Kurze Einführung in Die Physikalische Chemie

ISBN-13: 9783528092085 / Niemiecki / Miękka / 1977 / 232 str.

Hermann Rau;Hermann Rau

Opis

Das Wissensgebiet der Physikalischen Chemie hat sich so stark ausgeweitet und vertieft, daB man berechtigterweise die Frage stellen kann, ob man heute ein Buch vom Umfang des hier vorliegenden iiberhaupt noch schreiben diirfe. leh habe diese Frage mit meinem Mitarbeiter Herm Dr. Gerhard Greiner, dem an dieser Stelle flir seine kritische Unterstiitzung herzlich gedankt sei, lange diskutiert mit dem Ergebnis, daB man der Physikalischen Chemie wissen schaftlich nur beschrankt gerecht werden k6nne, well doch haufig wichtige Aspekte ver kiirzt oder unterdriickt werden miiBten. Andererseits wird in den Studienplanen einer Reihe von Studiengangen der Physikalischen Chemie nicht mehr Zeit zugestanden als die zweier zweistiindiger Vorlesungen und eines Praktikums von drei bis vier Wochen. Die Situation der Studenten dieser Studiengange erfordert einen Text im Umfang des vorliegenden Stu dienbuchs. Der Adressatenkreis, an den sich diese Einftihrung richtet, ist heterogen. Er umfaBt unter anderem Studierende der Biologie, der Lebensmitteltechnologie und des h6heren Lehramts, vielleicht auch Chemiestudenten mit Studienziel Diplom, die einen ersten Einstieg suchen. Deshalb sind die Voraussetzungen, Erwartungen und auch die spatere Verwendung des Er worbenen bei den einzelnen Adressatengruppen verschieden. Allen Adressaten gemeinsam ist aber - und entsprechend ist diese Einftihrung ausgelegt - der Zugang zur Physikalischen Chemie von der Seite der Chemie. Deshalb sollte ein Lerninhalt an einem konkreten oder gedachten praktischen Beispiel entwickelt werden. Dieser Phanomenansatz ist hier aber bewuBt nicht einheitlich durchgehalten worden.

