GRUNDWISSEN CHEMIE: Atombau

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1 GRUNDWISSEN EMIE: Atombau S. 1 Bausteine der Atome: Protonen: einfach positiv geladen, Masse ca. 1 u Neutronen: nicht geladen, Masse ca. 1 u Kernbausteine = Nukleonen Elektronen: einfach negativ geladen, Symbol e, Masse sehr gering Es gilt für jedes Atom (ungeladen): Protonenzahl = Elektronenzahl. Da sich auch die Reihenfolge der Elemente im PSE nach dieser Zahl richtet, nennt man sie auch rdnungszahl. Nukleonenzahl = Protonenzahl + Neutronenzahl = ungefähre Atommasse Die Atome eines Elements können sich in der Neutronenzahl und damit auch in der Masse unterscheiden: Isotope sind Atome eines Elements, die sich in der Neutronenzahl unterscheiden. Im PSE findet man beim Elementsymbol folgende Zahlen: Nukleonenzahl rdnungszahl Elementsymbol Bsp.: Ionen: Ein Ion ist ein geladenes Teilchen. Es hat entweder zu viele Elektronen, d. h. ist negativ geladen (= Anion) oder zu wenige Elektronen, d. h. ist positiv geladen (= Kation). KernülleModell: Atomkern aus Protonen und Neutronen Abstand vom Atomkern Atomhülle = Aufenthaltsraum der um den Kern sich bewegenden Elektronen Die Elektronen umschwirren den Atomkern und halten sich dabei in bestimmten Abstandsbereichen (= Energiestufen n) auf. Maximale Zahl von Elektronen pro Energiestufe: 2 n 2 Anordnung der Elektronen in der Atomhülle = Elektronenkonfiguration Beispiel: Elektronenkonfiguration im AluminiumAtom 3 e n = 3 8 e n = 2 2 e n = 1 Valenzelektronen = Elektronen der äußersten besetzten Energiestufe Bei chemischen Reaktionen versuchen die Atome die stabile Elektronenkonfiguration der Edelgase (= Edelgaskonfiguration) zu erreichen, d. h. möglichst 8 (bzw. 2) Valenzelektronen zu erhalten (= ktettregel). rdnung im Periodensystem der Elemente: Periode: Alle Elemente besitzen die gleiche Zahl besetzter Energiestufen. Gruppe: Alle Elemente besitzen die gleiche Zahl an Valenzelektronen. z. B. Alkalimetalle = 1 Valenzelektron, alogene = 7 Valenzelektronen, Edelgase = 8 Valenzelektronen

2 Energiebeteiligung an chemischen Reaktionen GRUNDWISSEN EMIE Rechnen in der hemie S. 2 Reaktionsenergie E i = E i (Produkte) E i (Edukte) = die Änderung der inneren Energie im Vergleich von Produkt zu Edukt exotherme Reaktion: Energie wird aus innerer Energie der Edukte freigesetzt endotherme Reaktion: Energie wird aus Umgebung aufgenommen und in Produkten als innere Energie gespeichert Aktivierungsenergie = aus der Umgebung benötigte Energie, um jede Reaktion in Gang zu bringen Energiediagramme: exotherme Reaktion E i Edukte Produkte Aktivierungsenergie Reaktionsenergie E i < 0 (negativ) Die Stoffmenge n: Einheit: mol 1 mol eines Stoffes enthält 6, Teilchen. Es gilt für die Teilchenzahl N in einer Stoffportion: N (Stoff) = N A n (Stoff) mit AvogadroKonstante N A = 6, Die Molare Masse M: Einheit: Die Masse eines Stoffes pro mol ist seine molare Masse, d. h. die Masse von 6, Teilchen des Stoffes. Bsp: M( 2 ) = 18 g/mol wichtige Formel: M(X) = Reaktionsverlauf endotherme Reaktion E i Edukte Produkte Reaktionsverlauf Aktivierungsenergie Reaktionsenergie E i > 0 (positiv) Das molare Volumen V m : Einheit: Das Volumen eines gasförmigen Stoffes pro mol ist sein molares Volumen, d. h. das Volumen, welches 6, Teilchen des Stoffes einnehmen. wichtige Formel: V m (Gas) = Katalysatoren = Stoffe, die die Aktivierungsenergie einer Reaktion senken: E i Edukte Produkte Reaktionsverlauf Aktivierungsenergie ohne Kat. Katalysatoren gehen unverändert aus der Reaktion hervor. Auch Enzyme sind Katalysatoren. Aktivierungsenergie mit Katalysator Das molare Volumen jedes Gases bei Normbedingungen (1013 hpa, 0 ) ist: V m = 22,4 l/mol. Die Stoffmengenkonzentration c: Einheit: Die Stoffmenge n eines gelösten Stoffes X in einem bestimmten Volumen eines Lösungsmittels ist die Stoffmengenkonzentration wichtige Formel: c(x) =

