Grundwissen Chemie 8

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1 Grundwissen Chemie 8 09/2008 StR Reitbauer Gym VIB Inhalt : 1. Grundwissen aus NT 5/ Grundwissen Chemie 8 NTG Stoffe und Reaktionen Einteilung chemischer Reaktionen Energiebeteiligung Chemische Gesetze Formeln und Reaktionsgleichungen Atombau Salze Ionenbindung Metalle Metallbindung Molekular gebaute Stoffe Elektronenpaarbindung... 6 Regeln zum Aufstellen von Valenzstrichformeln... 7 Wenn du das Grundwissen gelernt hast und es richtig anwenden kannst, passt alles zusammen! Viel Erfolg!!

2 2 J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse 1. Grundwissen aus NT 5/6 1. Aufbau der Materie Alle Stoffe sind aus kleinsten kugelförmigen Teilchen aufgebaut. Die Teilchen können unterschiedlich groß und schwer sein. Arten von Teilchen : Atome : kleinste, nicht weiter zerlegbare Teilchen, z.b. WasserstoffAtom = H, SauerstoffAtom = O Moleküle : Verband von Atomen, z.b. Wasser H 2 O, Kohlenstoffdioxid CO 2, Traubenzucker C 6 H 12 O 6 Ionen : Teilchen, die elektrisch geladen sind : Kation = positiv geladen, Anion = negativ geladen Die Teilchen besitzen eine von der Temperatur abhängige Eigenbewegung : je höher die Temperatur, desto größer die Eigengeschwindigkeit der Teilchen, desto kleiner die Anziehungskräfte zwischen den Teilchen und desto größer der Abstand zwischen den Teilchen. 2. Aggregatszustände (Zustandsformen) Jeder Stoff kann in verschiedenen Aggregatzuständen vorliegen: fest, flüssig, gasförmig. Eine Beeinflussung der Anziehungskräfte zwischen Teilchen bei Energiezufuhr bzw. Energieentzug (v.a. durch Temperatur, Druck) führt zu einer Veränderung der Bewegungsenergie (Geschwindigkeit) der Teilchen und somit zu einer Änderung des Aggregatszustandes. Bsp.: Aggregatszustände des Wassers Sublimieren gasförmig Verdampfen Kondensieren Resublimieren Schmelzen flüssig Erstarren fest (Gitter)

