Grundwissen Chemie 9. Jahrgangsstufe
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- Mona Giese
- vor 8 Jahren
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1 Grundwissen Chemie 9. Jahrgangsstufe 1. Chemie ist die Lehre von den Stoffen, ihren Eigenschaften und den Stoffveränderungen. Der Vorgang, der zu einer Stoffveränderung führt, heißt chemische Reaktion 2. Versuche oder Experimente werden durch VBE festgehalten. (VBE = Versuchsbeschreibung, Beobachtung, Ergebnis oder Erklärung) 3. Stoffe unterscheiden sich durch unterschiedliche Stoffeigenschaften 4. Stoffgemische werden in heterogene und homogene Gemenge unterteilt. Bei heterogenen Gemischen sind die einzelnen Bestandteile mit dem bloßen Auge oder Lichtmikroskop zu erkennen. 5. Wichtige heterogene Gemenge sind: Emulsion: Flüssigkeitströpfchen fein verteilt in einer Flüssigkeit Suspension: Feststoffteilchen fein verteilt in einer Flüssigkeit Rauch: Feststoffteilchen fein verteilt in einem Gas Nebel: Flüssigkeitströpfchen fein verteilt in einem Gas Schaum: Gasbläschen fein verteilt in einem Gas. 6. Wichtige homogene Gemenge sind: Lösungen: Kochsalz in Wasser Gasgemische: Luft (Stickstoff, Sauerstoff, Kohlenstoffdioxid) (Legierungen: Metall in Metall Messing) 7. Stoffgemische lassen sich durch physikalische Trennverfahren auftrennen: z. Bsp. Dekantieren, Filtrieren, Destillieren. 8. Stoffe können in 3 verschiedenen Aggregatszuständen auftreten: fest (s = solid), flüssig (l = liquid), gasförmig (g = gaseous) Ein Stoff ist oberhalb seines Schmelzpunktes und unterhalb seines Siedepunktes flüssig. Ein besonderer Übergang ist fest gasförmig = sublimieren 9. Reinstoffe bestehen nur aus einer Sorte Teilchen Reinstoffe, die sich durch chemische Reaktionen weiter zerlegen lassen, nennt man chemische Verbindungen Reinstoffe, die sich durch chemische Reaktionen nicht weiter zerlegen lassen, nennt man chemische Elemente. 10. Chemische Reaktionen werden durch Reaktionsgleichungen beschrieben: Edukte(e) (Reaktionspfeil) Produkt(e) 11. Es gibt 3 verschiedene chemische Reaktionen: Die Synthese: Aus 2 oder mehreren Edukten entsteht ein Produkt: A + B AB Die Analyse: Aus einem Edukt entstehen mehrere Produkte: AB A + B Die Umsetzung: Aus mehreren Edukten entstehen mehrere Produkte AB + CD AD + CB (Kombination aus Analyse und Synthese) Besondere Analysen: Thermolyse (Zerlegung durch Hitze; Bsp. Silberoxid) Elektrolyse (Zerlegung durch elektrischen Gleichstrom; Bsp. Wasser) 12. Stoffe lassen sich durch bestimmte Nachweisverfahren identifizieren: für Wasserstoff: Knallgasreaktion (Wasserstoff + Sauerstoff Wasserdampf) für Sauerstoff: Glimmspanprobe (Glimmender Holzspan brennt in reinem Sauerstoff hell auf) 13. Pfeil nach oben bedeutet: Gas entsteht / entweicht Pfeil nach unten bedeutet: Niederschlag entsteht.
