Zuusammenfassung Klasssenarbeit Chemie

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1 Zuusammenfassung Klasssenarbeit Chemie Moritz F. Kuntze 10. November

2 Inhaltsverzeichnis 1 Wertigkeit Bestimmung der Wertigkeit Nutzen der Wertigkeit Elektronegativität 3 3 Das Kugelwolkenmodell Ungebundene Elektronenpaare Kovalente/Elektronenpaarbindungen Zusammenhang des Kugelwolkenmodells mit der Lewis-/Valenzstrichschreibweise 4 4 Molekülbindungen Polare Elektronenpaarbindungen und Dipol-Moleküle Säuren Herstellung von Säuren Salze Oxonium-Ion und Dissoziation Übersicht wichtiger Säuren Ionengleichungen 5 2

3 1 Wertigkeit Die Wertigkeit gibt an, wie viele Elektronen ein Element aufnehmen oder abgeben kann. 1.1 Bestimmung der Wertigkeit Bei Hauptgruppenelementen lässt sich die Wertigkeit an der Hauptgruppe ablesen. Nebengruppenelemente könne verschiedene Wertigkeiten besitzen. Bei Säurerestionen lässt sich die Werigkeit an der Ladungszahl des Ions ablesen. NO3 ist 1-Wertig SO4 2 ist 2-Wertig 1.2 Nutzen der Wertigkeit Mithilfe der Wertigkeiten lässt sich das Verhältnis der Ionen in Ionenbindungen, wie sie z.b. bei Säuren und Salzen vorkommen, bestimmen. NO 3 ist 1-Wertig; Na ist 1-Wertig Natriumnitrat hat die Formel NaNO 3 SO 2 4 ist 2-Wertig; In ist 3-Wertig Indiumsulfat hat die Formel In 2 (SO 4 ) 3 2 Elektronegativität Die Elektronegativität ist das Maß eines Atomkerns, Bindungselektronen an sich heranzuziehen, d.h. hat ein Atom eine höhere Elektronegativität, zieht es die Bindungselektronen stärker an sich heran. 3 Das Kugelwolkenmodell Das Kugelwolkenmodell beschreibt die Anordnung der Valenzelektronen um den Atomkern in einer tetraederförmigen Anordnung von vier Kugelwolken mit jeweils maximal zwei Elektronen. Diese Anordnung erlaubt eine möglichst große Distanz zwischen den Elektronen, die sich als negative Ladungsträger abstoßen. 3.1 Ungebundene Elektronenpaare Ist eine Kugelwolke mit zwei Elektronen gefüllt, kann diese keine Bindung eingehen und wird als ungebundenes Elektronenpaar bezeichnet. 3

4 3.2 Kovalente/Elektronenpaarbindungen Elektronenpaarbindungen sind Bindungen in Molekülen, die sich durch die Vereinigung zweier einfach besetzter Kugelwolken zweier Atome zu einer einzigen doppelt besetzten Kugelwolke verauchschaulichen lassen. Sie entstehen normalerweise wenn die Differenz der Elektonegativitäten der beiden reagierenden Elemente kleiner als 1.7 ist. 3.3 Zusammenhang des Kugelwolkenmodells mit der Lewis-/Valenzstrichschreibweise Ein ungebundenes Elektronenpaar wid in der Lewis-Schreibweise als ein Strich dargestellt. Ein freies Bindungselektron wird als Punkt dargestellt. Die tetraederförmige Anordnung der Kugelwolken wird normalerweise in Strukturformeln beachtet, sodass Bindungen (z.b. beim Wassermolekül) angewinkelt gezeichnet werden. 4 Molekülbindungen Zusätzlich zu den bereits angesprochenen Elektronenpaarbindungen gibt es Ionenbindungen, die generell bei EN > 1.7 auftreten. 4.1 Polare Elektronenpaarbindungen und Dipol-Moleküle Zieht ein Atom eines Moleküls die Bindungselektronen stärker an als ein anderes Atom, so entsteht an diesem Atom eine negative Teilladung. Merke: Das Molekül ist in seiner Gesamtheit elektrisch neutral. Möchte man diese Anziehung in der Strukturformel des Moleküls darstellen, kann man die Bindungen als Keile mit der Breiten Seite zur negativen Teilladung darstellen (siehe Fig. 1). Stimmt das Symmetriezentrum eines Moleküls nicht mit dem Ladungsausgleichszentum überein, ist eine Seite des Moleküls negativer als die Andere und man spricht von einem Dipol-Molekül. 5 Säuren 5.1 Herstellung von Säuren O H δ + H δ + Fig. 1 - Das Wassermolekül, ein Dipol Eine Möglichkeit der Herstellung von Säuren ist die Rektion eines Nichtmetalloxides mit Wasser. 4

5 5.2 Salze Salze eintstehen in der Regel durch die Reaktion einer Säure und einem Metall. Sie bestehen in der Regel aus Metallionen und Säurerestionen. 5.3 Oxonium-Ion und Dissoziation Als Dissoziation bezeichnet man den Zerfall von Säuren und wasserlöslichen Salzen in ihre Ionen beim Lösen in Wasser. HCl H + + Cl Da ein positives Wasserstoff-Ion bzw. Proton energetisch unbeständig ist verbindet es sich mit einem Wassermölekül und formt ein Oxonium-Ion: H + + H 2 O H 3 O + Säuren zerfallen generell in Säurerestionen und Oxonium-Ionen (H 3 O + ). Salze zerfallen bei ihrer Dissoziation in Metallionen und Säurerestionen. Metallionen sind immer positiv geladen. 5.4 Übersicht wichtiger Säuren Name des Säurerestions Formel des Säurerestions Name der Säure Formel der Säure Salzsäure HCl Chlorid-Ion Cl Schwefelsäure H 2 SO 4 Sulfat-Ion SO4 2 Salpetersäure HNO 3 Nitrat-Ion NO3 Kohlensäure H 2 CO 3 Carbonat-Ion CO 2 3 Phosphorsäure H 3 P O 4 Phosphat-Ion P O 3 4 Essigsäure CH 3 COOH Acetat-Ion CH 3 COO Blausäure HCN Cyanid-Ion CN 6 Ionengleichungen Ionengleichungen kann man anstatt von normalen Reaktionsgleichungen verwenden um die dissoziierten Ionen zu zeigen. Ist ein Stoff in Wasser gelöst und dissoziiert (in seine Ionen zerfallen) werden statt der Summenformel des Stoffes die Formeln für seine Ionen bzw. für die an der Reaktion beteiligten Ionen notiert. Ca (s) + 2HNO 3(aq) H 2(g) + Ca(NO 3 ) 2(aq) Ca (s) + 2H 3 O + (aq) + 2NO 3(aq) H 2(q) + Ca 2+ (aq) + 2NO 3(aq) + 2H 2O (l) 5