3 2. Grundwissen Chemie 8 NTG J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse Stoffe und Reaktionen Eine chemische Reaktion ist gekennzeichnet durch Stoffumwandlung und Energieumsatz. Reinstoffe bestehen aus einer einzigen Art von Teilchen und besitzen bei gleichen Bedingungen (Temperatur, Druck) charakteristische Eigenschaften = Kenneigenschaften : z.b. Siedepunkt [Wasser: 100 C], Schmelzpunkt [Wasser: 0 C], Dichte [Wasser: 1 g/cm 3 = 1 kg/liter], Chemische Verbindungen sind Reinstoffe, die noch in andere Stoffe zerlegt werden können. Bsp. Wasser Wasserstoff + Sauerstoff Elemente sind Reinstoffe, die chemisch nicht mehr weiter zerlegt werden können (siehe PSE). Sie bestehen aus gleichartigen Atomen. Bsp.: Wasserstoff, Sauerstoff,... Gemische bestehen aus mindestens zwei Reinstoffen, wobei jede der Eigenschaften der Reinstoffe nachgewiesen werden kann. Homogene Gemische bestehen aus einer einheitlichen Phase : Lösung : 1. homogenes Gemisch von Feststoff in Flüssigkeit, z.b. Salzwasser 2. homogenes Gemisch von Flüssigkeitströpfchen in anderer Flüssigkeit, z.b. Schnaps Heterogene Gemische bestehen aus mehreren voneinander unterscheidbaren Phasen Suspension : heterogenes Gemisch von Feststoff in Flüssigkeit, z.b. (schmutziges) Flusswasser Emulsion : heterogenes Gemisch von Flüssigkeitströpfchen in anderer Flüssigkeit, z.b. Öl/WasserGemisch Trennmethoden : Sedimentieren/Absetzen, Dekantieren/Abgießen, Filtrieren, Destillieren Luft ist ein Gasgemisch, sie besteht aus 78 % Stickstoff + 21 % Sauerstoff + 0,036% CO 2, Rest Edelgase 2.2. Einteilung chemischer Reaktionen Bei einer Vereinigung = Synthese entsteht aus mindestens zwei verschiedenen Reinstoffen ein neuer Reinstoff. Dabei wird eine chemische Bindung zwischen den Elementen geknüpft. Bei einer Zersetzung = Analyse entstehen aus einem Reinstoff mindestens zwei neue Reinstoffe. Dabei wird eine chemische Bindung zwischen den Elementen aufgelöst. Die Kopplung von Synthese und Analyse in einer Reaktion wird Umsetzung genannt. Dabei wird eine vorhandene "chemische Bindung" gelöst und eine neue Bindung hergestellt (oder mehrere Bindungen). Edukte sind Ausgangsstoffe einer Reaktion, Produkte sind Endstoffe einer Reaktion. Knallgasprobe : Treten bei der Reaktion eines unbekanntes Gas beim Entzünden die folgende Beobachtungen Knall, Reagenzglas beschlägt, Reagenzglas wird warm auf, so handelt es sich um Wasserstoff. Glimmspanprobe : Flammt ein glühender Glimmspan bei der Reaktion mit einem unbekannten Gas deutlich auf, so handelt es sich um Sauerstoff Energiebeteiligung Die in einer Stoffportion enthaltene Energie bezeichnet man als innere Energie E i. Die Differenz zwischen der inneren Energie der Produkte E i (Produkte) und der inneren Energie der Edukte E i (Edukte) heißt Reaktionsenergie ΔE i : ΔE i = E i (Produkte) E i (Edukte) Verläuft eine Reaktion exotherm, wird Wärme abgegeben, da die Ausgangsstoffe energiereicher sind als die Endstoffe. Es gilt: ΔE i < 0. (Bsp.: Verbrennung von Magnesium) Verläuft eine Reaktion endotherm, wird Wärme aufgenommen, da die Endstoffe energiereicher sind als die Ausgangsstoffe. Es gilt: ΔE i > 0. (Bsp.: Elektrolyse von Wasser) Hier wird Energie in den Produkten gespeichert, und es muss ständig Energie zugeführt werden. Die zum Auslösen einer chemischen Reaktion benötigte Energie heißt Aktivierungsenergie E Akt. Die Aktivierungsenergie E Akt wird (im Laufe der Reaktion) wieder zurück gewonnen.

4 4 J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse Energiediagramm : Exotherme Reaktion E Endotherme Reaktion E Zink + Schwefel E Akt Sauerstoff + Wasserstoff freiwerdende Energie = Reaktionsenergie Zinksulfid Wasser E Akt chemisch gespeicherte Energie Ein Katalysator ist ein Stoff, der durch eine Erniedrigung der Aktivierungsenergie eine chemische Reaktion beschleunigt. Er nimmt an der Reaktion teil, geht aber wieder unverändert daraus hervor. E Aktivierungsenergie mit Kat Aktivierungsenergie ohne Kat Edukte freiwerdende Energie = Reaktionsenergie E Akt << E Akt mit Kat ohne Kat t 2 << t 1 Produkte t 0 t 2 t 1 t 2.4. Chemische Gesetze Satz von der Erhaltung der Masse : Die Gesamtmasse der Reaktionsteilnehmer ändert sich bei einer chemischen Reaktion nicht : Masse(Edukte) = Masse(Produkte) Satz von der Erhaltung der Energie : Energie kann weder vernichtet noch erzeugt werden. Die verschiedenen Energieformen können nur ineinander umgewandelt werden. Gesetz von den konstanten Proportionen : Das Massenverhältnis der Elemente in einer chemischen Verbindung ist konstant, d.h. eine Verbindung hat stets die gleiche prozentuale Zusammensetzung. Hypothese von Avogadro : Gleiche Volumina verschiedener Gase enthalten unter gleichen Bedingungen (Druck, Temperatur) die gleiche Anzahl von Teilchen Formeln und Reaktionsgleichungen Die stöchiometrische Wertigkeit eines Atoms gibt an, HGNummer I II III IV V VI VII wie viele WasserstoffAtome dieses Atom binden oder Wertigkeit ersetzen kann. Die Oxidationszahl eines Atoms gibt an, wie viele Elektronen (hypothetisch) aufgenommen bzw. abgegeben werden, um Edelgaskonfiguration zu erreichen. H = +I, O = II (außer Peroxide : O = I) Weiter : Hal = I ; 1.3. HG : +I, +II, +III Regeln zum Erstellen einer Formel: 1. Ermitteln der Elementsymbole und der Wertigkeiten 2. KgV (der Wertigkeiten) bilden und bei allen Atomen KgV durch Wertigkeiten dividieren = Index 3. Formel erstellen (bei Salzen : Indices kürzen) Chemische Formeln können nach Wertigkeit oder nach Zahl der beteiligten Teilchen benannt werden. Kreuzregel : Die Wertigkeiten des einen Atoms werden zum Index

