Grundlagen. Maximilian Ernestus Waldorfschule Saarbrücken

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1 Grundlagen Maximilian Ernestus Waldorfschule Saarbrücken 2008/2009

2 Inhaltsverzeichnis 1 Chemische Elemente 2 2 Das Teilchenmodell 3 3 Mischungen und Trennverfahren 4 4 Grundgesetze chemischer Reaktionen 5 5 Die Atomhypothese von Dalton 6 6 Stoffmenge und Teilchenzahl 7 7 Das Gesetz von Avogadro 8 8 Das Periodensystem der Elemente(PSE) 9 9 Das Atommodell von Rutherford Das Schalenmodell der Elektronenhülle (1913) Die erste 18 Elemente im Schalenmodell Die Atombindung Oktettregel Doppel und Dreifachbindungen Moleküle als Dipole Die Ionenbindung Überprüfung der Leitfähigkeit von Wasser, festem Kochsalz und Kochsalzlösung Wie sind Na und Cl miteinander verbunden? Was passiert, wenn ein NaClKristall in Wasser löst? Elektrolyse von KupferchloridLösung Formeln von Ionenverbindungen 18 1

3 Kapitel 1 Chemische Elemente 2

4 Kapitel 2 Das Teilchenmodell 3

5 Kapitel 3 Mischungen und Trennverfahren 4

6 Kapitel 4 Grundgesetze chemischer Reaktionen 5

7 Kapitel 5 Die Atomhypothese von Dalton 6

8 Kapitel 6 Stoffmenge und Teilchenzahl 7

9 Kapitel 7 Das Gesetz von Avogadro ( ) 8

10 Kapitel 8 Das Periodensystem der Elemente(PSE) 9

11 Kapitel 9 Das Atommodell von Rutherford (1911) Aussagen des KernülleModells: Im Zentrum jeden Atoms befindet sich ein winziger, schwerer, positiv geladener Kern Er enthält über 99,9% der Masse des Atoms, ist aber mal kleiner als das ganze Atom Der Atomkern ist von einer ülle umgeben, in der sich negativ geladene, fast masselose Elektronen befinden Ein Atom ist insgesamt elektrisch neutral, da sich die positiven Ladungen des Kerns und die negativen Ladungen der ülle ausgleichen Abbildung 91: Elektronen und Protonen in einem Atom 10

12 Kapitel 10 Das Schalenmodell der Elektronenhülle (1913) Abbildung 101: Schalenmodell Insgesamt gibt es 7 Schalen Die Anzahl der Elektronen in einer Schale errechnet sich aus folgender Formel: f(x) = 2x 2 (101) Die jeweils äußere Schale kann höchstens 8 Elektronen aufnehmen 101 Die erste 18 Elemente im Schalenmodell Im Periodensystem der Elemente sind die Elemente sortiert nach steigender Protonenzahl (=Ordnungszahl) auptgruppen (=Elemente mit derselben Anzahl an Außenelektronen) Perioden (=Elemente mit derselben Anzahl an Schalen) 11

13 I II III IV V VI VII VIII 1p+ 2p+ 3p+ 4p+ 5p+ 6p+ 7p+ 8p+ 9p+ 10p+ 11p+ 12p+ 13p+ 14p+ 15p+ 16p+ 17p+ 18p+ Abbildung 102: Die erste 18 Elemente im Schalenmodell Atome mit einer voll besetzten Außenschale sind besonders stabil Alle Edelgase (VIII auptgruppe) sind wegen ihrer voll besetzten Außenschale stabil und reaktionsträge Be Kurzschreibweise nach Fischer: C F Jeder ist ein Außenelektron; zwei Außenelektronen sind ein 12

14 Kapitel 11 Die Atombindung Wenn sich zwei oder mehrere Atome über eine Atombindung miteinander verbinden, entsteht ein Molekül Die meisten Stoffe, die bei Raumtemperatur flüssig oder gasförmig sind, bestehen aus Molekülen Manche Moleküle sind nur aus einem Element aufgebaut (zb Sauerstoff O 2, Wasserstoff 2 ), die meisten Moleküle sind aus zwei oder mehr Elementen Aufgebaut Meistens sind dies Nichtmetalle Wie funktioniert die Atombindung? Die beiden Außenelektronen der Atome über 1p+ 1p+ 1p+ 1p+ Abbildung 111: Zwei Wasserstoffatome verbinden sich lagern sich Es bildet sich ein gemeinsames Elektronenpaar Dadurch werden die Atome im Molekül fest zusammen gehalten; die äußere Schale beider Atome ist voll und stabil 111 Oktettregel In einem Molekül werden so viele gemeinsame Elektronenpaare gebildet, bis jedes Atom ebensoviele Außenelektronen erhält wie ein Edelgasatom (Also in der Regel acht, bei nur einer Schale zwei) Die Bindungswertigkeit gibt die Anzahl der gemeinsamen Elektronenpaare an (sie ist gleich der Anzahl der Bindungsstriche, die in einer Strukturformel von einem Atom ausgehen) CAtom: Bindungswertigkeit 4 NAtom: Bindungswertigkeit 3 Atom: Bindungswertigkeit 1 13

