1 Stoffe. 2 Chemische Reaktionen. 1.1 Teilchenmodell. 1.2 Einteilung von Stoffen. 2.1 Kennzeichen

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1 1 Stoffe 1.1 Teilchenmodell Stoffe bestehen aus kleinsten Teilchen. Sie können in folgenden Aggregatzuständen auftreten: Der Raum zwischen den Teilchen ist leer Die Teilchen verschiedener Stoffe unterschieden sich in ihrer Größe Zwischen den Teilchen wirken Anziehungskräfte Sie sind ständig in Bewegung (je wärmer, desto heftiger) 1.2 Einteilung von Stoffen 2 Chemische Reaktionen 2.1 Kennzeichen Stoffumwandlung: Bei chemischen Reaktionen findet eine Umgruppierung von Teilchen statt. Ausgangsstoffe (Edukte) werden verbraucht und Endstoffe (Produkte) mit neuen charakteristischen Eigenschaften werden gebildet. Energieumsatz: Chemische Reaktionen verlaufen exotherm oder endotherm. Massenerhaltung: Die Masse der Produkte ist gleich der Masse der Edukte. konstante Massenverhältnisse: Edukte reagieren miteinander in einem bestimmten Massenverhältnis. Die Produkte enthalten die Elemente in einem konstanten Atomanzahlverhältnis. Reaktionstypen: 2.2 Reaktionsgleichungen Sie ist eine Kurzbeschreibung einer chemischen Reaktion mit Elementsymbolen und Formeln. Die vor den Formeln stehenden Faktoren beschreiben das Verhältnis der Teilchenzahlen: 2 Cu (s) + I 2 (g) 2CuI (s) ; exotherm Die Zustandsformen der Stoffe werden in Klammern gesetzt: fest (s), flüssig (l), gasförmig (g), in Wasser gelöst (aq)

2 2.3 Reaktionsbedingungen Der Verlauf chemischer Reaktionen wird von verschiedenen Faktoren beeinflusst. Eine Temperaturerhöhung ermöglicht meist erst viele Reaktionen; chemische Reaktionen verlaufen bei höherer Temperatur schneller. Eine Erhöhung der Konzentration der Reaktionspartner beschleunigt die Reaktion. Je größer der Zerteilungsgrad der Reaktionspartner, desto schneller läuft die Reaktion ab. 2.4 Vom Namen zur Formel Um eine chemische Formel aufzustellen, braucht man die Wertigkeit der entsprechenden Elemente. Regeln zur Bestimmung der Wertigkeit: 1. Wasserstoff hat immer die Wertigkeit I 2. Sauerstoff hat in der Regel die Wertigkeit II 3. Fluor, Chlor, Brom und Iod haben in der Regel die Wertigkeit I 4. Im Elementarzustand besitzen alle Elemente die Wertigkeit 0! Wertigkeit der Hauptgruppenelemente: Hauptgruppe I II III IV V VI VII VIII Wertigkeit I II III IV III II I O Für eine binäre Verbindung A a B b gilt: Wertigkeit (A) * Index a = Wertigkeit (B) * Index b Manche Elemente (z.b. Kohlenstoff) nehmen je nach Verbindung unterschiedliche Wertigkeiten an. Zur eindeutigen Benennung: Verwendung der Zahlwörter (CO 2 : Kohlenstoffdioxid) Die aktuelle Wertigkeit wird dem Element als römische Zahl in Klammern nachgestellt (Cu 2 O: Kupfer(I)-oxid bzw. CuO: Kupfer(II)-oxid) Zahlwörter entfallen Dies gilt nur, wenn in der Verbindung A a B b A ein Metall ist 2.5 Von der Formel zur Reaktionsgleichung 1. Welche Stoffe reagieren miteinander, welche Stoffe entstehen? (Namensgleichung! ) 2. Aufschreiben der Formeln der Edukte und der Produkte (sie dürfen später nicht mehr verändert werden!) - Wichtig: Folgende Nichtmetalle liegen als zweiatomige Moleküle vor: H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 3. Ausgleichen der Reaktionsgleichung mit Hilfe von Koeffizienten, NIEMALS (!) durch Änderung der Indices - Auf beiden Seiten müssen gleich viele Atome vorhanden sein (Massenerhaltungssatz)! Die jeweilige Atomanzahl ist das Produkt aus Koeffizient und Index! Beispiel: Die Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff zu Wasser ( Knallgasreaktion ) 1. Wasserstoff + Sauerstoff Wasser 0 0 I II 2. H 2 + O 2 H 2 O 3. 2 H 2 + O 2 2 H 2 O

