PC 0 (WS 2000/2001)
Einführung in die Physikalische Chemie
Diese zweistündige Vorlesung richtet sich an Chemie-Studierende im ersten Studiensemester. Sie vermittelt wichtige Grundlagen der Physikalischen Chemie. Ergänzend zur Vorlesung werden ein Praktikum und zwei Übungs- und Seminarstunden (u.a. zu den Themen Fehlerrechnung, Sicherheit, Praktikumsversuche und Protokolle) angeboten.
- Bausteine der Materie (Fortsetzung in PCII)
1.1. Atome
Elektron, Proton, Neutron, Elementarladung, Millikanversuch, Größen und Einheiten (http://physics.nist.gov/cuu), atomare Masseneinheit, Massenspektroskopie, Kernladungszahl, Isotope, Atomsymbole (www.webelements.com), Isotopeneffekte, Deuterium, schweres Wasser, Massendefekt, chemischer Anteil daran, Tritium, radioaktiver Zerfall, Integration des differentiellen Zeitgesetzes, Halbwertszeit, Altersbestimmung, Nuklidkarte; Stoffmenge, Definition des Mol, SI-Basiseinheiten, Molmasse, Avogadrokonstante, Genauigkeit, Bestimmungsmethoden
1.2. Licht
Wellenausbreitung, Beugung, elektromagnetisches Spektrum, 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
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, Präfixe für Einheiten, Morsepotential, Molekülschwingungen, Nullpunktsenergie, Wasserstoffbrückenbindung, van der Waals Bindung, Lennard-Jones Potential, He-Dimer - Erscheinungsformen der Materie
Aggregatzustände, charakteristische Eigenschaften (Dichte, Kompressibilität, Zähigkeit), griechisches Alphabet
2.1. Gas
2.1.1. Ideales Gas
Zustandsgleichung, Volumenmessung, Druck, 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
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
Molenbruch, Massenbruch, ideale Mischung idealer Gase, Partialvolumen, Partialdruck, Daltonsches Gesetz, reale Mischungen, Virialentwicklung
2.2. Kondensierte Phasen
Kondensation, Kohäsionskräfte, Grenzen der van der Waals Gleichung, isotherme Kompressibilität, Zustandsgleichungen kondensierter Phasen, radiale Verteilungsfunktion (Gas, Flüssigkeit, Festkörper), flüssige Kristalle (nematische, smektische, cholesterische Phasen), Gläser, Polymere, Ordnungsgrad - Phasengleichgewicht
Phase, Phasenübergang
3.1. Einstoffsysteme
3.1.1. Verdampfung
Dampfdruckdaten von Wasser, pVT-Diagramm mit 2-Phasengebiet, Schnitte, Projektionen, TV-Diagramm, pT-Diagramm, Dampfdruckkurve, Guldbergsche Regel, ln(p)/(1/T)-Auftragung, molare Verdampfungswärme, Clausius-Clapeyron Gleichung, Clapeyron Gleichung
3.1.2. Sublimation und Schmelzen
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
3.2.3. Siede- und Schmelzdiagramme
px-Diagramm, Tx-Diagramm, Hebelgesetz, Destillation, Abweichungen vom Raoultschen Gesetz, Azeotrop, Mischungslücke, Wasserdampfdestillation, Schmelzdiagramme, begrenzte Mischbarkeit, Eutektikum, Festkörperverbindungen, inkongruentes Schmelzen, fraktionierte Kristallisation, Zonenschmelzen
3.3. Osmose und Verteilungsgleichgewicht
3-Stoffsysteme, semipermeable Membran, osmotischer Druck, Nernstscher Verteilungskoeffizient - Ionen in Lösung
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
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 (soweit noch Zeit bleibt, Fortsetzung in PC I)
5.1. Thermodynamische Grundbegriffe
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
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
Isotherme und adiabatische Reaktionsführung, Standardzustand, Reaktionsenthalpie, Standardbildungsenthalpie, Satz von Hess, stöchiometrische Koeffizienten, Verbrennungsenthalpie, Hydrierungsenthalpie, Lösungsenthalpie, Verdünnungsenthalpie, Einzelionenbildungsenthalpie, Solvatationsenthalpie, Hydratationsenthalpie, Bindungsenthalpie, Dissoziationsenergie, Dissoziationsprodukte, mittlere Bindungsenthalpie, Atomisierungsenthalpie, Reaktionsenergie, Born-Haber-Kreisprozess, Gitterenergie
Literaturempfehlung
Ein allgemeines Lehrbuch der Physikalischen Chemie (Atkins, McQuarrie/Simon, Wedler, Alberty/Silbey, Berry/Rice/Ross, Moore/Hummel, ...) ist auch für die späteren PC-Vorlesungen (PC I - Chemische Thermodynamik, PC II - Aufbau der Materie und Grundlagen der Spektroskopie, PC III - Chemische Reaktionskinetik) noch tragfähig. Für die PC 0 selbst genügt in der Regel auch ein gutes Lehrbuch der allgemeinen Chemie (Christen, Oxtoby, ...). Bei angelsächsischen Autoren ist in der Regel die englischsprachige Originalausgabe zu empfehlen (Preis, Aktualität, wichtige Sprachübung).
Versuchsanleitungen zu den praktischen Übungen
PDF Datei (2775 KB, 74 Seiten) (Version 2000-10-19)
Anmeldung
am 16.10. in der Vorlesung (9.15-11.00 Uhr) und am 17.10. in der ersten Übungsstunde (14.15 Uhr), jeweils im Hörsaal IV des Instituts für Physikalische Chemie (MN30).