n = V Lsg m n l mol Grundwissen 9. Klasse Chemie (NTG) Analytische Chemie Stoffmenge n Molare Masse M Molares Volumen V M Stoffmengenkonzentration c

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1 Grundwissen 9. Klasse Chemie (NTG) 1. Analytische Chemie und Stöchiometrie Analytische Chemie Untersuchung von Reinstoffen und Stoffgemischen mit dem Ziel diese eindeutig zu identifizieren (= qualitativer Nachweis) oder deren Menge zu bestimmen (= quantitativer Nachweis). Stoffmenge n Die Menge eines Stoffes, die eine Teilchenanzahl N von genau 6, (=Avogadro-Konstante N A ) aufweist, wurde als Stoffmenge n = 1 mol festgelegt. n = N NA Molare Masse M Molares Volumen V M Stoffmengenkonzentration c Die molare Masse M eines Stoffes (Einheit: g/mol) ist die Masse eines Mols, also die Masse von 6, Teilchen, des bestimmten Stoffes. Die molare Masse M wird mit Hilfe des PSE ermittelt! M = m n Das molare Volumen V M eines Gases ist das Volumen, das 1 mol des Gases bei Normbedingungen (0 C, 1013 mbar Druck) einnimmt. Das molare Volumen ist für alle idealen Gase gleich groß. V M = n m = 22,4 l mol Die Stoffmengenkonzentration c (Einheit: mol/l) ist der Quotient aus der Stoffmenge n des gelösten Stoffes und dem Volumen der Lösung. c = n V Lsg

2 2. Molekülstruktur und zwischenmolekulare Kräfte Orbital Den Raum, in dem sich ein Elektron mit einer Wahrscheinlichkeit von 99% aufhält, bezeichnet man als Orbital. Jedes Orbital kann maximal 2 Elektronen aufnehmen. Räumliche Strukturformeln (EPA-Modell) Elektronegativität (=EN) Prinzip: Die Bindungspartner ordnen sich um das Zentralatom so an, dass alle Elektronenpaare einen möglichst großen Abstand haben (Abstoßung!). Wichtige Strukturen: Tetraeder: 109,5 ; Gewinkelt: < 120 Trigonal-Planar: 120 Linear: 180 Die Elektronegativität ist ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms bindende Elektronenpaare zu sich zu ziehen. Die EN steht im PSE! 109,5 Tetraeder am Bsp. Methan CH 4 Polare Atombindung Unpolare Atombindung Eine polare Atombindung liegt vor, wenn das bindende Elektronenpaar auf Grund einer großen Elektronegativitätsdifferenz ( EN = 0,5 1,7) asymmetrisch zu einem Bindungspartner hin verschoben ist. Es entstehen Partialladungen. δ+ δ- H Cl Eine unpolare Atombindung liegt vor, wenn das bindende Elektronenpaar auf Grund einer geringen Elektronegativitätsdifferenz ( EN < 0,5) gleichmäßig verteilt ist. Cl Cl

3 Permanente Dipole Moleküle, die 1. eine polare Atombindung aufweisen und 2. bei denen die Ladungsschwerpunkte der Partialladungen nicht zusammenfallen sind permanente Dipole. Zwischenmolekulare Kräfte Physikalische Eigenschaften Van-der Waals Kräfte Moleküle werden in Feststoffen und Flüssigkeit durch zwischenmolekulare Kräfte zusammengehalten. Die Zwischenmolekularen Kräfte sind (aufsteigende Folge): Van der Waals-Kräfte Dipol-Dipol-Wechselwirkungen Wasserstoff-Brücken-Bindungen Die physikalischen Eigenschaften eines Stoffes sind abhängig von den zwischenmolekularen Kräften: 1. Schmelz- und Siedepunkte: Je größer die zwischenmolekularen Kräfte, desto höher sind Schmelz- bzw. Siedepunkt. 2. Löslichkeit: Je ähnlicher die zwischenmolekularen Kräfte zw. Stoff und Lösungsmittel, desto besser die Löslichkeit ( Gleiches löst sich in Gleichem ). Diese beruhen auf der elektrostatischen Anziehung zwischen spontanen und induzierten Dipolen bei Atomen und Molekülen. VdW-Kräfte nehmen mit steigender Oberfläche eines Moleküls zu. Die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen permanenten Dipolen nennt man Dipol-Dipol-Wechselwirkungen. Dipol-Dipol-Wechselwirkungen δ+ δ- δ- δ+ δ+ δ- δ+ δ- antiparallel Kopf-Schwanz

