger Reaktion insgesamt:
69445 Mol * 44 g/mol = 3,055 t CO2
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Ergebnisse zu den Übungsaufgaben
1) Pentan: 72 g/mol, Oktan: 114 g/mol, CO2: 44 g/mol
2b) c (Na+) = 15,7 mg/l
2c) c (Cl-) = 25,6 mg/l
2d) m (CuSO4) = 2,01 g
3b) Reaktionsgleichung: 2 C8H18 + 25 O2 = 16 CO2 + 18 H2O
Massembilanz: CO2-Produktion beträgt 1,544 t
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