3 GRUNDWISSEN EMIE: Stoffe bestehen aus Teilchen. S. 3 Je nach Art der Teilchen, aus denen sie bestehen, unterscheidet man folgende Arten von Stoffen: aus Metallkationen und Art der Teilchen: aus Ionen aus Molekülen aus Atomen Elektronengas Stoffgruppe: Salze molekulare Stoffe Metalle Edelgase Lösungsvorgänge: Beim Lösen eines Salzes in Wasser muss das Ionengitter des Salzes aufgebrochen werden. Dies ist möglich, da die Wassermoleküle mit ihren Polen in Wechselwirkung treten mit den jeweils entgegengesetzt geladenen Ionen. Die Ionen werden von den Wassermolekülen umhüllt und aus dem Gitter gelöst: Salze: Das Zahlenverhältnis von Kationen und Anionen im Salz ist genau so, dass deren Ladungen sich gegenseitig aufheben. Namensgebung: Name des Kations (Ladung des Kations in röm. Ziffern) name des Anions z.b. Natrium(I)chlorid Nal Magnesium(II)chlorid Mgl 2 Natrium(I)oxid Na 2 hemische Formel eines Salzes = Verhältnisformel: Sie sagt aus, in welchem kleinsten Zahlenverhältnis die Ionen in einem Salz vorhanden sind. In der Verhältnisformel wird immer zuerst das Kation angegeben. Bsp.: Nal Diese Verhältnisformel bedeutet, dass im Salz Natrium(I) chlorid gleich viele Natrium und hloridionen vorkommen. Mgl 2 Diese Verhältnisformel bedeutet, dass im Salz Magnesium(II) Ionenbindung: chlorid doppelt so viele hloridionen wie Magnesiumionen vorkommen. Zusammenhalt der Ionen im festen Salz durch elektrostatischen Anziehungskraft zwischen Kationen und Anionen, die in alle Raumrichtungen gleichstark wirkt und zur Ausbildung eines dreidimensionalen Ionengitters führt. Die Umhüllung von Ionen mit Wassermolekülen nennt man ydratation. Die hydratisierten Ionen (Symbol aq ) sind frei im Wasser beweglich. hemische Reaktionsgleichung: Edukte Produkte Es gilt: jedes Element kommt auf beiden Seiten des Reaktionspfeils in gleicher Zahl vor die Ladungen müssen auf beiden Seiten des Reaktionspfeils insgesamt gleich sein z. B. N 2 (g) (g) 2 N 3 (g) 2 Na (s) (l) 2 (g) + 2 Na + (aq)+ 2 (aq) Unterscheide: Index = tiefgestellte Zahl innerhalb einer chemischen Formel Koeffizient = Zahl vor einer chemischen Formel, die aussagt, wie viele dieser Teilchen reagieren Zwei wichtige Nachweisreaktionen: s = fest (solid) l = flüssig (liquid) g = gasförmig aq = in Wasser gelöst Knallgasprobe = Nachweis von Wasserstoff durch Reaktion mit Sauerstoff Glimmspanprobe = Nachweis von Sauerstoff durch Aufglühen eines glimmenden olzspans

