B.Che.1301 (WS 2010/2011)

Einführung in die Physikalische Chemie

Diese zweistündige Vorlesung (Mo, 8.15-10.00 Uhr, Hörsaal IV, MN30) ist ein zentraler Bestandteil des gleichnamigen Moduls (B.Che.1301, 8 Credits). Sie richtet sich 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. Materialien zur Vorlesung finden sich unter StudIP. Für die Anmeldung zur Modulprüfung (Klausur am 28.2.11, Klausur am 1.4.11, Beispielklausur (PDF)) ist die erfolgreiche Teilnahme an der begleitenden Übung Voraussetzung (Kurztests, Hausaufgaben). Ergänzend und begleitend zur Vorlesung werden ein Praktikum (6 Versuche) und ein Seminar (u.a. zu den Themen Fehlerrechnung und Sicherheit) angeboten (siehe Aushang vor dem Hörsaal). Testierte Praktikumsprotokolle sind ebenfalls Voraussetzung für die Anmeldung zur Modulprüfung.

  1. Bausteine der Materie
    1.1. Atome (25.10. und 1.11.)
    Elektron, Proton, Neutron, Elementarladung, Millikanversuch, Größen und Einheiten (http://physics.nist.gov/cuu), atomare Masseneinheit, Massenspektroskopie, Kernladungszahl, Isotope, Atomsymbole (http://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 (8.11.)
    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 (15.11.)
    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, Präfixe für Einheiten, Morsepotential, Molekülschwingungen, Nullpunktsenergie, Wasserstoffbrückenbindung, van der Waals Bindung, Lennard-Jones Potential, He-Dimer
  2. Erscheinungsformen der Materie (22.11.)
    Aggregatzustände, charakteristische Eigenschaften (Dichte, Kompressibilität, Zähigkeit), griechisches Alphabet
    2.1. Gase
    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 (29.11.)
    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 (6.12.)
    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
  3. 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 (13.12.)
    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
    3.2.3. Siede- und Schmelzdiagramme (20.12.)
    px-Diagramm, Tx-Diagramm, Hebelgesetz, Destillation, Abweichungen vom Raoultschen Gesetz, Azeotrop, Mischungslücke, Schmelzdiagramme, begrenzte Mischbarkeit, Eutektikum, Festkörperverbindungen, inkongruentes Schmelzen, fraktionierte Kristallisation, Zonenschmelzen
    3.3. Osmose und Verteilungsgleichgewicht
    3-Stoffsysteme, semipermeable Membran, osmotischer Druck, Nernstscher Verteilungskoeffizient
  4. Ionen in Lösung (10.1.)
    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 (17.1.)
    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
  5. Einführung in die Thermochemie
    5.1. Thermodynamische Grundbegriffe (24.1.)
    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 (31.1.)
    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 (7.2.)
    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, Alberty/Silbey, Berry/Rice/Ross, Moore/Hummel, Engel/Reid (cave!), ...) ist auch für die späteren PC-Vorlesungen (Chemisches Gleichgewicht im Modul B.Che.1302, Molekülzustände und ihre Spektroskopie im Modul B.Che.1303, Chemische Reaktionskinetik im Modul B.Che.2301) bis hinein in den Masterstudiengang (Wahlpflichtvorlesungen im Modul M.Che.1302) 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 Nebenfachstudenten. 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.

Versuchsanleitungen zu den praktischen Übungen

PDF Datei (1.62 MB, 56 Seiten) (Version WS 2010/2011)

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

am 25.10. im ersten Seminar (13.00 Uhr), im Hörsaal II (MN28). Die Anmeldung zu den Übungsgruppen und zum Praktikum ersetzt nicht die spätere Online-Anmeldung zur Modulprüfung (via http://www.uni-goettingen.de/de/45574.html)!


Suhm group homepage


Revised 2011-04-01