Grundwissen Chemie 9

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1 Grundwissen Chemie 9 09/2008 StR Reitbauer Gym VIB Inhalt : 1. Qualitative Analysemethoden : Nachweise Quantitative Aspekte chemischer Reaktionen: Berechnungen Molekülstruktur Zwischenmolekulare Kräfte und Wasser Protonenübergänge... 4 a) Protolyse... 4 b) Wichtige Säuren und Säurereste... 4 c) Wichtige Basen und Laugen Elektronenübergänge... 5 a) Redoxreaktionen... 5 b) Elektrochemie... 5 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. Qualitative Analysemethoden : Nachweise Nachweis : Kationen Ion Nachweis mit Beobachtung und Erklärung + NH 4 Zugabe von NaOH NH OH - NH 3 + H 2 O NH 3 : stechender Geruch feuchtes Lackmuspapier verfärbt sich ins Alkalische Erhitzen der Probe NH 3, feuchtes Lackmuspapier verfärbt sich ins Alkalische Ba Sulfat SO 4 Niederschlag : Ba SO 4 BaSO 4 weiß Ag + Chlorid Cl - Niederschlag : Ag + + Cl - AgCl weiß Fe 3+ Thiocyanat SCN - Farbreaktion : Fe SCN - Fe(SCN) 3 tiefrot Nachweis : Anionen Ion Nachweis mit Beobachtung und Erklärung OH - Indikator Indikator verfärbt sich ins Alkalische (Merke : mit Phenolphthalein pink) 2- SO 4 Ba 2+ (z.b. BaCl 2 ) Niederschlag : SO Ba 2+ BaSO 4 weiß Cl - Ag + (z.b. AgNO 3 ) Niederschlag : Cl - + Ag + AgCl weiß Br - Ag + (z.b. AgNO 3 ) Niederschlag : Br - + Ag + AgBr weiß-gelb I - Ag + (z.b. AgNO 3 ) Niederschlag : I - + Ag + AgI gelb 2- CO 3 Säure (z.b. HCl ) Gasentwicklung : CO H + CO 2 + H 2 O Nachweis : Gase Gas Nachweis mit Beobachtung und Erklärung O 2 Glimmspanprobe Aufflammen des glühenden Glimmspans H 2 Knallgasprobe Knall, Beschlagen und Erwärmen des Reagenzglases : 2 H 2 + O 2 2 H 2 O + E CO 2 in Kalkwasser leiten Trübung : CO 2 + Ca(OH) 2 CaCO 3 weiß + H 2 O NH 3 Geruchsprobe stechender Geruch H 2 S Geruchsprobe Geruch nach faulen Eiern Nachweis : molekulare Stoffe Stoff Nachweis mit Beobachtung und Erklärung H 2 O CuSO 4 weiß, wasserfrei Blaufärbung : es bildet sich wasserhaltiges CuSO 4 5H 2 O Glucose Fehling-Lösung I+II, erhitzen Rotfärbung : CuSO 4 (blau) wird reduziert zu Cu 2 O rot Stärke Iod-Iodid-Lösung Blaufärbung : Iod lagert sich in die Stärkespiralen ein und bildet einen blau-violetten Farbkomplex 2. Quantitative Aspekte chemischer Reaktionen: Berechnungen Atomare Masseneinheit : 1 u ist der 12.Teil der Masse des Kohlenstoff-Isotops 12 C : 1 u = 1/12 m a ( 12 C) Die Stoffmenge 1 mol ist genau die Stoffportion, die aus genau 6, Teilchen besteht. Berechnung der Stoffmenge n(x) des Stoffes X durch N(X) = n(x) N A mit N A = 6, /mol (Avogadro-Konstante) m(x) = n(x) M(X) mit M(X) = molare Masse des Stoffes X in g/mol V(X) = n(x) V mn mit V mn = 22,4 l/mol bei 0 C (molares Normvolumen)