3 3 Stoffmenge und Teilchenzahlen 3.1 Volumenverhältnisse bei Gasreaktionen Gase reagieren stets in ganzzahligen Volumenverhältnissen miteinander. 3.2 Avogadrosches Gesetz Gasförmige Stoffe enthalten bei gleichem Volumen, gleichem Druck und gleicher Temperatur gleich viele Teilchen 3.3 Stoffmenge und Mol Das Mol ist die Einheit der Stoffmenge n. Eine Stoffportion hat die Stoffmenge n=1mol, wenn sie 6,022*10 23 Teilchen (Atome oder Moleküle) besitzt. Mit der Avogadro-Konstanten N A lassen sich Stoffmenge n und Teilchenanzahl N ineinander umrechnen: 3.4 Molare Masse A Die molare Masse ist der Quotient aus der Masse und der Stoffmenge einer Stoffportion: Einheit: Die molare Masse eines Elements entspricht mit ihrem Zahlenwert dem der Atommasse. Nur die Einheiten sind verschieden. Die molare Masse einer Verbindung erhält man durch Addition der molaren Massen der Elemente. 3.5 Molares Volumen Das molare Volumen ist der Quotient aus dem Volumen und der Stoffmenge einer Stoffportion: Einheit: Beispiel: Synthese von Wasserdampf 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (g) V(H 2 ) : V(O 2 ) : V(H 2 O) = 2 : 1 : 2 Das molare Volumen der Gase nimmt bei konstantem Druck mit steigender Temperatur zu. Bei Raumtemperatur und normalem Druck hat es den Wert: V m (Gase, 20 C, 1013hPa) = 24 l/mol (gerundet) Literaturwert: 22,4 l/mol (0 C, 1013hPa) 3.6 Stöchiometrisches Rechnen Das folgende Schema dient zur Berechnung der Stoffmenge n, der Masse m und dem Volumen V der an einer Reaktion beteiligten Stoffe:

4 4 Atome 4.1 Daltons Atommodell Jedes Element besteht aus Atomen, die nicht weiter teilbar sind Atome können durch chemische Vorgänge weder vernichtet noch neu erzeugt werden. Atome eines Elements haben die gleiche Größe und die gleiche Masse. Sie unterscheiden sich von Atomen anderer Elemente durch ihre Masse. Es gibt also genauso viele Atomarten, wie es Elemente gibt. Bei chemischen Reaktionen erfolgt eine Umgruppierung der Atome der Edukte, die anschließend in bestimmten Anzahlverhältnissen miteinander neu verknüpft werden. Upgrade des Daltonschen Atommodells: Atome sind teilbar und bestehen aus Elementarteilchen (Protonen, Neutronen und Elektronen) Durch Kernreaktionen können Atome verschiedener Elemente ineinander umgewandelt werden Atome eines Elements können sich in ihrer Masse unterscheiden Isotope (=unterschiedliche Neutronenanzahl) 4.2 Atombau Atome besitzen einen positiv geladenen Atomkern, der aus Nukleonen (Protonen & Neutronen) besteht und fast die gesamte Masse des Atoms enthält Die Ordnungszahl der Elemente stimmt mit der Protonenzahl (Kernladungszahl) überein Symbolschreibweise für Elemente: Atommasse [u] Elementsymbol Ordnungszahl Die Atomhülle wird durch negativ geladene Elektronen gebildet und ist in Energiestufen gegliedert, welche räumlich als Schalen veranschaulicht werden Schalenmodell Die Schalen werden von innen nach außen mit Elektronen besetzt, wobei die maximale Anzahl an Elektronen pro Schale 2n 2 (n = Schalennummer) beträgt Elektronen der äußersten Schale werden als Valenzelektronen bezeichnet. Sie bestimmen das chemische Verhalten der Elemente 4.3 Periodensystem Das Periodensystem enthält alle wichtigen Informationen zum Atombau eines Elements: siehe Abbildung! Elemente einer Gruppe stehen untereinander und werden mit den römischen Zahlen I (Alkalimetalle) bis VIII (Edelgase) gekennzeichnet. Elemente einer Periode stehen nebeneinander und werden mit den Zahlen 1 bis 7 bezeichnet Metalle stehen im PSE links/unten, Nichtmetalle stehen rechts/oben Mit Hilfe des PSE lässt sich vorhersagen, ob bei einer Reaktion ein Salz oder eine Molekülverbindung entsteht: Metall + Nichtmetall Salz Nichtmetall + Nichtmetall Molekülverbindung Metalle Nichtmetalle Halbmetalle