4 Wasserstoffbrückenbindungen Voraussetzungen für die Entstehung von Wasserstoffbrückenbindungen: 1. Wasserstoffatom an stark elektronegatives Atom (F, O, N) gebunden; 2. Freies Elektronenpaar an einem stark elektronegativen Atom; δ- δ+ δ- δ+ O H O H δ+ δ+ H H 3. Säure-Base Chemie Farbstoffe, deren Farbe davon abhängt, ob sie sich in saurer, neutraler oder alkalischer Lösung befinden. Indikatoren Sauer Neutral Alkalisch Bromthymolblau gelb grün blau Lackmus rot blau blau Phenolphthalein farblos farblos pink Säuren Protonendonatoren = Teilchen, die mindestens ein polar gebundenes Wasserstoffatom aufweisen und daher Protonen abgeben. Protonenakzeptoren = Teilchen, die mindestens ein freies Elektronenpaar aufweisen und daher Protonen aufnehmen. Basen Protolysen = Säure-Base Reaktionen Protonenübergang; dabei geht ein Proton von einer Säure (HA) auf eine Base (B) über. Donator-Akzeptor-Prinzip HA + B A + HB + Protolysen sind umkehrbare Reaktionen!

5 Ampholyt Teilchen, das je nach Reaktionspartner als Säure oder Base reagiert. Bsp.: Wasser, Hydrogensulfat-Anion Stoffebene: Wässrige Lösung, die Oxoniumionen H 3 O + aufweist. Saure Lösung = Säure ACHTUNG! Begriff Säure sowohl auf Teilchenebene (vgl. Säuren ) als auch auf Stoffebene verwendet!!! Stoffebene: Wässrige Lösung, die Hydroxid- Ionen OH - aufweist. Alkalische Lösung = Lauge Bindungsspaltung Homolytisch: Bindendes Elektronenpaar gleichmäßig auf beide Atome verteilt: Es entstehen Radikale. Heterolytisch: Bindendes Elektronenpaar ganz auf eines der beiden Atom übertragen: Es entstehen Ionen. Säure + Lauge Salz + Wasser + A B A B A B A + + B Neutralisationsreaktion Allgemeines Beispiel: HA + MeOH MeA + H 2 O

6 Korrespondierende Säure-Base Paare ph-wert Durch Protonenabgabe (Protolyse) entsteht aus einer Säure ihre korrespondierende Base und umgekehrt. An einer Protolyse sind immer zwei korrespondierende Säure-Base-Paare beteiligt: Der ph-wert ist der negative dekadische Logarithmus der Oxonium-Ionen- Konzentration einer Lösung: ph < 7: sauer + + korrespondierend korrespondierend HA B A HB + ph = 7: neutral ph > 7: alkalisch ph = - lg c(h3o + ) 4. Redoxchemie Elektronenabgabe Die Oxidationszahl erhöht sich. Oxidation Elektronenaufnahme Die Oxidationszahl verringert sich. Reduktion Redoxreaktion Elektronenübergang von einem Teilchen auf ein anderes Donator-Akzeptor-Prinzip Bsp.: Oxidation: Fe Fe e - Reduktion: Cu e - Cu Redox: Fe + Cu 2+ Cu + Fe 2+ Redoxreaktionen sind umkehrbar!

7 Elektronenakzeptor = Teilchen, das andere Teilchen oxidiert und selbst reduziert wird, also selbst Elektronen aufnimmt. Oxidationsmittel Elektronendonator = Teilchen, das andere Teilchen reduziert und selbst oxidiert wird, also selbst Elektronen abgibt. Reduktionsmittel Korrespondierende Redox Paare Bei einer Redoxreaktion entsteht aus dem Elektronendonator der dazugehörige Elektronenakzeptor und umgekehrt. An einer Redoxreaktion sind immer zwei korrespondierende Redoxpaare beteiligt. Oxidationszahlen (OZ) Aufstellen von Redoxreaktionen (Karteikarte 1) Oxidationszahlen sind ein Hilfsmittel zum Aufstellen von Redoxreaktionen. Wichtige Regeln zur Bestimmung der OZ: 1. Elemente immer 0 2. Summe der OZ in Verbindungen entspricht der Ladungszahl. 3. Wasserstoff in Verbindung mit Nichtmetallen +I 4. Sauerstoff in Verbindung II (Peroxide:-I) Vorgehen: 1. Anschreiben von Edukten und Produkten: Ausgleich aller Atome außer Wasserstoff und Sauerstoff 2. Bestimmung der Oxidationszahlen Ox./Red. festlegen 3. Oxidations Teilgleichung abgegebene Elektronen rechts Ladungsausgleich (OH - oder H 3 O + ) Stoffausgleich (H 2 O)

8 Aufstellen von Redoxreaktionen (Karteikarte 2) Vorgehen (Fortsetzung): 4. Reduktions Teilgleichung abgegebene Elektronen links Ladungsausgleich (OH - oder H 3 O + ) Stoffausgleich (H 2 O) 5. Gesamtgleichung aufstellen Elektronenausgleich durch Multiplikation der Teilgleichungen mit kleinstem gemeinsamen Vielfachen evtl. OH - / H 3 O + bzw. H 2 O kürzen Durch Anlegen einer Gleichspannung erzwungene, also energieaufwendige Redoxreaktion. Elektrolyse

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