5 J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse 5 des anderen Atoms (nur bei binären Verbindungen) Edelgase kommen als einatomige Gase vor Folgende Elemente kommen als zweiatomige Moleküle vor : H 2, O 2, N 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 Die Reaktionsgleichung gibt an, welche Teilchen in welchem kleinstmöglichen Teilchenanzahlverhältnis miteinander reagieren bzw. entstehen. Regeln zum Aufstellen einer Reaktionsgleichung 1. Edukte auf der linken Seite und Produkte auf der rechten Seite der Gleichung einsetzen 2. Überprüfung und Richtigstellen der Formeln 3. Richtigstellen der Atombilanz durch Ausgleichen mit Koeffizienten 2.6. Atombau Aufbau eines Atoms: Baustein Symbol Ladung Masse Atomkern Proton p +1 1 u Neutron n 0 1 u Atomhülle Elektron e 1 1/2000 u. Die Protonenzahl (= Kernladungszahl = Ordnungszahl = Elektronenzahl) definiert die Atomart. Die Nukleonenzahl (= Massenzahl) ist die Summe der Protonenzahl und Neutronenzahl Isotope sind Atome mit gleicher Protonenzahl aber unterschiedlicher Neutronenzahl. Isotope zeigen gleiches chemisches Verhalten. Zerfallen Isotope spontan, so nennt man diese Isotope radioaktiv. Schalenmodell : In der Atomhülle lassen sich die Elektronen gruppenweise in Energiestufen (Schalen: K, L, M, N, O, P bzw. Hauptquantenzahl n = 1, 2, 3,..., 7) einteilen, in denen sich die Elektronen aufhalten. Jede Schale besitzt eine maximale Elektronenzahl 2 n 2. Die Ionisierungsenergie IE ( E Ion ) ist diejenige Energie, die zur Abtrennung eines Elektrons aus einem Atom benötigt wird. Bsp. Neon IonisierungsenergieDiagramm: Energiestufenmodell : Schalenmodell: IE E n Die Außenelektronen = Valenzelektronen sind verantwortlich für das chemische Verhalten. Elemente der gleichen Gruppe haben die gleiche Zahl von Valenzelektronen und zeigen daher ein ähnliches chemisches Verhalten. Atome versuchen, die Elektronenkonfiguration der Edelgase zu erreichen : Eine Elektronenkonfiguration mit 8 VE (bzw. 2 VE bei He) ist besonders stabil = Edelgaskonfiguration Merke: Atome nehmen fehlende Elektronen auf (5.7. HG) oder geben überschüssige Elektronen ab (1.4. HG), es entstehen geladene Atome = AtomIonen

