B.Che.1301 (WS 2022/2023)
Einführung in die Physikalische Chemie
Diese zweistündige Vorlesung (Mo, 10.15-12.00 Uhr, vorzugsweise im Hörsaal MN30, je nach Pandemieentwicklung und Energieversorgungsengpässen vielleicht auch zum Teil synchron in Stud.IP und in jedem Fall ergänzt durch asynchrone Kurzvideos in Stud.IP) ist ein zentraler Bestandteil des gleichnamigen Moduls (B.Che.1301, 8 Credits). Sie richtet sich vorwiegend an Studierende des Bachelor-Studiengangs Chemie im ersten Studiensemester. Die Vorlesung vermittelt wichtige mikroskopische und makroskopische Grundlagen der Physikalischen Chemie und bereitet so auf die weiterführenden Vorlesungen des Bachelor-Studiums vor. Hier besteht die Chance, die unterschiedlichen von der Schule mitgebrachten Kenntnisse anzugleichen und Lücken zu füllen. Solche Lücken erstrecken sich erfahrungsgemäß auch auf Grundkenntnisse in Mathematik und Physik. Unterschiedliche Materialien zur Vorlesung werden unter Stud.IP bereitgestellt. Die Vorlesung will auch frühzeitig zum Selbststudium anregen, wie es mit weiterem Studienfortschritt immer wichtiger wird. Als Vorbereitung zur Modulabschlussprüfung (eine 3h Klausur, die teilweise (2h) mit Hilfsmitteln gelöst werden darf, siehe die Beispielklausuren aus früheren Jahren, und teilweise (1h) ohne) werden die aktive Teilnahme an der begleitenden Übung (Besprechung von Übungsblättern) und die Beantwortung angebotener Selbttestfragen im Stud.IP dringend empfohlen. Verpflichtende Vorbedingungen zur Klausurteilnahme (einschließlich eines wöchentlichen online-Kenntnistests) werden in der ersten Vorlesungswoche erläutert. Ergänzend und begleitend zur Vorlesung werden ein Praktikum (6 Versuche) und ein Seminar (u.a. zu den Themen Fehlerrechnung und Sicherheit) angeboten (siehe weitere Ankündigungen in Stud.IP und Vorbesprechung). Hier sind 6 testierte Praktikumsprotokolle Voraussetzung für die Anmeldung zur Modulabschlussprüfung. Die Termine dieser Prüfung waren der 01.03.23 (8 – 11 Uhr) und der 06.04.23 (8 – 11 Uhr).
- Bausteine der Materie
1.1. Atome (24.10. und 07.11.)
Elektron, Proton, Neutron, Elementarladung, Millikanversuch, gute wissenschaftliche Praxis, Größen und Einheiten (https://physics.nist.gov/cuu/Constants/index.html), atomare Masseneinheit, Massenspektroskopie, Kernladungszahl, Isotope, Atomsymbole (https://www.webelements.com/), Isotopeneffekte, Deuterium, schweres Wasser, Massendefekt, chemischer Anteil daran, Tritium, radioaktiver Zerfall als Kinetik 1. Ordnung, Integration des differentiellen Zeitgesetzes, Halbwertszeit, Altersbestimmung, Nuklidkarte; Stoffmenge, Definition des Mol, SI-Basiseinheiten, Molmasse, Avogadrokonstante, Genauigkeit, Bestimmungsmethoden
1.2. Wellen und Licht (14.11.)
Wellenausbreitung, Beugung, elektromagnetisches Spektrum, Präfixe für Einheiten, Kirchhoffsches Gesetz, schwarze Strahler, Wiensches Verschiebungsgesetz, Strahlungsleistung, Ultraviolettkatastrophe, Plancksches Wirkungsquantum, Plancksche Strahlungsformel, photoelektrischer Effekt, Compton-Effekt, Photonenimpuls, de Broglie Wellenlänge, Röntgenbeugung, Braggsche Reflektionsbedingung, Wellenlängenmessung, Elementarzelle, Anwendungen der Röntgenbeugung
1.3. Atome und Licht (21.11.)
Coulombgesetz, stationäre Zustände, Quantenzahlen, Fraunhoferlinien, Atomspektroskopie, Wasserstoffspektrum, Spektralserien, Kombinationsprinzip, Bohrsches Atommodell, Bohrscher Radius, reduzierte Masse, Franck-Hertz-Versuch, Röntgenspektren, zeitabhängige Zustände, Unbestimmtheitsrelation
1.4. Moleküle
Molekülspezifische Kräfte und Potentialkurven, Beziehung Kraft-potentielle Energie, AB-Moleküle, Dissoziationsenergie, Gleichgewichtsabstand, Beispiele, Morsepotential, Molekülschwingungen, Nullpunktsenergie, Wasserstoffbrückenbindung, van der Waals Bindung, Lennard-Jones Potential, He-Dimer - Erscheinungsformen der Materie (28.11.)