15 OAtom: Bindungswertigkeit Doppel und Dreifachbindungen Atome können auch zwei oder drei gemeinsame Elektronenpaare bilden, zb O + O O 2 + O 2 Sauerstoffmolekül N N N N N N N 2 Abbildung 112: Sauerstoff und Stickstoff bilden mit sich selbst Mehrfachbindungen 14

16 Kapitel 12 Moleküle als Dipole O Im Wasserstoffmolekül ( 2 ) sind die Ladungen symmetrisch verteilt, da beide Elektronen gleichstark von den Atomkernen angezogen werden Es bilden sich keine nach außen wirkenden elektrischen Pole Deshalb spricht man von einer unpolaren Bindung Alle Moleküle, die aus zwei gleichen Atomen bestehen verhalten sich ebenso Bei Molekülen aus unterschiedlichen Atomen können die Ladungen dagegen ungleich verteilt sein δ O δ δ + Abbildung 121: Beispiel 1: Sauerstoff verbindet sich mit zwei Waserstoffatomen δ + δ 1p+ 17p+ δ δ + δ δ + Cl 1p+ 17p+ δ δ + δ + Cl Abbildung 122: Beispiel 2: Sauerstoff verbindet sich mit einem Chloratom Die Bindungselektronen werden von den 17 Protonen (p + ) im ClKern stärker angezogen als von dem 1p + im Kern Folge: Ladungsunterschiede Ein solches Molekül mit einer polaren Bindung ist ein eletrischer Dipol Die unterschiedlichen Anziehungskräfte auf die Bindungselektronen nennt man Elektronegativität (EN) Je größer die Elektronegativität zwischen zwei Elementen ist, desto polarer ist das Molekül 15

17 Kapitel 13 Die Ionenbindung Die Ionenbindung kommt vor zwischen Metallen und Nichtmetallen 131 Überprüfung der Leitfähigkeit von Wasser, festem Kochsalz und Kochsalzlösung Durchführung: Wir bauten einen Stromkreis mit einer Spannungsquelle und einer Birne Wir unterbrachen den Stromkreis einmal durch Wasser, durch Kochsalz und durch Kochsalzlösung Das Wasser und das Kochsalz ließen keinen Spannungsausgleich zu; die Birne brannte nicht Durch die Kochsalzlösung konnte die Spannungausgeglichen werden; das Birnchen leuchtete Ergebnis: Da die N acl Kristalle den elektrischen Strom nicht leiten und auch das Lösungsmittel Wasser nicht für die Leitfähigkeit verantwortlich ist, muss das N acl beim Lösungsvorgang in elektrisch geladene Teilchen zerfallen Diese heißen Ionen Positiv geladene Ionen heißen Kationen, negativ geladene Ionen heißen Anionen 132 Wie sind Na und Cl miteinander verbunden? Wenn die Elektronegativität (EN) zwischen den Atomen von zwei Elementen sehr hoch ist, dann ist keine Atombindung mehr möglich Folge: es werden zwischen Metall und Nichtmetallen Elektronen übertragen Dadurch entstehen Ionen mit einer Elektronenverteilung wie das nächststehende Edelgas Kochsalz (N acl) ist eine Ionenverbindung, die aus Na + und Cl Ionen besteht, die sich gegenseitig fest anziehen So entsteht eine feste chemische Bindung Dabei entsteht ein Kristallgitter Beispiele für Kationen: Na + (NatriumIon) } {{ }, Mg2+ } {{ }, Al3+ } {{ } alle Elemente I gr + II gr 2+ III gr 3+ Beispiele für Anionen: Cl (ChloridIon) } {{ }, O2 } {{ } alle VII gr 1e VI gr Alle Nichtmetalle bilden Anionen 16

18 11p+ 17p+ Na Na: 11p+ 10e Cl + Na Cl Cl: 17p+ 18e Abbildung 131: Das Na Atom gibt ein Elektron an das Cl Atom 133 Was passiert, wenn ein N aclkristall in Wasser löst? Na Cl Na Cl Na Cl Na Cl Na Cl Na Cl Cl Na Abbildung 132: N acl gelöst in Wasser Die Ionen werden durch die polaren Wassermoleküle aus dem Kristall herausgefiltert; das Salz löst sich auf 134 Elektrolyse von KupferchloridLösung + Cu Beobachtung: An der Anode (+Pol): Gasentwicklung; Geruch nach Chlor An Der Kathode (Pol): Abscheidung eines rotglänzenden metallischen Feststoffs (Kupfer) 17

19 Ergebnis: An der Kathode (Pol) nimmt das Cu 2+ Ion zwei Elektronen auf: Cu e Cu; es entsteht elemtares Kupfer An der Anode (+Pol) gibt das Cl Ion ein Elektron ab: Cl Cl 2 + 2e ; zwei ClAtome können sich zu dem molekularen Chlorgas Cl 2 verbinden Gesamtgleichung: Cu 2+ +2e /////// Cu 2Cl Cl 2 +2e /////// Cu 2+ 2Cl Cu Cl Formeln von Ionenverbindungen Ionenverbindungen sind nach außen elektrisch neutral, sie müssen also nach außen so viele positive wie negative Ladungen haben: (1)Na + + (1)Cl Na (1) Cl (1) Natriumchlorid (1)Mg Cl Mg (1) Cl 2 Magnesiumchlorid 2Al O 2 Al 2 O 3 Aluminiumoxid 18

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