6 6 J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse 2.7. Salze Ionenbindung Salze sind Verbindungen, die aus Ionen bestehen. Die Ionenbindung wirkt als elektrostatische Anziehungskraft zwischen Kationen und Anionen. Dabei bildet sich ein Kristallgitter mit regelmäßiger dreidimensionaler Anordnung. Bildung : Salze entstehen bei der Reaktion eines Metalls (besitzt wenige Valenzelektronen, diese werden abgegeben) mit einem Nichtmetall (besitzt viele VE, es werden weitere Elektronen aufgenommen) : Na Na + + e 2 Cl 2 + 2e 2 Cl 2 Na + Cl 2 2 NaCl Eigenschaften: kristalline Feststoffe mit typ. Kristallform unterschiedlich gute Löslichkeit in Wasser hohe Schmelz und Siedepunkte Sprödigkeit Salzlösungen und Salzschmelzen leiten Strom Wichtige MolekülIonen. HydroxidIon OH NitratIon NO 3 NitritIon NO 2 SulfatIon SO 4 2 SulfitIon SO 3 2 CarbonatIon CO 3 2 PhosphatIon PO 4 3 AmmoniumIon NH 4 + PermanganatIon MnO 4 ChromatIon CrO 4 2 DichromatIon Cr 2 O 7 2 Cyanid CN Thiocyanat SCN HydrogencarbonatIon HCO 3 HydrogensulfatIon HSO 4 HydrogensulfidIon HS HydrogenphosphatIon HPO 4 2 DihydrogenphosphatIon H 2 PO Metalle Metallbindung Metallbindung : positiv geladene MetallKationen (Atomrümpfe) bilden das MetallGitter und werden zusammengehalten von den abgegebene Valenzelektronen welche im Gitter frei als Elektronengas beweglich sind. Eigenschaften: metallischer Glanz Leitfähigkeit für die Wärme und Elektrizität Verformbarkeit hohe Härte hohe Schmelz und Siedepunkte Unedle Metalle reagieren mit sauren Lösungen unter H 2 Bildung und lösen sich auf reagieren leicht mit (Luft)Sauerstoff besitzen ein negatives StandardRedoxpotential und geben leicht Elektronen ab Edle Metalle reagieren nicht mit sauren Lösungen und lösen sich nicht auf reagieren nicht mit (Luft)Sauerstoff besitzen ein positives StandardRedoxpotential und geben nur schwer Elektronen ab 2.9. Molekular gebaute Stoffe Elektronenpaarbindung Die Elektronenpaarbindung ist die chemische Bindung zwischen Nichtmetallatomen, welche sich Valenzelektronenpaare (zu bindenden = gemeinsamen Elektronenpaare) teilen um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dabei entstehen Moleküle. Die Valenzstrichformel = Lewisformel ist eine 2dimensionale räumliche Struktur, in der die Anordnung / Ausrichtung der Valenzelektronen angegeben ist. Elektronen werden durch Punkte, Elektronenpaare durch Striche dargestellt (Einfach, Doppel oder Dreifachbindungen). Regeln zum Aufstellen von Valenzstrichformeln :