Aggregatzustände, charakteristische Eigenschaften (Dichte, Kompressibilität, Zähigkeit)
2.1. Gase
2.1.1. Ideales Gas
Zustandsgleichung, Volumenmessung, Druck, Standarddruck, Normaldruck, Einheiten, Messung, Quecksilbermanometer, Erdbeschleunigung, Temperatur, Definition, Einheiten, Interpolation, 0. Hauptsatz, universelle Gaskonstante, Dimension, Definition als Grenzwert, Zahlenwert, extensive und intensive Größen, Teilgesetze von Boyle, Gay-Lussac, Avogadro, 2D und 3D Darstellungen, Isotherme, Isobare, Isochore, Molvolumen, Standardbedingungen
2.1.2. Reales Gas (5.12.)
Kompressibilitätsfaktor, positive und negative Abweichungen, Boyle-Temperatur, Virialgleichung, 2. Virialkoeffizient, Äquivalenz von Druck- und Dichteentwicklung, Zahlenwerte für verschiedene Temperaturen, van der Waals Gleichung, Kovolumen, Binnendruck, Deutung, Zahlenwerte, van der Waals Isothermen, Instabilitätsbereich, kritische Isotherme, Sattelpunktskoordinaten, kritischer Punkt, Kompressibilität, Prinzip der korrespondierenden Zustände, 2. Virialkoeffizient und Boyle-Temperatur des van der Waals Gases, kubische Zustandsgleichungen, Redlich-Kwong, mikroskopische Berechnung des 2. Virialkoeffizienten
2.1.3. Gasmischungen (12.12.)
Molenbruch, Massenbruch, ideale Mischung idealer Gase, Partialvolumen, Partialdruck, Daltonsches Gesetz, reale Mischungen
2.2. Kondensierte Phasen
Kondensation, Kohäsionskräfte, Grenzen der van der Waals Gleichung, isotherme Kompressibilität, Zustandsgleichungen kondensierter Phasen, radiale Verteilungsfunktion (Gas, Flüssigkeit, Festkörper), flüssige Kristalle, Gläser, Polymere, Ordnungsgrad - Phasengleichgewicht
Phase, Phasenübergang
3.1. Einstoffsysteme
3.1.1. Verdampfung
Dampfdruckdaten von Wasser, pVT-Diagramm mit 2-Phasengebiet, Schnitte, Projektionen, pT-Diagramm, Dampfdruckkurve, Guldbergsche Regel, ln(p)/(1/T)-Auftragung, molare Verdampfungswärme, Clausius-Clapeyron Gleichung, Clapeyron Gleichung
3.1.2. Sublimation und Schmelzen (19.12.)
Tripelpunkt, Sublimation, Steigung der Schmelzkurve, Beispiele Kohlendioxid und Wasser, pVT-Diagramm mit Tripelpunkt, Festkörperphasen, Beispiele Kohlenstoff und Wasser, Phasenregel
3.2. Zweistoffsysteme
Konzentrationsmaße, Molarität, Molalität
3.2.1. Dampfdruck von Lösungen
Raoultsches Gesetz, ideale Lösung, Henrysches Gesetz, Dampfdruckerniedrigung
3.2.2. Siedepunktserhöhung und Gefrierpunktserniedrigung
Herleitung, Molmassenbestimmung, ebullioskopische Konstante, kryoskopische Konstante, kolligative Eigenschaften
- Ionen in Lösung (9.1.)
Coulombwechselwirkung, Dielektrizitätskonstante, Abschirmung, Elektroneutralität, Dissoziationsgrad
4.1. Elektrolytleitfähigkeit
Anionen, Kationen, Elektrodenreaktionen, Faradaykonstante, Ohmsches Gesetz, spezifische Leitfähigkeit, Zellkonstante, Wheatstonebrücke, molare Leitfähigkeit, Stromdichte, Beweglichkeit, Einzelionenleitfähigkeit, Grenzleitfähigkeit, Überführungszahlen, Extraleitfähigkeit, starke und schwache Elektrolyte, Kohlrauschsches Quadratwurzelgesetz, Ostwaldsches Verdünnungsgesetz
