Grundwissen Chemie 10 MNT

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1 Grundwissen Chemie 10 MNT 09/2008 StR Reitbauer Gym VIB Inhalt : Grundwissen Klasse 10 M NT (G9) 2 1 Die Alkalimetalle 2 2 Die Halogene 2 3 Das PSE : Periodensystem der Elemente 2 4 Die Atombindung (Elektronenpaarbindung) 3 5 Zwischenmolekulare Kräfte und Lösungsvorgänge in Wasser 3 6 Makromoleküle 4 7 Protonenübergänge 4 8 Redoxreaktionen 5 Wenn du das Grundwissen gelernt hast und es richtig anwenden kannst, passt alles zusammen! Viel Erfolg!! wwwmontgelas-gymnasiumde

2 2 J Reitbauer : Grundwissen Chemie 10 Klasse Grundwissen Klasse 10 M NT (G9) 1 Die Alkalimetalle Die Alkalimetalle reagieren mit Wasser unter Bildung von Wasserstoff und einer alkalisch reagierenden Lösung: 2 Na (s) + 2 H 2 O 2 Na + (aq) + 2 OH - (aq) + H 2 + E Für die alkalische Reaktion ist das Hydroxid-Ion OH - verantwortlich Mit steigender Ordnungszahl steigt die Reaktivität der Alkalimetalle an, da das einzige Valenzelektronen vom Kern leichter entfernt werden kann Alkalimetalle sind Elektronen-Donatoren, bilden sehr stabile, einwertige Kationen, zb Na Na + + e - 2 Die Halogene Fluor F 2 : Gas, giftig, stark ätzend, reaktionsfähigstes Element des PSE Chlor Cl 2 : Gas, giftig, gelbgrün, stechender Geruch, wirkt desinfizierend und bleichend Die Lösung von Chlorwasserstoffgas HCl in Wasser ergibt Salzsäure: HCl (g) + H 2 O HCl (aq) Brom Br 2 : Flüssigkeit, rotbraun, giftig, stechender Geruch Iod I 2 : Feststoff (bei RT), schwarz bis dunkel-violett ; zeigt Phänomene Sublimation und Resublimation Als Nachweis von Iod dient Stärkelösung, die sich mit Iod dunkelblau färbt Halogene sind Elektronen-Akzeptoren, bilden sehr stabile einwertige Anionen, zb Cl e - 2 Cl - - Die Elektronenakzeptor-Stärke nimmt in der 7 HG nach unten hin ab, zb Cl Br Br Cl Silbernitrat ist ein spezifisches Nachweisreagenz für Chloride, Bromide und Iodide: es entsteht ein schwerlöslicher Niederschlag des entsprechenden Silberhalogenids Bedeutung, Verwendung, Problematik : - Halogenkohlenwasserstoffe (FCKW), Kunststoffe (PVC), Treibmittel (in Spraydosen), Bleichmittel - wichtig im Alltag : Speisesalz NaCl, Fluorid in Zahnpasta - FCKW zerstören die schützende Ozonschicht Ozonloch ; Halogenkohlenwasserstoffe sind oft betäubend/giftig/krebserregend ; Schädlingsbekämpfungsmittel (DDT) Anreicherung in Nahrungsketten 3 Das PSE : Periodensystem der Elemente Ionisierungsenergie E Ion : Energie, die nötig ist, um ein Elektron abzuspalten Elektronenaffinität EA : Energie, die bei der Aufnahme eines Elektrons freigesetzt wird Elektronegativität : Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer Atombindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen Sie steigt im PSE nach rechts und nach oben hin an Metalle geben Elektronen ab und bilden Kationen Nichtmetalle nehmen Elektronen auf und bilden Anionen Trends: Atomradius, Metallcharakter steigt an Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität nimmt ab PSE Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität, Nichtmetallcharakter steigt an Atomradius nimmt ab