4 GRUNDWISSEN EMIE: Stoffe bestehen aus Teilchen. S. 4 Molekulare Stoffe: Zusammenhalt der Atome eines Moleküls: durch Elektronenpaarbindung (= Atombindung): Die Atomhüllen von Atomen durchdringen sich und je Elektronenpaarbindung werden zwei Valenzelektronen geteilt. Die beteiligten Atome können durch dieses Teilen von Valenzelektronen die Edelgaskonfiguration erreichen. Bsp.: Wasserstoffmolekül 2 Nicht an der Bindung beteiligte Valenzelektronen der Atome werden als freie (= nichtbindende) Elektronenpaare bezeichnet. Bsp.: l Wird durch Teilen eines Elektronenpaares noch keine gefüllte Valenzschale erreicht, so werden Mehrfachbindungen ausgebildet: Doppelbindung: Bsp. 2 Dreifachbindung: Bsp. N 2 N N Formeln für molekulare Stoffe: Summenformel: Anzahl der jeweiligen Atome im Molekül, z.b. N 3 Valenzstrichformel (= Strukturformel): Verknüpfungsreihenfolge der Atome im Molekül sowie die Elektronenpaare, z.b. Räumlicher Bau von Molekülen: Elektronenpaarabstoßungsmodell: Elektronenpaare stoßen sich gegenseitig ab möglichst große Entfernung voneinander Mehrfachbindungen werden wie Einfachbindungen behandelt. Freie Elektronenpaare benötigen etwas mehr Platz als bindende. Man unterscheidet u. a. folgende Arten des räumlichen Baus: linear, z. B. 2 : gewinkelt, z. B. 2 trigonalplanar, z. B. 2 trigonalpyramidal, z. B. N 3 Tetraeder, z. B. 4 N Elektronegativität (= EN): = Fähigkeit eines Atoms die Elektronen einer Elektronenpaarbindung an sich zu ziehen. unpolare Atombindung: EN = 0, d. h. bindendes Elektronenpaar gehört beiden Atomen zu gleichen Teilen, Bsp.: polare Atombindung: EN 0, d. h. das bindende Elektronenpaar ist zu einem Bindungspartner verschoben, wodurch Partialladungen auftreten. Bsp.: + l Dipole (= polare Moleküle): Moleküle, bei denen die Schwerpunkte von positiven und negativen Partialladungen nicht zusammenfallen. Bsp.: l, N 3, 2 Unpolare Moleküle: Moleküle, deren Ladungsschwerpunkte aufgrund der Molekülgeometrie zusammenfallen. Bsp.: 4, 2 Zwischenmolekulare Kräfte: VanderWaalsKräfte: Sie entstehen durch kurzzeitige unsymmetrische Ladungsverteilungen im Molekül, durch die benachbarte Moleküle polarisiert und angezogen werden. Die v.d.w.kräfte werden mit steigender Moleküloberfläche immer stärker. Unpolare Moleküle verfügen nur über v.d.w.kräfte als zwischenmolekulare Kräfte. DipolDipolKräfte: Dipole ziehen sich gegenseitig mit ihren entgegengesetzten Partialladungen an. + + l l Wasserstoffbrücken = besonders starke DipolDipolKräfte; entsteht zwischen Molekülen, in denen Wasserstoffatome mit einem stark elektronegativen Partner verbunden sind, z.b. F, 2, N 3. Grundsätzlich gilt: Je geringer die zwischenmolekularen Kräfte zwischen den Teilchen eines Stoffes sind, desto niedriger sind Schmelz und Siedetemperaturen des Stoffes! Je ähnlicher die zwischenmolekularen Kräfte zwischen den Teilchen verschiedener Stoffe sind, desto besser ist die Löslichkeit der Stoffe ineinander.

5 GRUNDWISSEN EMIE: Wichtige anorganische chemische Formeln S. 5 Wichtige molekulare Stoffe und die chemischen Formeln ihrer kleinsten Teilchen, d. h. der Moleküle: Wasserstoff 2 Stickstoff N 2 Sauerstoff 2 zon 3 Fluor F 2 hlor l 2 Brom Br 2 Iod I 2 Methan 4 Kohlenstoffmonooxid Kohlenstoffdioxid 2 Kohlensäure 2 3 Wasserstofffluorid (=Fluorwasserstoff) Wasserstoffchlorid (=hlorwasserstoff) Wasserstoffbromid (=Bromwasserstoff) Wasserstoffiodid (=Iodwasserstoff) Wasser 2 Wasserstoffperoxid 2 2 Ammoniak N 3 Stickstoffmonooxid N Stickstoffdioxid N 2 Salpetersäure N 3 Salpetrige Säure N 2 Schwefelwasserstoff 2 S Schwefeldioxid S 2 Schwefeltrioxid S 3 Schwefelsäure 2 S 4 Schweflige Säure 2 S 3 Phosphorsäure 3 P 4 F l Br I hemische Formeln wichtiger Ionen: Fluorid F Sulfid S 2 hlorid l xid 2 Bromid Br Nitrid N 3 Iodid I Ammonium + N 4 ydroxid xonium 3 + Permanganat Mn 4 hemische Formeln wichtiger Säuren und der daraus abgeleiteten Anionen: 2 2 S 4 S 4 S 4 Schwefelsäure ydrogensulfat Sulfat 2 2 S 3 S 3 S 3 Schweflige Säure ydrogensulfit Sulfit Kohlensäure ydrogencarbonat arbonat P 4 2 P 4 P 4 P 4 Phosphorsäure Dihydrogenphosphat ydrogenphosphat Phosphat N 3 N 3 Salpetersäure Nitrat N 2 N 2 Salpetrige Säure Nitrit Wichtige Laugen: Natronlauge Kalilauge Kalkwasser Na(aq), d. h. Na + (aq) + (aq) K(aq), d. h. K + (aq) + (aq) a() 2, d. h. a 2+ (aq) + 2 (aq)