Spis treści

I Mikroskopische Systeme — Atom- und Molekülbau.- 1. Entwicklung der Quantentheorie.- 1.1. Die Quantisierung.- 1.1.1. Die Masse.- 1.1.2. Die elektrische Ladung.- 1.1.3. Die Wirkung.- 1.1.4. Kontinuums- und Quantentheorie.- 1.2. Die „alte“ Quantentheorie und ihre Atommodelle.- 1.2.1. Streuexperimente und das Rutherfordsche Atommodell.- 1.2.1.1. Erzeugung von Teilchenstrahlen.- 1.2.1.2. Die Streuexperimente.- 1.2.1.3. Das Rutherfordsche Atommodell.- 1.2.1.4. Die Größe der Atome.- 1.2.2. Diskrete Spektrallinien und das Bohrsche Atommodell.- 1.2.2.1. Diskrete Spektrallinien.- 1.2.2.2. Das Bohrsche Atommodell.- 1.2.2.3. Das Korrespondenzprinzip.- 1.3. Die moderne Quantentheorie als Wellenmechanik.- 1.3.1. Der Welle-Teilchen-Dualismus.- 1.3.1.1. Der Photoeffekt.- 1.3.1.2. Der Compton-Effekt.- 1.3.1.3. Die De Broglie-Beziehung.- 1.3.1.4. Die Heisenbergsche Unschärferelation.- 1.3.1.5. Die Schrödinger-Gleichung.- 2. Atombau.- 2.1. Einelektronensysteme.- 2.1.1. Das Wasserstoffatom.- 2.1.2. Die Alkaliatome.- 2.1.3. Auswahlregeln.- 2.1.4. Der Elektronenspin.- 2.2. Mehrelektronensysteme.- 2.2.1. Die Multiplizität.- 2.2.2. Die Ortsfunktion von Mehrelektronensystemen.- 2.2.3. Die Energie der stationären Zustände von Mehrelektronensystemen.- 2.2.3.1. Berechnung der Energie der stationären Zustände ohne Berücksichtigung der Elektronenwechselwirkung.- 2.2.3.2. Berücksichtigung der Elektronenwechselwirkung.- 2.2.4. Pauli-Prinzip, Aufbauprinzip und Periodensystem der Elemente.- 2.3. Atome in äußeren Feldern.- 2.3.1. Homogene lineare Felder.- 2.3.2. Felder von anderen Mikroteilchen.- 3. Molekülbau.- 3.1. Bindungstypen.- 3.2. Modelle der chemischen Bindung.- 3.2.1. Das Valence-Bond(VB)-Modell.- 3.2.1.1. Hybridisierung.- 3.2.1.2. Zusammenfassung.- 3.2.2. Das Molekülorbital (MO)-Modell.- 3.2.2.1. Die Linearkombination von Atomorbitalen (LCAO).- 3.2.2.2. Zweiatomige Moleküle aus gleichen Atomen.- 3.2.2.3. Mehratomige Moleküle.- 3.2.2.4. Elektronensysteme.- 3.2.2.5. Beschreibung experimenteller Größen durch die MO-Theorie.- 3.3. Molekülspektroskopie.- 3.3.1. Elektronenspektren.- 3.3.2. Schwingungsspektren.- 3.3.3. Rotationsspektren.- 4. Zusammenfassung.- II Makroskopische Systeme im Gleichgewicht.- 1. Aggregatzustände.- 1.1. Gasförmiger Zustand.- 1.2. Flüssiger Zustand.- 1.3. Fester Zustand.- 2. Zwischenmolekulare Kräfte.- 2.1. Polkräfte.- 2.1.1. Monopol-Monopol-Kräfte (Ion-Ion-Kräfte).- 2.1.2. Monopol-Dipol-Kräfte (Ion-Dipol-Kräfte).- 2.1.3. Dipol-Dipol-Kräfte.- 2.2. Induktionskräfte.- 2.2.1. Ion- und polarisierbares Molekül.- 2.2.2. Permanenter Dipol und polarisierbares Molekül.- 2.3. Dispersionskräfte.- 2.4. Vergleich der zwischenmolekularen Kräfte.- 2.5. Kohäsions- und Gitterenergie.- 3. Thermodynamische Grundbegriffe.- 3.1. Thermodynamische Systeme.- 3.2. Zustandsfunktion, Zustandsvariable.- 3.3. Reversible und irreversible Prozesse.- 3.4. Mathematisches Werkzeug.- 4. Der Energiesatz oder der 1. Hauptsatz der Thermodynamik.- 4.1. Arbeit.- 4.2. Arbeit und Wärme.- 4.3. Die innere Energie.- 4.3.1. Reine Phasen.- 4.3.2. Phasenumwandlungen.- 4.3.3. Mischphasen.- 4.3.4. Chemische Reaktionen.- 4.4. Die Enthalpie.- 4.4.1. Der Heßsche Satz und die Bildungsenthalpien chemischer Verbindungen.- 5. Der Entropiesatz oder der 2. Hauptsatz der Thermodynamik.- 5.1. Wärme und Arbeit, Wärmekraftmaschinen.- 5.1.1. Isotherme reversible Kompression.- 5.1.2. Adiabatische reversible Kompression.- 5.1.3. Maschinen.- 5.1.3.1. Der Carnotsche Kreisprozeß.- 5.1.4. Irreversibilität.- 5.2. Die Entropie.- 5.2.1. Abgeschlossene Systeme.- 5.2.2. Geschlossene Systeme.- 5.2.2.1. Entropienänderungen.- 5.2.2.2. Gleichgewichtsbedingungen.- 5.2.2.3. Freie Energie, freie Enthalpie und chemisches Potential.- 6. Gleichgewichte.- 6.1. Phasengleichgewichte.- 6.1.1. Phasengleichgewichte von Systemen, bei denen nur ein Stoff durch eine Phasengrenze tritt.