10. Klasse / Infoblatt 1. Grundwissen: Periodensystem

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1 Grundwissen: Periodensystem Metalle / Metallcharakter Nichtmetalle / Nichtmetallcharakter Elektronenaffinität Reaktivität der Halogene Reaktivität der Alkalimetalle 10. Klasse / Infoblatt 1 Eigenschaft der Metallatome, leicht Elektronen abzugeben. Der Metallcharakter nimmt im PSE von links unten nach rechts oben ab. Eigenschaft der Nichtmetallatome, Elektronen aufzunehmen. Der Nichtmetallcharakter nimmt im PSE von links unten nach rechts oben zu. Energie, die umgesetzt wird, wenn Elektronen aufgenommen werden. Fluor Atome haben die größte Elektronenaffinität. Fluor > Chlor > Brom > Iod Grund: mit steigender Kernladungszahl sinkt das Bestreben, Elektronen aufzunehmen Lithium < Natrium < Kalium < Rubidium Grund: auf kernfernen Schalen wird das Valenzelektron leichter abgespalten Reaktionen: 2 Na + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 4 Na + O 2 2 Na 2 O Na 2 O + H 2 O 2 NaOH 2Na + Cl 2 2NaCl Grundwissen: Struktur und Eigenschaften molekularer Stoffe Dissoziationsenthalpie Bindungsenthalpie Elektronenpaarbindung (=Atombindung, =kovalente Bindung) Energiebetrag, der aufgewendet werden muss, um Moleküle in die einzelnen Atome zu spalten. Δ H > 0; z.b. Δ H (H 2 ) = kj Freiwerdende Energie bei der Bildung eines Moleküls aus den Atomen. Δ H < 0; z.b. Δ H (H 2 ) = 435 kj; Bindung zwischen Atomen eines Moleküls durch ein bis drei gemeinsame Elektronenpaare. Nichtbindendes (= freies) Elektronenpaar Bindigkeit Mehrfachbindung Elektronenpaar, welches einem Atom allein gehört Anzahl der Elektronenpaare, welche ein Atom mit den anderen Atomen des Moleküls teilt. z.b. N: kann 3 bzw. 4bindig sein z.b. Doppel und Dreifachbindung Sie haben einen geringeren Bindungsabstand und die Bindungsenthalpie ist größer. Achtung: es gibt keine 4fachBindung

2 Valenzstrichformel Molekülgeometrien Elektronenpaarabstoßungstheorie (VSEPR) Elektronegativität polare Atombindung Teilladung Dipolmolekül Schreibweise von Atomen oder Molekülen, bei welcher alle Valenzelektronen angegeben werden; linear (z.b. HCl) trigonal eben (z.b. SO 3 ) tetraedrisch (z.b. CH 4 ) pyramidal (z.b. NH 3 ) gewinkelt (z.b. H 2 O) oktaedrisch (z.b. SF 6 ) Freie Elektronenpaare brauchen mehr Platz als bindende. Alle Elektronenpaare stoßen sich gegenseitig ab, und nehmen den maximalen Abstand zueinander ein. Bestreben eines Atoms das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen. Innerhalb einer Periode nimmt sie von links nach rechts zu und innerhalb einer Hauptgruppe nimmt sie von oben nach unten ab. Unterschiedliche Elektronegativitäten der verbundenen Atome bewirken, dass die Elektronen nicht mehr gleichmäßig verteilt sind.. z.b. H Cl Polare Moleküle besitzen Teilladungen. (δ + = Delta plus, und δ = Delta Minus) δ + δ z.b. H Cl Fallen die Ladungsschwerpunkte in einem Molekül nicht zusammen so ergeben sich Dipolmoleküle. Achtung: z.b. CH 4, CO 2 sind keine Dipolmoleküle Zwischenmolekualare Kräfte Anziehungskräfte zwischen Molekülen VanderWaalsKräfte (= LondonKräfte) DipolDipolWechselwirkungen schwache Anziehung zwischen unpolaren Teilchen durch spontane und induzierte Dipole. Sie sind umso größer, je größer die Oberfläche der Teilchen ist. z.b. CH 4 > C 2 H 6 starke Anziehung zwischen permanenten Dipolen z.b. H 2 S, HBr Lösungsenthalpie Wasserstoffbrückenbindungen Energieumsatz beim Auflösen eines Stoffes in einem Lösungsmittel sehr starke DipolDipolWechselwirkungen zwischen HAtomen und stark elektronegativen Atomen (F, O, N) z.b. NH 3, HF, H 2 O