6 GRUNDWISSEN EMIE: Redoxreaktionen und SäureBaseReaktionen S. 6 Redoxreaktionen = Reaktion mit Elektronenübergang xidation: Teilvorgang der Elektronenabgabe Reduktion: Teilvorgang der Elektronenaufnahme Einfaches Bsp.: x: u u e Red: Ag + + e Ag / 2 Redox: u + 2 Ag + u Ag e SäureBaseReaktion = Protolyse = Reaktion mit Protonenübergang Säure = Teilchen, das Proton abgibt (= Protonendonator) Base = Teilchen, das Proton aufnimmt (= Protonenakzeptor) Bsp.: l + N 3 N l Säure Base + Erkennen von Redoxreaktionen: Redoxreaktionen liegen vor, wenn sich die xidationszahlen beteiligter Elemente ändern. [xidation = Zunahme der xidationszahl, Reduktion = Abnahme der xidationszahl. ] xidationszahlen ermitteln: Die xidationszahlen eines Moleküls müssen zusammengerechnet immer Null ergeben. Die xzahlen eines Ions müssen zusammengerechnet die Ladung des Ions ergeben. Sauerstoff hat fast immer die xidationszahl II, Wasserstoff hat fast immer die xidationszahl +I. Teilgleichungen schwierigerer Redoxreaktionen erstellen: 1) Elemente, deren xidationszahlen sich ändern ausgleichen 2) aus xidationsszahlen die Elektronenzahlen ermitteln 3) Ladungsausgleich mit 3 + oder durchführen 4) Ausgleich der Atombilanz durch 2 Ampholyt = Teilchen, das je nach Reaktionspartner ein Proton abgeben oder aufnehmen kann. Bsp. Wasser: N N Säure Base 2 + P P 4 2 Säure Base Eine saure wässrige Lösung enthält viele xoniumionen 3 +, eine alkalische = basische wässrige Lösung enthält viele ydroxidionen. Der pwert gibt den Säuregrad einer wässrigen Lösung an: sauer neutral basisch Eine Neutralisation ist eine Protolyse zwischen xoniumionen und ydroxidionen. Es entsteht dabei ein Salz und Wasser. Bsp.: 3 + (aq) + l (aq) + Na + (aq) + (aq) Na + (aq) + l (aq) (l) Salzsäure Natronlauge Kochsalzlsg.

7 GRUNDWISSEN EMIE: Stoffklassen organischer Verbindungen S. 7 Stoffklasse charakteristische Gruppe Beispiel typische Reaktionen Kohlenwasserstoffe Alkane Einfachbindung Ethan alogenierung: radikalische Substitution Licht z. B. R 3 + Br 2 R 2 Br + Br Alkene Doppelbindung Ethen Alkine Dreifachbindung Ethin alogenierung: elektrophile Addition Br z. B. 2 = 2 + Br Br Alkohole ydroxygruppe Ethanol xidation zu arbonylverbindungen Veresterung mit arbonsäuren (Kondensation) z. B arbonylverbindungen Aldehyde Aldehydgruppe Ethanal xidation zu arbonsäuren (z. B. in der FehlingProbe) Ketone Ketogruppe Propanon (= Aceton) arbonsäuren Ester arboxygruppe Ethansäure (=Essigsäure) Reaktion als Säure unter Bildung von arboxylationen: R R + + Veresterung mit Alkoholen (Kondensation) z. B Esterbindung Ethansäuremethylester Esterhydrolyse z. B

8 GRUNDWISSEN EMIE: Wichtige Biomoleküle S. 8 Fette: = Ester des Alkohols Glycerin mit drei Fettsäuren R 1 R 1 + R 2 R R 3 R 3 Proteine: = Sie bestehen aus miteinander verknüpften Aminosäuren. Struktur einer Aminosäure: Aminogruppe N R arboxygruppe Glycerin drei Fettsäuren Fett Kohlenhydrate: = arbonylverbindungen mit mehreren ydroxgruppen z. B. Monosaccharid Glucose (Traubenzucker) offenkettige Form als Ringform Aminosäuren liegen meist als Zwitterionen vor, da die Aminogruppe als Base und die arboxygruppe als Säure wirkt: Verknüpfung zu Proteinen: In Proteinen sind die Aminosäuren durch eine Kondensationsreaktion miteinander verbunden, wobei Peptidbindungen entstehen: N R 2 Die Ringbildung ist eine nucleophile Addition zwischen arbonylgruppe und einer ydroxygruppe. N R 1 N R 2 N R 3 N R 4 Monosaccharide können durch eine Kondensationsreaktion miteinander verknüpft werden zu Disacchariden (z. B. Maltose) und Polysacchariden (z. B. Stärke) Peptidbindungen

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