- 6.1.1.1. Gleichgewichte zwischen reinen Phasen.- 6.1.1.2. Gleichgewichte zwischen reinen Phasen und Mischphasen.- 6.1.2. Phasengleichgewichte von Systemen, bei denen mehrere Stoffe durch eine Phasengrenze treten.- 6.1.2.1. Flüssigkeits-Dampf-Gleichgewichte.- 6.1.2.2. Mischungslücken.- 6.1.2.3. Erstarrung flüssiger Zweikomponentengemische.- 6.2. Chemische Gleichgewichte.- 6.3. Die chemische Affinität.- 6.4. Simultanes chemisches und Phasengleichgewicht von Elektrolyten.- 6.4.1. Potentialdifferenzen an Phasengrenzflächen.- 6.4.1.1. Phasengrenzflächen.- 6.4.1.2. Der Durchtritt von Teilchen durch die Phasengrenzfläche.- 6.4.1.3. Potentialdifferenzen von Phasen, Einzelpotentiale.- 6.4.2. Interionische Wechselwirkungen.- 6.4.2.1. Die Debye-Hückel-Theorie der interionischen Wechselwirkung.- 6.4.3. Potentialbestimmende Reaktionen.- 6.4.3.1. Einfache Elektroden.- 6.4.3.2. Mehrfache Elektroden.- 6.4.4. Galvanische Elemente.- 6.4.4.1. Die Messung der Einzelpotentiale, Spannungsreihe.- 6.4.4.2. Die EMK galvanischer Elemente.- 6.4.5. Anwendungen von EMK-Messungen.- 6.4.5.1. pH-Messungen.- 6.4.5.2. Potentiometrische Titrationen.- 7. Zusammenfassung.- III Makroskopische Systeme im Potentialgefälle.- 1. Leitfähigkeit von Elektrolytlösungen.- 1.1. Grundbegriffe, Definitionen.- 1.2. Überführungszahlen.- 1.3. Konzentrationsabhängigkeit der Leitfähigkeit.- 1.3.1. Schwache und starke Elektrolyte.- 1.3.2. Das Kohlrauschsche Quadratwurzelgesetz.- 1.3.3. Die Debye-Hückel-Onsager-Theorie.- 1.4. Die Additivität der Grenzleitfähigkeiten.- 1.5. Anwendungen von Leitfähigkeitsmessungen (Konduktometrie).- 1.5.1. Leitfähigkeitstitration.- 1.5.2. Kinetische Messungen.- 1.5.3. Bestimmung des Dissoziationsgrades, der Löslichkeit und des Hydrolysegrades….- 2. Elektrodenpolarisation.- 2.1. Die Grundpolarisationsarten.- 2.2. Die Konzentrationspolarisation.- 2.2.1. Chemische Polarisation, Zersetzungsspannung.- 2.2.2. Diffusionspolarisation.- 2.2.3. Polarographie.- 2.3. Durchtrittspolarisation.- 2.4. Zusammenfassung.- 3. Chemische Reaktionskinetik.- 3.1. Möglichkeiten und Grenzen.- 3.2. Molekularität und Ordnung einer Reaktion.- 3.2.1. Reaktion nullter Ordnung.- 3.2.2. Reaktion 1. Ordnung.- 3.2.3. Reaktion 2. Ordnung.- 3.2.3.1. Der Fall A + B C.- 3.2.3.2. Der Fall 2 A ? C.- 3.2.4. Kenndaten von Reaktionsordnungen.- 3.3. Bestimmung der Reaktionsordnung.- 3.3.1. Reaktion 1. Ordnung A ? B.- 3.3.2. Reaktion 2. Ordnung A + B ? C.- 3.3.3. Reaktion 2. Ordnung 2 A ? C.- 3.3.4. Reduzierte Reaktionsordnungen.- 3.4. Komplexe Reaktionen.- 3.4.1. Gegenreaktionen.- 3.4.2. Parallelreaktionen.- 3.4.3. Folgereaktionen.- 3.5. Die Bodenstein-Hypothese.- 3.6. Prüfung der Komplexität von Reaktionen.- 3.7. Die Temperaturabhängigkeit der Geschwindigkeitskonstante.- 3.8. Modelle für das Geschehen im „Reaktionsknäuel“.- 3.8.2. Stoßtheorie.- 3.8.3. Die Theorie des Übergangszustandes.- 3.9. Zusammenfassung.- Anhang 1.- Anhang 2.- Sachwortverzeichnis.

O autorze

Hermann Rau hat das Fachgebiet Physikalische Chemie an der Universität Hohenheim vertreten. Er hat in Tübingen und München Chemie studiert, in Tübingen bei Prof. Kortüm promoviert, ein Jahr am Biophysics Department der Michigan State University gearbeitet und 1972 in Tübingen habilitiert. Danach baute er in Hohenheim die Physikalische Chemie als Fach auf, wo er 30 Jahre lang als Abteilungsvorsteher und Fachgebietsleiter in Forschung und Lehre tätig war. Er hat ca. 100 Arbeiten publiziert, vor allem auf den Gebieten Spektroskopie und Photochemie von Azoverbindungen, asymmetrische Photochemie und lichtinduzierte Elektronenübertragung. Er hat an der Washington State University und der Université Bordeaux gearbeitet und Funktionen in der Fachgruppe Photochemie der GDCh und der European Photochemistry Association wahrgenommen.