3 4 Die Atombindung (Elektronenpaarbindung) J Reitbauer : Grundwissen Chemie 10 Klasse 3 Atomorbital / Elektronenwolke : Bereich um ein Atom, in dem sich ein Elektron mit einer hohen Wahrscheinlichkeit aufhält Atombindung / Elektronenpaarbindung / kovalente Bindung : Chemische Bindung, die in einem Molekül als Anziehungskraft zwischen positiver Kernladung und negativer Elektronenladung wirkt und durch die Ausbildung gemeinsamer bindender Elektronenpaare hervorgerufen wird - Einfachbindung: ein bindendes Elektronenpaare Br Br - Doppelbindung: zwei bindende Elektronenpaare O O - Dreifachbindung: drei bindende Elektronenpaare N N Unpolare Atombindung : Gemeinsame Elektronenpaare zwischen Atomen werden gleich stark angezogen zb HH, ClCl Polare Atombindung : Gemeinsame Elektronenpaare von verschiedenartigen Atomen werden unterschiedlich stark angezogen auf Grund unterschiedlicher EN Ausbildung von Partialladungen (+, -) und Ladungsschwerpunkten, zb HCl, H 2 O Der räumliche Bau von Molekülen : Je nach Anzahl der Elektronenräume (4,3,2,1) und Anzahl der bindenden EP (0,1,2,3) ergeben sich unterschiedliche räumliche Strukturen (Tetraeder, Pyramide, V-Form, lineare Form) mit unterschiedlichen Bindungswinkeln zwischen den einzelnen Atomen Regeln zum Ableiten des räumlichen Baus von Molekülen : 1 Aufstellen der Valenzstrichformel 2 Ermittlung der Anzahl der Elektronenräume (Summe der bindenden Elektronenpaare und nicht bindenden Elektronenpaare) am Zentralatom 3 Feststellen der theoretischen Grundstruktur : 2 ER = linear, 3 ER = trigonal-pyramidal, 4 ER = tetraedrisch) Die Elektronenpaare ordnen sich so an, dass sie möglichst weit voneinander entfernt sind 4 Ermittlung der tatsächlichen räumlichen Struktur unter Berücksichtigung der nicht bindenden Elektronenpaare 5 Beachte : Freie nicht bindende Elektronenpaare benötigen mehr Platz als bindende EP und verkleinern somit die Winkel zwischen den bindenden EP Mehrfachbindungen besitzen etwa den gleichen Raumbedarf wie Einfachbindungen Räumlicher Bau von Wasser : Struktur theoretisch tetraedrisch, tatsächlich gewinkelt (Bindungswinkel 104,5 ) Dipolmolekül : Hier fallen die Ladungsschwerpunkte der positiven und negativen Teilladung nicht zusammen Das Gesamtdipolmoment ist ungleich 0, dh das Molekül ist nach außen hin neutral 5 Zwischenmolekulare Kräfte und Lösungsvorgänge in Wasser Eine Wasserstoff-Brücken-Bindung entsteht aufgrund der elektrostatischen Anziehungskraft zwischen einem H-Atom mit positiver Teilladung und einem stark elektronegativerem Atom mit freien Elektronenpaar ( O-N-F-Gruppe ) Dipol-Dipol-Wechselwirkung : Kräfte zwischen polaren Molekülen Van-der-Waals-Kräfte sind sehr schwache zwischenmolekulare Anziehungskräfte, die auf der elektrostatischen Anziehung zwischen Molekülen (spontane und induzierte Dipole) beruhen Sie sind umso größer je größer die Oberfläche der Atome oder Moleküle ist Die Hydratation ist der Vorgang der Umhüllung der Ionen des gelösten Salzes mit Wassermolekülen, dabei wird Hydratationsenthalpie H H als Wärme frei Das Hydratwasser ist das im Ionengitter eines Salzes gebundenes Wasser