5 5 Metalle 5.1 Eigenschaften der Metalle Metallischer Glanz Gute elektrische Leitfähigkeit Gute Wärmeleitfähigkeit 5.2 Metallbindung Nach dem Elektronengas-Modell ist ein Metall aus positiv geladenen Atomrümpfen (Metall-Kationen) und frei beweglichen Elektronen (Elektronengas) aufgebaut Im Metallgitter besetzen die positiv geladenen Metall-Kationen die Gitterplätze Verformbar Hohe Schmelz- & Siedetemperaturen 5.3 Gewinnung von Metallen Aus Erzen, Mineralien mit hohem Anteil an Metall-Ionen Eisen wird in Hochöfen aus Eisenerzen und Koks gewonnen Aluminium, Natrium und hochreines Kupfer werden durch Elektrolyse gewonnen 5.4 Legierungen Metalle werden im geschmolzenen Zustand vermischt, wodurch sich die Eigenschaften verbessern 6 Ionen 6.1 Aufbau und Bildung Ionen sind elektrisch geladene Teilchen. Metalle bilden positiv geladene Kationen, Nichtmetalle (außer Wasserstoff) bilden negativ geladene Anionen Ionen der Hauptgruppen-Elemente haben wie Edelgasatome eine voll besetzte Außenschale (Edelgaskonfiguration) und sind somit stabil (Oktett- bzw. Edelgasregel) Metalle sind Elektronen-Donatoren, Nichtmetalle Elektronen-Akzeptoren Die Ionenbildung kann in der Elektronenschreibweise dargestellt werden: 6.2 Ionenverbindungen Mg Mg e - Ionen sind Bausteine der Salze und salzartigen Stoffe und werden durch Ionenbindungen zusammengehalten Eigenschaften der Salze und salzartigen Stoffe: - Hart und spröde; die Kristalle zerbrechen meist in Bruchstücke mit gleicher Kristallform - Besitzen meist eine sehr hohe Schmelz- und Siedetemperatur - Gut wasserlöslich - Leiten in Lösung und als Schmelze den elektrischen Strom - Als kristalline Feststoffe elektrische Nichtleiter (Isolatoren) 6.3 Ionengitter Im Ionengitter bilden die Ionen eine möglichst dichte Packung, wobei die verschiedenartig geladenen Ionen abwechselnd bestimmte Plätze besetzen Die Koordinationszahl gibt die Anzahl der Ionen an, die ein entgegengesetzt geladenes Ion unmittelbar umgeben

