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Gase, Flüssgkeiten

Alles über Gase und Flüssigkeiten

Alles über Gase und Flüssigkeiten

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Jan Schneider
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Jan Schneider
Diese Lernkarten behandeln auf Universitätsniveau die Eigenschaften und Verhaltensweisen von Gasen und Flüssigkeiten, mit Fokus auf Themen wie Dampfdruck, Siedepunkt, und intermolekulare Kräfte wie London-Kräfte und Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. Sie eignen sich für Studierende der Chemie, die ein tieferes Verständnis der physikalischen und chemischen Prinzipien hinter Gasen und Lösungen erlangen möchten, insbesondere in Bezug auf Abweichungen vom idealen Verhalten und kolligative Eigenschaften.
Karten
22
Lernende
1
Sprache
Deutsch
Kategorie
Chemie
Stufe
Universität
Erstellt / Aktualisiert
21.01.2013 / 27.02.2024
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Lernkarten

Zusammensetzung der Luft (in Vol %)

  • 78 % N2
  • 21 % O2
  • 1 % Ar
  • < 1 % Edelgase

Eigenschaften von einem Idealen Gas

  • füllt das verfügbare Volumen
  • versch. Gase sind beliebig mischbar
  • ist komprimierbar
  • Gasteilchen haben kein Volumen
  • weitentfernte Moleküle, die zufällig herumfliegen

Avogadro-Volumen

unter Normbedingungen (273.15 °C, 101,325 kPa) hat ein mol von jedem Gas ein Volumen von 22.414 l

Geschwindigkeit von Gasteilchen (Formel)

v = ((3RT)/M)^0.5

M: in kg/mol!!!!!!!

Grahams-Effusionsgesetz (Formel)

t1/t2=v2/v1=(M1/M2)^0.5

Reale Gasgleichung (Erklärung + Formel)

  • aufgrund intermolekularer Anziehung ist der reale Druck nicht so gross wie der vom idealen Gas, daher muss man n^2*a/V^2 addieren
  • da die Gasteilchen auch ein Volumen haben, ist das reale Volumen grösser als das von einem idealen Gas und man muss n*b abziehen

(p + (n^2*a)/V^2) * (V - n*b) = nRT

Bindungen zwischen Atomen/Molekülen

  • kovalent: überlappende AO, stark und gerichtet
  • ionisch: Coulomb WW, stark und ungerichtet
  • metallisch: Kationengitter im Elektronengas, stark und ungerichtet
  • koordinativ: Überlappung von AO und MO, relativ stark und gerichtet

Intermolekulare WW (mit dem stärksten beginnend)

  1. H-Brücke
  2. Ion-Dipol WW
  3. Dipol-Dipol
  4. London-Kräfte (van der Waals WW)

Abstandsabhängigkeit von bindenden Kräften

  1. Ionische WW ~ 1/r
  2. Ion-Dipol WW ~ 1/r^2
  3. Dipol-Dipol WW ~
    • 1/r^3 (festkörper)
    • 1/r^6 (Flüssigkeiten und Gase
  4. London-Kräfte ~ 1/r^6

Erklärung London-Kräfte

Fluktuationen der Elektronenverteilung --> spontane Dipole werden indudiert.

  • je grösser das Molekül/Atom desto stärker die London WW

Laplace Druck

Druck im Innern eines Tropfen:

p = (2*sigma)/r

sigma: Oberflächenspannung

Dampfdruck

der Druck des Dampfes, der bei gegebener Temperatur mit der Flüssigkeit im Gleichgewicht steht

Siedepunkt

Dort wo der Dampfdruck = aussendruck

Gefrierpunkt

niedrige kinetische Energie können durch die intermolekularen Anziehungskräfte überwunden werden.

Lösen von Gasen

ist immer Exotherm, da

  • Gasmoleküle schon getrennt
  • Volzmenverringerung

Abweichungen vom Raoultschen Gesetzt für ideale Lösungen

Bei einer idealen Lösung sind die WW zwischen allen Molekülen gleich.

Pos. Abweichung (höherer Dampfdruck) von den idealen Lösungen --> schwächere WW zwischen den gelösten Teilchen

neg. Abweichung (niedrigerer Dampfdruck) --> stärkere WW zwischen den gelösten Teilchen

definition kolligative Eigenschaften

Eigenschaften, die von der Anzahl der Teilchen, aber nicht von der Art der Teilchen abhängen.

z.B.

  • Erniedrigung der Dampfdrücke
  • Osmose

Gleichungen der Osmose

pi * V = nRT

isotonische Lösungen

gleicher osmotische Druck

hypotonische Lösung

zugeführte Lösung hat einen kleineren osmotischen Druck

hypertonische Lösung

zugeführte Lösung hat einen grösseren osmotischen Druck

Azeotrope Gemische

Können nicht durch Destillation getrennt werden, da der Siedepunkt des Gemischs entweder unter den Siedepunkten der Reinstoffe liegt (minimum-Azeotrop) oder überhalb der beiden Siedepunkten liegt (maximum-Azeotrop)

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