3 Hydratation Ionen werden von einer Hülle aus Wassermolekülen umgeben. Dabei bildet sich eine Hydrathülle. Hydratationsenthalpie Freiwerdende Energie bei der Ausbildung der Hydrathülle. Säure Base (vgl. Grundwissen 9. Klasse!!) ph = lg c(h 3 O + ) phwert z.b. c(h 3 O + ) = 0,001 mol/l= 10 3 mol/l => ph = 3 und c(oh ) = mol/l BrönstedSäure = Protonendonator BrönstedBase = Protonenakzeptor Protolyse = Protonenübergang (= SäureBase Reaktion) Ampholyt Teilchen, die sowohl Protonen aufnehmen als auch abgeben, nennt man Ampholyte: H 2 O > OH + H + H 2 O + H > H 3 O + Äquivalenzpunkt Der Punkt, an dem sich äquivalente (= gleiche) Mengen Säuren und Basen umgesetzt haben. Maßanalyse (= Neutralisationstitration) Die Konzentration einer unbekannten sauren oder alkalischen Lösung (Probelösung) kann durch Zugabe einer basischen oder sauren Lösung bekannter Konzentration (= Maßlösung) gerade bis zur Neutralisation (Neutralpunkt) ermittel werden. n1 n2 c1 V1 c2 V2 c1 n1 c2 V2 n2 V1

4 Redoxreaktionen Oxidation (erweitert) Reduktion (erweitert) Oxidationsmittel Reduktionsmittel Oxidationsstufen Weg zum Aufstellen einer Redoxgleichung korrespondierendes Redoxpaar Heterolyse Homolyse Erhöhung der Oxidationszahl und somit Elektronenabgabe. Erniedrigung der Oxidationszahl und somit Elektronenaufnahme. Stoff, der Elektronen aufnimmt (Elektronenakzeptor), wird selbst reduziert, ABER: er oxidiert einen anderen Stoff; z. B. Cl 2, H 2 SO 4, Cr 2 O 2 7, Al 3+ Stoff, der Elektronen abgibt (Elektronendonator), wird selbst oxidiert, Aber: er reduziert einen anderen Stoff, Li, Na, K, Mg, Ca, Al, Cl Man zerlegt gedanklich ein Teilchen heterolytisch, so dass die bindenden Elektronenpaare dem elektronegativeren Atom zugeschlagen werden. Die Ladung der so entstandenen (gedachten) Ionen heißt Oxidationszahl. 1. Aufstellen der Redoxpaare und Festlegen der Oxidationszahl; 2. Teilgleichung der Oxidationen erstellen Elektronen ermitteln Ladungsausgleich mit H 3 O + oder OH Stoffausgleich mit H 2 O 3. Teilgleichung der Reduktion erstellen 4. Aufstellen der Gesamtgleichung ein Stoff geht durch Elektronenabgabe oder Elektronenaufnahme in einen anderen ( entsprechenden ) Stoff über; z.b. Mg/Mg 2+, S 2 /S Schreibweise immer: Reduktionsmittel/Oxidationsmittel Elektronenpaar wird ungleichmäßig geteilt, es entstehen Ionen Elektronenpaar wird in der Mitte geteilt; es entstehen Radikale wichtige korrespondierende Redoxpaare: Cr 3+ 2 Cr 2 O 7 C CO 2 Chrom(III)Ion DichromatIon Kohlenstoff Kohlenstoffdioxid Cr 3+ CrO 4 2 Br BrO 3 Chrom(III)Ion ChromatIon BromidIon BromatIon MnO 2 MnO 4 Mangandioxid (Braunstein) Mn 2+ MnO 4 Br Br 2 PermanganatIon BromidIon Brom Cl Cl 2 Mangan(II)Ion PermanganatIon ChloridIon Chlor H 2 H 3 O + 2 SO 3 2 SO 4 Wasserstoff Oxoniumion SulfitIon SulfatIon H 2 O H 2 O 2 S 2 S Wasser Wasserstoffperoxid SulifidIon Schwefel H 2 O 2 O 2 NO 2 NO 3 Wasserstoffperoxid Sauerstoff NitritIon NitratIon H 2 O O 2 Al Al 3+ Wasser Sauerstoff Aluminium Aluminium(III)Ion Zn Zn 2+ Si SiO 2 Zink Zink(II)Ion Silicium Siliciumdioxid Fe 2+ Fe 3+ N 2 NH 3 Eisen(II)Ion Eisen(III)Ion Stickstoff Ammoniak Reduktionsmittel Oxidationsmittel Reduktionsmittel Oxidationsmittel

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