Chemische Gesetze und Atomtheorie: Von Lavoisier bis Avogadro

Grundlagen der Chemie: Wichtige Gesetze und Theorien

Die systematische Untersuchung chemischer Reaktionen, basierend auf Experimenten und der Messung der Massen beteiligter Stoffe, führte zu den fundamentalen Gesetzen der Chemie und etablierte die Chemie als Wissenschaft.

A) Das Gesetz von der Erhaltung der Masse (Lavoisier)

In einer chemischen Reaktion ist die Summe der Massen der Reaktanten gleich der Summe der Massen der Produkte.

Beispiel:

Radierung + Soda → Salz + Wasser

HCl + NaHCO₃ → NaCl + H₂O

Massenbilanz: 36,5 g + 40 g → 58,5 g + 18 g (Gesamt: 76,5 g → 76,5 g)

Eine allgemeinere Aussage, die das Gesetz der Erhaltung der Masse erweitert, besagt: Bei jedem experimentellen Prozess wird Masse-Energie weder erzeugt noch zerstört, sondern transformiert. Die Einbeziehung der Energieerhaltung ist eine Konsequenz der Relativitätstheorie, die Masse und Energie durch die Gleichung verbindet:

E = mc²

• E → Energie
• m → Masse
• c → Lichtgeschwindigkeit (c ≈ 300.000 km/s)

In chemischen Reaktionen ist die Umwandlung von Masse in Energie aufgrund der geringen Mengen vernachlässigbar klein, weshalb das erste Gesetz (Masseerhaltung) weiterhin anwendbar ist.

B) Das Gesetz der konstanten Proportionen (Proust)

Die Elemente, die eine Verbindung bilden, tun dies stets in einem festen Massenverhältnis, unabhängig davon, wie oder woraus die Verbindung gewonnen wurde.

Beispiel: Kaliumchlorid (KCl) erfüllt stets das Verhältnis:

m(K) / m(Cl) = 20 / 18,205

Wenn 20 g Kalium mit 20 g Chlor in Kontakt gebracht werden, reagieren nur 20 g Kalium mit 18,205 g Chlor; der übrige Teil des Chlors bleibt unverbraucht.

Abweichungen vom Proust'schen Gesetz

Das Gesetz wird aus folgenden Gründen nicht immer exakt erfüllt:

• Die durchschnittliche Atommasse hängt von der Isotopenzusammensetzung des Elements ab (die je nach Herkunft variieren kann).
• Einige feste ionische Verbindungen entsprechen dem Gesetz nicht, da Defekte im Kristallgitter auftreten (z. B. Fehlstellen). Diese werden als nicht-stöchiometrische Verbindungen bezeichnet.

Atomhypothese von Dalton

Dalton versuchte, die Gesetze von Lavoisier und Proust durch eine Theorie zu erklären, die als Atomtheorie bekannt ist. Ihre Grundsätze sind:

1. Chemische Elemente bestehen aus Atomen. Dalton betrachtete Atome als unteilbare, unzerstörbare, winzige Partikel.
2. Atome desselben Elements sind alle gleich und besitzen die gleichen Eigenschaften.
3. Chemische Reaktionen beinhalten die Vereinigung oder Trennung ganzer Atome.
4. Zwei oder mehr Atome verbinden sich zu Molekülen. Moleküle sind die kleinsten Teilchen, die eine Verbindung bilden.

C) Das Gesetz der multiplen Proportionen (Dalton)

Wenn eine Masse m₊ eines Elements A mit einer Masse mₛ eines Elements B eine Verbindung bildet und eine andere Masse m'₊ desselben Elements A mit derselben Masse mₛ ein anderes Element bildet, dann stehen die Massen m₊ und m'₊ in einem Verhältnis kleiner ganzer Zahlen.

D) Das Gesetz der reziproken Proportionen (Richter)

Die Massen verschiedener Elemente (m₊, mₛ, mₜ), die sich jeweils mit derselben Masse m eines anderen Elements verbinden, stehen zueinander in Verhältnissen, die den relativen Massen entsprechen, mit denen sie sich untereinander verbinden, oder Vielfache bzw. Teile davon sind.

Volumetrische Gesetze und das Molkonzept

2. Das Gesetz der Volumenkombinationen (Gay-Lussac)

Dies ist ein Gesetz, das sich auf Volumina bezieht und nur für Gase gilt. Es besagt: Die Volumina gasförmiger Stoffe, die an einer chemischen Reaktion beteiligt sind (gemessen unter gleichen Druck- und Temperaturbedingungen), verhalten sich zueinander in einem Verhältnis einfacher ganzer Zahlen.

Gay-Lussac bemerkte auch, dass die Summe der Volumina der Reaktanten immer größer ist als die Summe der Volumina der Produkte.

3. Die Hypothese von Avogadro

Gleiche Volumina verschiedener Gase enthalten unter gleichen Druck- und Temperaturbedingungen die gleiche Anzahl von Molekülen.

4. Atomare und Molekulare Massen. Die Avogadro-Zahl (mol)

Die Avogadro-Zahl ist eine Konstante mit dem Wert: Nₐ ≈ 6,022 × 10²³.

Das Mol

Das Mol ist die SI-Einheit der Stoffmenge und wird wie folgt definiert: Ein Mol ist die Stoffmenge, die die gleiche Anzahl von Elementarteilchen enthält, wie Atome in 12 Gramm des Kohlenstoff-12-Isotops enthalten sind. Genau diese Menge ist die Avogadro-Zahl (6,022 × 10²³ Atome).

Atommasse und UMA

Die Masse eines einzelnen Atoms ist extrem klein. Zum Beispiel beträgt die Masse eines C-12-Atoms etwa 1,99 × 10⁻²³ g. Um die Masse von Atomen zu messen, wird die Atomare Masseneinheit (UMA) verwendet.

Die UMA ist definiert als ein Zwölftel der Masse eines Kohlenstoff-12-Atoms.