4.2. Eigendissoziation des Wassers (16.01.)
Autoprotolyse, Dissoziations-Rekombinationskinetik, Ionenprodukt, Temperaturabhängigkeit, pH-Wert
4.3. Säure/Base-Gleichgewicht
Bronstedt-Lowry-Definition, konjugierte Säure-Base-Paare, amphotere Stoffe, pKs-Wert, Säurestärke in der Gasphase und in Lösung, Berechnungsschema für Säure-Base-Gleichgewicht, Hydrolyse, Näherungsformeln, Puffersysteme, Henderson-Hasselbalch, Titrationsschema, Äquivalenzpunkt, Indikatoren - Einführung in die Thermochemie
5.1. Thermodynamische Grundbegriffe (23.01.)
Offene, geschlossene und isolierte Systeme, adiabatische und diathermale Wände, Zustand, Zustandsgröße, Zustandsfunktion, Kreisprozess, exotherm/endotherm, mechanisches, chemisches und thermisches Gleichgewicht, reversibel/irreversibel
5.2. Arbeit, Wärme, Energieerhaltung (30.01.)
Mechanische, Volumen- und elektrische Arbeit, Vorzeichenkonvention, Energieformen, Wärmekapazität, spezifische Wärme, Energieerhaltungssatz
5.3. Formulierungen des 1. Hauptsatzes der Thermodynamik
Innere Energie als Zustandsfunktion, als Konstante in isolierten Systemen, als totales Differential, perpetuum mobile
5.4. Isochore und isobare Prozesse
Wärmekapazität bei konstantem Volumen und konstantem Druck, Molwärme, Enthalpie, Systemdruck und äußerer Druck
5.5. Thermochemische Anwendungen des 1. Hauptsatzes (6.2.)
Isotherme und adiabatische Reaktionsführung, Standardzustand, Reaktionsenthalpie, Standardbildungsenthalpie, Satz von Hess, stöchiometrische Koeffizienten, Verbrennungsenthalpie, Hydrierungsenthalpie, Lösungsenthalpie, Verdünnungsenthalpie, Einzelionenbildungsenthalpie, Solvatationsenthalpie, Hydratationsenthalpie, Bindungsenthalpie, Dissoziationsenergie, Dissoziationsprodukte, mittlere Bindungsenthalpie, Reaktionsenergie
Literaturempfehlung
Ein allgemeines Lehrbuch der Physikalischen Chemie (Atkins, McQuarrie/Simon, Wedler/Freund, Alberty/Silbey, Berry/Rice/Ross, Moore/Hummel, Engel/Reid (cave!), ...) ist auch für die späteren PC-Vorlesungen (Chemisches Gleichgewicht im Modul B.Che.1304, Molekülzustände und ihre Spektroskopie im Modul B.Che.1303, Chemische Reaktionskinetik im Modul B.Che.2301) bis hinein in den Masterstudiengang (Wahlpflichtvorlesungen M.Che.1311-15) sowie für alle PC-Praktika tragfähig und wird daher empfohlen. Für B.Che.1301 selbst genügt eventuell auch ein gutes Lehrbuch der allgemeinen Chemie (Christen, Oxtoby, ...) oder ein Kurzlehrbuch der Physikalischen Chemie für Nebenfachstudierende. Bei angelsächsischen Autoren ist in der Regel die englischsprachige Originalausgabe zu empfehlen (Preis, Aktualität, wichtige Sprachübung).
Das Grundwissen in Mathematik und Physik (und vieles andere mehr) lässt sich beispielsweise im Bronstein/Semendjajew/Musiol/Mühlig, Taschenbuch der Mathematik, 6. Auflage, und im Stöcker, Taschenbuch der Physik, 5. Auflage, beide im Harri Deutsch Verlag erschienen, auffrischen.
Einige der oben genannten Bücher sind über die SUB als Ebook verfügbar:
- Walter John Moore, Dieter O. Hummel, Physikalische Chemie
- Gerd Wedler und Hans-Joachim Freund, Lehr- und Arbeitsbuch Physikalische Chemie
Versuchsanleitungen zu den praktischen Übungen
PDF Datei (1.25 MB, 64 Seiten) (Version WS 2012/2013, aktuelle Version in Stud.IP)
Eine empfehlenswerte Zusammenstellung von grundlegenden und weiterführenden Praktikumsexperimenten zusammen mit Hinweisen zu Fehlerrechnung, Protokollverfassung, graphischen Darstellungen, etc. findet sich bei E. Meister, Grundpraktikum Physikalische Chemie, 2006, UTB, ISBN 3-8252-8329-1.
Anmeldung
Die Gruppeneinteilung erfolgt über Stud.IP. Die Anmeldung zu den Übungsgruppen und zum Praktikum ersetzt nicht die spätere Online-Anmeldung zur Modulprüfung (via https://www.uni-goettingen.de/de/45574.html)!