2 14. Bei allen chemischen Reaktionen ist Energie beteiligt. Unter einem System versteht man in der Chemie den Ausschnitt aus der stofflichen Welt, den man gerade untersucht. Der gesamte Energiegehalt eines Systems wird als dessen innere Energie E i bezeichnet. Die Gesamtenergie eines abgeschlossenen System ist konstant = Energieerhaltungssatz. Bei einer chemischen Reaktion wird nur die Differenz der inneren Energie zwischen nachher und vorher gemessen: E i = E i (Produkte)- E i (Edukte) Ist E i < 0 handelt es sich um eine exotherme Reaktion, Ist E i > 0 handelt es sich um eine endotherme Reaktion. Die Änderung der inneren Energie kann durch ein Energiediagramm dargestellt werden. Die graphische Darstellung eines Energiediagramms muss beherrscht werden. Die Änderung der inneren Energie wird in einer Reaktionsgleichung nach einem Strichpunkt angeben: Bsp. für eine exotherme Reaktion: Magnesium + Sauerstoff Magnesiumoxid; E i < Die Energie, die zum Auslösen einer chemischen Reaktion zugeführt werden muss, heißt Aktivierungsenergie E A. Sie versetzt die Teilchen der Edukte in einen aktivierten, instabilen Zustand. 16. Katalysatoren erniedrigen die Aktivierungsenergie. Dadurch laufen chemische Reaktionen schneller oder bei niedrigeren Temperaturen ab. Katalysatoren werden bei chem. Reaktionen nicht verändert. Sie werden auf den Reaktionspfeil in eckige Klammern [Kat] geschrieben. 17. Gesetzmäßigkeiten bei chemischen Reaktionen: Gesetz vom Erhalt der Masse: Bei einer chemischen Reaktion verändert sich die Gesamtmasse der Reaktionsteilnehmer nicht (im geschlossenen System!) Gesetz der konstanten Proportionen: Zwei Elemente vereinigen sich zu einer bestimmten chemischen Verbindung immer im gleichen Massenverhältnis. Bsp.: rotes Kupferoxid: m(kupfer) : m(sauerstoff) = 7,92 : 1 Zwei Elemente können unterschiedliche Verbindungen mit jeweils unterschiedlichen Massenverhältnissen bilden. (Bsp.: rotes und schwarzes Kupferoxid; schwarzes Kupferoxid: m(kupfer) : m(sauerstoff) = 3,96 : 1). Gesetz der vielfachen Proportionen: Bildet ein Element (z. B. Kupfer) mit dem gleichen Partner (z. B. Sauerstoff) verschiedene Verbindungen, dann stehen die Massen des einen Elements (hier: Kupfer) zueinander im Verhältnis ganzer Zahlen. m(kupfer rot) : m(kupfer schwarz) = 7,92 : 3,96 = 2 : Die Chemie kennt 3 verschiedene Bausteine der Materie: Atome, Moleküle und Ionen Atome sind die kleinsten Bausteine eines Stoffes. Sie sind unteilbar und haben eine bestimmte Masse. Es gibt so viele verschiedene Atomarten wie es Elemente gibt. Bei einer chemischen Reaktion verändern sich die Atome weder in ihrer Art, noch in ihrer Zahl. Sie werden nur getrennt und/oder neu kombiniert. Die relative Atommasse ist eine Vergleichsmasse, sie kann nicht direkt gewogen werden. So ist 1 Sauerstoffatom 16 mal schwerer als ein Wasserstoffatom. Lehrsatz von Avogadro (gilt nur für Gase!!): Gleiche Raumteile verschiedener Gase enthalten [bei gleichem Druck und gleicher Temperatur] gleich viele Teilchen. Teilchen die aus mindestens 2 Atomen aufgebaut sind nennt man Moleküle. Das kleinste Teilchen einer chemischen Verbindung ist immer ein Molekül. Es besteht aus verschiedenen Atomsorten. Das kleinste Teilchen eines Elements kann ein Atom (z. B. Eisen) oder ein Molekül (z. B. Sauerstoff) sein. Moleküle von Elementen bestehen immer aus der gleichen Atomsorte! 2-atomige Elementmoleküle bilden: HNO + Halogene (F, Cl, Br, I) Sonderfälle: Schwefel besteht aus 8 Schwefelatomen, Phosphor aus 4.