6 7 Moleküle 7.1 Elektronenpaarbindung und Oktettregel Moleküle bestehen aus Nichtmetall-Atomen, die durch gemeinsame Elektronenpaare miteinander verbunden sind (Elektronenpaar-Bindung/ Atombindung/ kovalente Bindung). Somit erreicht jedes Nichtmetall-Atom in Molekülen die Edelgaskonfiguration Die Edelgaskonfiguration bezieht sich auf eine voll besetzte Außenschale (Helium: 2 Valenzelektronen; alle anderen Edelgas-Atome: acht Valenzelektronen) Die Bindungselektronen zählen zu jedem Bindungspartner Wasserstoff-Atome haben in Verbindungen zwei Valenzelektronen ( Helium); die anderen Nichtmetall- Atome haben in Verbindungen acht Valenzelektronen (Oktettregel) 7.2 LEWIS-Formel In den LEWIS-Formeln für Moleküle werden bindende und nichtbindende Elektronenpaare durch Striche und einzelne Elektronen als Punkt dargestellt Neben Einfachbindungen sind auch Mehrfachbindungen zwischen den Atomen möglich Beispiel: Für Ionenverbindungen gibt es keine LEWIS-Formeln 7.3 Elektronenpaarabstoßungs-Modell (VSEPR-Modell) Mit diesem Modell lässt sich die räumliche Struktur von Molekülen aus der LEWIS-Formel herleiten Nach der Oktettregel sind die Atome im Molekül von vier Elektronenpaaren umgeben, die sich gegenseitig abstoßen. Meist ergibt sich eine Tetraeder-Geometrie: Mehrfachbindungen werden in der Art der Abstoßung wie Einfachbindungen behandelt Frei Elektronenpaare brauchen mehr Platz als bindende Elektronenpaare 7.4 VAN-DER-WAALS-Wechselwirkungen Diese schwachen Anziehungskräfte wirken zwischen Molekülen Je größer das Molekül, desto stärker die Wechselwirkungen: Bei 25 C: Fluor F 2 (g) Chlor Cl 2 (g) Brom Br 2 (l) Iod I 2 (s) 7.5 Elektronegativität und polare Bindung Atome verschiedener Elemente unterscheiden sich in ihrer Elektronegativität und ziehen somit das gemeinsame Elektronenpaar in einer Bindung unterschiedlich stark an Das Atom mit der höheren Elektronegativität weist eine negative Partialladung auf (δ - ), das andere eine positive (δ + ). Die Bindung ist polar Mit der Polarität der Bindung steigen Schmelz- und Siedetemperatur, da zusätzliche Gitterkräfte überwunden werden müssen Dipol-Moleküle sind nach außen elektrisch neutrale Moleküle, bei denen die Schwerpunkte positiver und negativer Partialladungen im Molekül nicht zusammenfallen: Sie besitzen einen positiven und einen negativen Pol: Dipol-Molekül: kein Dipol-Molekül: Zwischen Dipol-Molekülen liegen Dipol-Dipol-Wechselwirkungen vor

7 7.6 Wasserstoffbrücken-Bindungen Voraussetzung zur Ausbildung dieser zwischenmolekularen Wechselwirkungen ist ein positiv polarisiertes H-Atom und ein freies Elektronenpaar an einem stark elektronegativen O-Atom, N-Atom oder F-Atom Stärke: VAN-DER-WAALS-Wechselwirkungen < Wasserstoffbrücken-Bindungen < Elektronenpaar-Bindungen 7.7 Ionenladung Partialladung Formalladung Wenn ein Ion oder ein Molekül als Ganzes eine Ladung trägt, spricht man von einer Ionenladung Beispiel: H 3 O +, OH -, Cl - Liegt in einem Molekül eine polare Atombindung vor, treten an den Atomen Partialladungen auf Beispiel: In LEWIS-Formeln werden Ladungen einzelnen Atomen zugeordnet Formalladungen. Im Unterschied zu Ionenladungen werden sie eingekreist. Berechnung: Valenzelektronen des freien Atoms (freie Elektronen im Molekül + ½ Bindungselektronen im Molekül) Beispiel:

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