4 4 J Reitbauer : Grundwissen Chemie 10 Klasse 6 Makromoleküle Modifikation : Verschiedene Zustandsformen eines Elements (zb Kohlenstoff: Diamant, Graphit, Fullerene) Natürliche makromolekulare Stoffe sind zb Proteine und Polysaccharide (zb Stärke und Cellulose) Kunststoffe sind synthetische Makromoleküle und lassen sich aufgrund ihrer Eigenschaften in Thermoplaste, Duroplaste und Elastomere einteilen 7 Protonenübergänge Homolyse (homolytische Trennung) : Gleichmäßige Verteilung der bindenden Elektronen auf die entstehenden Teilchen (Radikale) bei der Trennung einer Atombindung, zb Cl 2 Cl + Cl Heterolyse (heterolytische Trennung): Vollständige Übertragung der bindenden Elektronen auf das elektronegativere Teilchen (Ionen) bei der Trennung einer Atombindung, z B: HCl H + + Cl - Säuren sind Stoffe, die Protonen (H + ) abgeben können = Protonen-Donatoren Die Eigenschaften wässriger saurer Lösungen sind auf Oxoniumionen H 3 O + -Ionen zurückzuführen Wichtige Säuren : HF, HCl, H 2 S, HNO 3, HNO 2, H 2 SO 4, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 3 PO 4 mit Name und Formel der Säurerest-Anionen, auch Hydrogen -Verbindungen Basen sind Stoffe, die Protonen (H + ) aufnehmen können = Proptonen-Akzeptoren Die Eigenschaften wässriger alkalische Lösungen sind auf Hydroxidionen OH - -Ionen zurückzuführen Eine Lauge ist eine wässrige Lösung einer Base Wichtige Basen bzw Laugen : NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2, NH 3, NH 4 OH Protolyse = Säure-Base-Reaktion : Reaktion mit einem Protonenübergang von einer Säure auf eine Base Ampholyte sind Verbindungen, die je nach Reaktionspartner Protonen aufnehmen oder abgeben können und somit als Säure oder Base wirken kann Die Eigenschaft dieser Verbindungen nennt man amphoter Bsp: H 2 O, Hydrogen -Säurerest-Ionen ph = - lg [ c(h 3 O + ) ] = negative dekadische Logarithmus der H 3 O + -Konzentration Die ph-skala reicht von 0 bis 14 ; es gilt : ph + poh = 14 In neutralen Wasser gilt : c(h 3 O + ) = c(oh - ) = 10-7 mol/l Indikatoren sind Stoffe, die bei verschiedenen ph-werten eine unterschiedliche Farbe besitzen Indikator Farbe im Sauren Farbe im Neutralen Farbe im Alkalischen Lackmus rot lila blau Phenolphthalein farblos farblos rosa Bromthymolblau gelb grün blau Eine Neutralisation ist eine Reaktion, bei der eine neutrale Lösung entsteht, mit c(h 3 O + ) = c(oh - ) Die sauren bzw alkalischen Eigenschaften von H 3 O + - und OH -Ionen werden durch die Reaktion zu Wasser neutralisiert : H 3 O + + OH 2 H 2 O Am Äquivalenzpunkt liegen gleiche Stoffmengen an H 3 O + - und OH -Ionen (aus Säuren und Basen) vor : n(h 3 O + ) = n(oh - ) Stoffmengenkonzentration c(x) : Quotient aus Stoffmenge n(x) und Volumen V(X) des gelösten Stoffes c(x) = n(x) : V(X) [ mol/l ]

5 J Reitbauer : Grundwissen Chemie 10 Klasse 5 8 Redoxreaktionen Oxidation : Vereinigung eines Stoffes mit Sauerstoff Oxid : Element-Sauerstoff-Verbindung Oxidationsmittel : Stoff, der Sauerstoff abgeben kann Schema : Reaktion von Metallen und Nichtmetallen mit Sauerstoff und anschließend mit Wasser : NiMe (=Nichtmetall) NiMe-Oxid Säure saure Lösung zeigt saure Reaktion Me (= Metall) Oxidation Me-Oxid Reaktion mit Wasser Hydroxid Lösen in Wasser alkalische Lösung zeigt alkalische Reaktion Die stöchiometrische Wertigkeit eines Atoms gibt an, HG-Nummer I II III IV V VI VII wie viele Wasserstoff-Atome dieses Atom binden oder ersetzen kann Wertigkeit 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 Unter Oxidation versteht man eine Elektronen-Abgabe (Erhöhung der Oxidationszahl), unter Reduktion eine Elektronen-Aufnahme (Erniedrigung = Reduktion der Oxidationszahl) Eine Redoxreaktionen ist eine Elektronen-Übertragungs-Reaktion Stoffe, die Elektronen aufnehmen können, heißen Oxidationsmittel (zb O 2 ) Stoffe, die Elektronen abgeben können, heißen Reduktionsmittel (zb Mg)