3 Ionen sind positiv (Kationen) oder negativ (Anionen) geladene Teilchen. Beachte: Bei negativ geladenen Ionen ändert sich der Name: Endung id. 19. Chemische Symbole: 2 H 2 O (l) Formel Koeffizient Index Aggregatszustand Der Koeffizient gibt die Stückzahl des ganzen Teilchens an. Der Index bezieht sich immer auf das vor ihm stehende Elementsymbol. Er gibt an, wie viele Atome von dieser Sorte sich in dieser Formel befinden. Soll der Index für eine Gruppe von Teilchen gelten, werden diese in Klammergesetzt. Beispiel: Ca(OH) 2 bedeutet 1 Calciumion und 2 Hydroxidionen. Die Ladung eines Teilchens wird oben rechts an das Symbol geschrieben. Die Ziffer steht immer vor dem Ladungssymbol. Beispiel: Al 3+. In Wasser gelöste Teilchen werden oft zusätzlich mit dem Kürzel (aq) versehen. 20. Formelarten: Molekülformel: Das Zahlenverhältnis entspricht derr tatsächlichen Atomanzahldes Moleküls. Beispiel: CH 4 : 1 Kohlenstoffatom ist mit 4 Wasserstoffatomen verbunden. Molekülformeln gibt es bei Nichtmetall- Nichtmetallverbindungen! Verhältnisformel: Das Zahlenverhältnis gibt nur Verhältnis der Ionen im Salz wieder: Beispiel: AlCl 3 : Aluminiumionen verbinden sich mit Chloridionen im Verhältnis 1 : 3 Verhältnisformeln gibt es bei Metall-Nichtmetallverbindungen! 21. Die Chemie kennt 2 Betrachtungtsebenen: Die Stoffebene: Alles Sichtbare, Messbare. Die Teilchenebene: Modellvorstellung für den Aufbau der Materie aus kleinsten Teilchen 22. Aufbau des Atoms: Kern: Protonen p +, Ladung 1+, Masse 1u, Neutronen, n 0, Ladung 0, Masse 1u Protonen und Neutronen heißen zusammen Nukleonen Hülle: Elektronen e -, Ladung 1-, Masse (praktisch) 0. Im neutralen Atom ist die Anzahl der Protonen im Kern = der Anzahl der Elektronen in der Hülle. Angaben am Elementsymbol A= Nukleonenzahl = Protonenzahl + Neutronenzahl = Massenzahl A Z X Z= Protonenzahl 0 Kernladungszahl 0 Ordnungszahl. Isotope unterscheiden sich bei gleicher Ordnungszahl nur durch die Neutronenzahl, also durch die 3 Massenzahl. Beispiel: H 1 1, 1H 23. Struktur der Atomhülle: Schalenmodell Energiestufenmodell Der Aufenthaltsraum der Elektronen wird durch Schalen räumlich dargestellt. Je weiter Elektronen vom Kern entfernt sind, desto energiereicher sind sie, desto leichter lassen sie sich abtrennen (geringe Ionisierungsenergie). Valenzelektronen sind die Elektronen der äußersten besetzten Schale. Schalen werden mit Buchstaben oder Ziffern bezeichnet Schalenname: K,L, M,N,O,P,Q Schalenzahl n: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Die maximal auf eine Schale passenden Elektronen berechnet man über die Formel: 2n². 1², 2 8, 3 18, Schalen werden von innen nach außen aufgefüllt. Im Energiestufenmodell von unten nach oben. Im Normalfall darf erst dann eine neue Schale (neues Energieniveau) besetzt werden, wenn die darunterliegende Schale voll ist.
4 Vermeintliche Unregelmäßigkeiten gibt es ab dem Element Kalium 19 K. Nach dem Energiestufenmodell gibt es pro Stufe so viele Unterstufen wie die Stufenzahl angibt. Beispiel: 2. Hauptstufe (n=2): 2 Unterstufen: s und p 3. Hauptstufe (n=3): 3 Unterstufen: s und p und d 4. Hauptstufe (n=4): 4 Unterstufen: s und p und d und f; usw. Bei Kalium überlappt die niedrigere s-unterstufen der 4. Hauptstufe mit der höheren d-unterstufen der 3. Hauptstufe. Maximale Anzahl der Elektronen pro Unterstufe: s=2, p=6, d=10, f=14, Oktettregel von Kossel und Lewis: Alle Atome haben das Bestreben bezüglich ihrer Valenzschale eine Edelgaselektronenkonfiguration zu erreichen. Eine Valenzschale kann nie mehr als acht Elektronen enthalten. Alle Edelgase (Ausnahme Helium: Elektronenduplett) haben eine Achtervalenzschale. Dieses Elektronenoktett stellt einen besonders stabilen Zustand dar. Bei einer chemischen Reaktion ändert sich immer die Valenzelektronenanordnung der beteiligten Atome. 