3 J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse 3 3. Molekülstruktur Die Valenzstrichformel = Lewisformel ist eine 2-dimensionale räumliche Struktur, in der die Anordnung / Ausrichtung der Valenzelektronen angegeben ist. Elektronen werden durch Punkte, Elektronenpaare durch Striche dargestellt (Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindungen bzw. freie Elektronenpaare). Regeln zum Aufstellen von Valenzstrichformeln : siehe GW 8. Klasse Oktettüberschreitung / Oketettaufweitung : Elemente ab der 3. Periode besitzen neben s- und p-orbitalen auch zusätzlich noch d-orbitale, in welche noch weitere Elektronen aufgenommen werden können, so dass diese Atome mehr als 8 VE besitzen können (Dies gilt besonders für P, S, Cl ) Atomorbital / Elektronenwolke : Bereich um ein Atom, in dem sich ein Elektron mit einer hohen Wahrscheinlichkeit aufhält. 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. Unpolare Atombindung : Gemeinsame Elektronenpaare zwischen Atomen werden gleich stark angezogen z.b. HH, ClCl Polare Atombindung : Gemeinsame Elektronenpaare von verschiedenartigen Atomen werden unterschiedlich stark angezogen auf Grund unterschiedlicher EN Ausbildung von Partialladungen (+, -) und Ladungsschwerpunkten, z.b. 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 (welche nicht sichtbar sind). 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, d.h. das Molekül ist nach außen hin neutral 4. Zwischenmolekulare Kräfte und 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 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 8. Klasse 5. Protonenübergänge a) Protolyse Säuren sind Stoffe, die Protonen (H + ) abgeben können = Protonen-Donatoren. Die Eigenschaften wässriger saurer Lösungen sind auf Oxoniumionen H 3 O + -Ionen zurückzuführen 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. 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 ] b) Wichtige Säuren und Säurereste HF Hydrogenfluorid (g) ; Flusssäure HF (aq) ; HCl Hydrogenchlorid (g) ; Salzsäure HCl (aq) ; Fluorid = F Chlorid = Cl H 2 S Dihydrogensulfid = Schwefelwasserstoff ; Sulfid = S 2 ; Hydrogensulfid = HS HBr Hydrogenbromid (g) ; Bromid = Br HNO 3 Salpetersäure ; Stickstoff(V)-säure ; Nitrat = NO 3 H 2 SO 4 Schwefelsäure ; Schwefel(VI)-säure ; Sulfat = SO 4 2 ; Hydrogensulfat = HSO 4 H 2 CO 3 Kohlensäure ; Carbonat = CO 3 2 ; Hydrogencarbonat = HCO 3 HNO 2 Salpetrige Säure ; Stickstoff(III)-säure ; Nitrit = NO 2 H 2 SO 3 Schweflige Säure ; Schwefel(IV)-säure ; Sulfit = SO 3 2 ; Hydrogensulfit = HSO 3 H 3 PO 4 Phosphorsäure ; Phosphat = PO 4 3 ; Dihydrogenphosphat = H 2 PO 4 ; Hydrogenphosphat = HPO 4 2 c) Wichtige Basen und Laugen NaOH Natriumhydroxid (s) ; Natronlauge (aq) Ca(OH) 2 Calciumhydroxid (s) ; Kalkwasser (aq) KOH Kaliumhydroxid (s) ; Kalilauge (aq) Ba(OH) 2 Bariumhydroxid (s) ; Barytwasser (aq) NH 3 Ammoniak (g) ; Ammoniakwasser (aq) : Merke : NH 3 + H 2 O NH OH -

5 J. Reitbauer : Grundwissen Chemie 8. Klasse 5 6. Elektronenübergänge a) 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 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 ; HG : +I, +II, +III Eine Oxidation ist eine Reaktion mit Elektronen-Abgabe (Erhöhung der Oxidationszahl). Eine Reduktion eine Reaktion mit Elektronen-Aufnahme (Erniedrigung = Reduktion der Oxidationszahl). Eine Redoxreaktion ist eine Elektronen-Übertragungs-Reaktion. Oxidationsmittel sind Stoffe, die Elektronen aufnehmen können (z.b. O 2 ). Reduktionsmittel sind Stoffe, die Elektronen abgeben können (z.b. Mg). Metall-Atome besitzen ein hohes Reduktionsvermögen und werden leicht oxidiert. Metalle mit hoher Reduktionsfähigkeit liegen eher als Ionen vor (unedle Metalle, v.a. Alkalimetalle) Metall-Ionen besitzen ein hohes Oxidationsvermögen und werden leicht reduziert. Metalle mit niedriger Reduktionsfähigkeit liegen eher in elementarer Form vor (edle Metalle) b) Elektrochemie Wird eine Redoxreaktion so durchgeführt, dass Oxidation und Reduktion der beiden Halbzellen räumlich getrennt über einen Leiter ablaufen, so ist der Elektronenfluss als Strom messbar (Stromquelle, Batterie) Primärzelle : nicht wieder aufladbares galvanisches Element. Bsp.: Trockenbatterie. Akkumulator (Sekundärelement) : galvanisches Element zur Erzeugung elektrischer Energie, das nach Entladung durch einen (dem Entladungsstrom entgegengesetzt gerichteten) Ladungs-Strom wieder voll aufgeladen werden kann. Bsp.: Bleiakku : 2 PbSO H 2 O Pb + PbO H 2 SO 4 (Hin : Laden ; Rück : Entladen) Brennstoffzelle : man nutzt die Reaktion von Wasserstoff und Sauerstoff räumlich getrennt an Elektroden zur elektrochemischen Stromerzeugung : 2 H 2 + O 2 2 H 2 O + E