7 J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse 7 Regeln zum Aufstellen von Valenzstrichformeln 1. Valenzelektronenzahl ermitteln Man ermittelt die Gesamtzahl der zur Verfügung stehenden Valenzelektronen (und Elektronenpaare): Die Valenzelektronenzahl eines Atoms entspricht seiner HauptgruppenNummer. Wichtig bei Ionen: Bei Anionen Ladung addieren bzw. bei Kationen Ladung subtrahieren. 2. Grundstruktur erstellen Das Zentralatom (Atom mit größter Wertigkeit) durch Einfachbindungen mit den anderen Atomen (Liganden) durch Einfachbindungen verbinden, so dass eine möglichst symmetrische Struktur gebildet wird. Hinweis : HAtome sind immer endständig (da 1sOrbital). Bei SauerstoffSäuren ist das HAtom immer an ein OAtom gebunden. Nur Peroxide besitzen eine OOBindung im Molekül. Ein Element der 2. Periode bildet üblicherweise 8N kovalente Bindungen aus = 8NRegel (mit N = Hauptgruppennummer). 3. Valenzelektronen verteilen Die Liganden erhalten die zur Edelgaskonfiguration notwendigen Zahl an Valenzelektronen. Die restliche Valenzelektronen werden dem Zentralatom zugeteilt. 5. Auf Formalladung überprüfen Man vergleicht die Zahl der Valenzelektronen im neutralen Atom (entspricht der HGNummer) mit der Zahl der zugehörigen Elektronen (Summe der Anzahl der Elektronen in freien Elektronenpaaren plus der Hälfte der Anzahl an Elektronen der bindenden Elektronenpaare). Bei Elektronenüberschuss erhält das Atom eine negative FormalLadung Ө, bei Elektronenmangel eine positive FormalLadung. Hinweis : Die Ionenladung entspricht der Summe der Formalladungen. Formalladungen in einem Molekül sind ungünstig und sollten vermieden werden. 6. Auf Edelgaskonfiguration überprüfen Die Summe der Anzahl der Elektronen in freien Elektronenpaaren und bindenden Elektronenpaaren soll der Edelgaskonfiguration des nächststehenden Edelgases entsprechen. Besitzt das Atom die notwendige Valenzelektronenzahl nicht, wird ein freies Elektronenpaar eines benachbarten Atoms zum bindenden Elektronenpaar umgestellt (notfalls mehrmals), so dass eine Mehrfachbindung zwischen den beiden Atomen entsteht (Doppel, Dreifachbindung). Hinweis : Hier werden bindende Elektronenpaare ganz dem jeweiligen Atom zugeordnet. Helium besitzt nur 2 Valenzelektronen Elemente der 2. Periode : Oktettregel (da nur 4 Orbitale auf der äußersten Schale) Elemente ab der 3. Periode : Oktettüberschreitung möglich, (da mehr als 4 Orbitale auf der äußersten Schale durch zusätzliche dorbitale).

8 8 J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse Regeln zum Aufstellen von Valenzstrichformeln Alternative : Rechnerische Vorgehensweise (siehe Schulbuch Galvani) 1. Vorhandene Valenzelektronenzahl (vorve) ermitteln Gesamtzahl der zur Verfügung stehenden Valenzelektronen aller Atome ermitteln. Bei Ionen wird die Ladung addiert (Anionen) bzw. subtrahiert (Kationen). 2. Benötigte Valenzelektronenzahl (benve) ermitteln Gesamtzahl der benötigten Valenzelektronen zum Erreichen der Edelgaskonfiguration aller Atome ermitteln. 3. Zahl der bindenen Elektronen (BE) ermitteln bindene Elektronen BE = benve vorve Zahl der Bindungen = ½ BE 4. Zahl der nichtbindenen Elektronen (NBE) ermitteln NBE = vorve BE Zahl der Elektronenpaare EP = ½ NBE 5. Räumliche Anordnung der Atome Zentralteilchen : Einzelatom oder Atom mit größter Wertigkeit/Ox.zahl. Restliche Atome (Liganden) symmetrisch um das Zentralatom anordnen und mit Einfachbindungen verbinden. Merke : HAtome sind immer endständig. 6. Mehrfachbindungen Sind Elektronen von den BE übrig, so werden Doppel und Dreifachbindungen gebildet. Besitzt das Zentralatom die notwendige Zahl der VE nicht, wird ein freies Elektronenpaar eines Liganden zu einem bindenden Elektronenpaar umgestellt, so dass eine Mehrfachbindung zwischen Zentralatom und Ligand entsteht. 7. Nichtbindende Elektronen verteilen Nichtbindende Elektronen so verteilen, dass die Atome Edelgaskonfiguration erreichen. 8. Überprüfung auf Formalladung Formalladungen = Zahl der VE Zahl der Atombindungen Zahl(NBE) Gesamtladung = Summe der Formalladungen Positive und negative Formalladungen in einem Molekül sind ungünstig. Bsp.: NH 3 N : 5 VE 3 H : 3 VE 8 VE N : 8 VE 3 H : 6 VE 14 VE 148 = 6 = 3 Bindungen 86 = 2 = 1 EP H N H H H N H H

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