25. Aufbau des Perisodensystem PSE Waagrechte Zeile = Perioden, geben die Anzahl der besetzten Schalen an. Senkrechte Spalten = (Haupt)Gruppen oder Elementfamilien geben die Anzahl der Valenzelektronen an. Es gibt 8 Hauptgruppen, die mit römischen Zahlen gekennzeichnet werden. I = Alkalimetalle, II = Erdalkalimetalle, III = Borgruppe, IV = Kohlenstoffgruppe, V = Stickstoffgruppe, VI = Chalkogene, VII = Halogene, VIII = Edelgase. links unten steht das beste Metall = Francium, rechts oben das beste Nichtmetall = Fluor daraus folgt, dass die Grenze zwischen Metallen und Nichtmetallen eine Diagonale ist. Auf ihr stehen die sog. Halb- oder Übergangsmetalle. 26. Metalle geben Valenzelektronen ab Me Me e Nichtmetalle nehmen Valenzelektronen auf NiMe + 3e - NiMe Valenzstrichschreibweise Valenzelektronen werden am Elementsymbol als Punkte und Striche angeben. Punkte bedeuten einzelne, ungepaarte Elektronen. Ein Strich bedeutet ein Elektronenpaar. Die Anzahl der ungepaarten Elektronen ist gleichzeitig ein Maß für die Wertigkeit oder Bindigkeit eine Atoms. 29. Salze entstehen aus der Reaktion von Metall mit Nichtmetall. Dabei gibt das Metall Valenzelektronen an das Nichtmetall ab. Bsp: Ionengleichung (Teilchenebene) Al + 3<Cl> Al Cl - Reaktionsgleichung (Stoffebene) 2Al + 3 Cl 2 2AlCl 3 Die Anzahl der von den Nichtmetallatomen aufgenommen Elektronen muss exakt so groß sein, wie die von den Metallatomen abgegebenen Elektronen. 30. Die Ionenwertigkeit Sie entspricht der Ionenladung. Die Ionenwertigkeit wird als römische Zahl mit Vorzeichen direkt über das Elementsymbol geschrieben + III I Beispiel Al Cl 3 Bei Molekülionen (zusammengesetzten Ionen) gilt die Ladung für die ganze Gruppe. Die Molekülionen haben besondere Namen: - Nitrat NO 3 einwertig), Sulfat SO 2-4 (zweiwertig) Carbonat CO 2-3 (zweiwertig), Phosphat PO 3-4 (dreiwertig)
5 31. Salze bilden Gitter (Ionengitter) und Kristalle. Die Anordnung der Ionen erfolgt so, dass die Anziehungskräfte maximal und die Abstoßungskräfte minimal sind. Deshalb sitzen im Kochsalz ungleichnamig geladene Ionen auf der direkten Verbindungsgeraden, gleichnamig geladene Ionen auf der (längeren) Diagonalen. Die Stabilität des Salzkristalls entsteht durch die hohen elektrostatischen Anziehungskräfte. Diese werden durch die Gitterenergie ausgedrückt. 32. Eigenschaften von Salzen Salze sind spröde und zerbersten bei einem Schlag. Salze haben hohe Schmelz- und Siedetemperaturen. Löslichkeit in Wasser: Ist die Gitterenergie geringer als die Kraft der Wassermoleküle, löst sich das Salz in Wasser. Die gelösten Ionen umgeben sich mit einer Hydrathülle. Die Lösung und auch eine Salzschmelze besitzen elektrische Leitfähigkeit (Leiter 2. Klasse). Positive Kationen wandern bei angelegter Gleichspannung zur negativen Kathode. Negative Anionen wandern bei angelegter Gleichspannung zur positiven Anode. 33. Metalle bilden ebenfalls Gitter, geben ihre Valenzelektronen ab. Diese verbleiben aber im Gitter als Kitt und Elektronengas zwischen den positiven Metallrümpfen, sind gute elektrische Leiter (Leiter 1. Klasse) und gute Wärmeleiter, sind leicht verformbar, zeigen den typischen metallischen Glanz. bilden mit anderen Metallen feste Lösungen Legierungen. Wichtige Legierungen: Bronze: Kupfer (Cu) mit Zinn (Sn), Messing: Kupfer mit Zink (Zn). Metalle können aus salzartigen Verbindungen (Erzen) durch Elektrolyse gewonnen werden. Bsp.: Aluminium aus Bauxit (Al 2 O 3 ). 34. Quantitative Aspekte chemischer Reaktionen (eventuell erst in Jgst. 10) Atom- und Molekülmasse m a in der Einheit [u] 1u ist 1/12 der Atommasse des Kohlenstoffisotops 12 C. Molekülmasse werden durch Addition der Atommassen erhalten Bsp. m a (H 2 O )= 2 m a (h) + m a (O) = 2u+ 16u =18u Stoffmenge n in [mol] 1 mol ist die Stoffmenge eines beliebigen Stoffes, die aus 6, Teilchen besteht. Berechnung der Teilchenzahl N: 1 N = n N A Teilchenzahl = Stoffmenge mal Avogadro-Konstante N A = 6, mol g m Molare Masse M [ ]: M = ; der Zahlenwert der molaren Masse ist identisch mit dem Zahlenwert mol n der Atommasse und kann aus dem PSE abgelesen werden. Es ändert sich nur die Einheit u in g/mol. l Molares Volumen V m [ ]. 1 mol eines x-beliebigen Gases nimmt bei Normal-bedingungen den mol Rauminhalt von 22,4 Litern ein.
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