Grundwissen Chemie - 8. Klasse NTG

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1 Thema Einteilung der Stoffe Grundwissen Chemie - 8. Klasse NTG Stoffgemische (s. GW 5 NA) (bestehen aus mehreren Reinstoffen, mit physikalischen Methoden trennbar) Inhalt Stoffe Reinstoffe (s. GW 5NA) (bestehen aus nur einem Stoff, nicht mit physikalischen Methoden trennbar) Stoffgemische homogen (einheitliches Aussehen) Stoffgemisch Suspension (heterogen) Lösung (homogen) Emulsion (heterogen) heterogen (Bestandteile erkennbar) Komponenten nach Aggregatzustand fest / flüssig flüssig / fest, flüssig /flüssig, (flüssig/gasförmig) flüssig / flüssig Element (chemisch nicht weiter zerlegbar) Verbindung (chemisch zerlegbar) Beispiel Orangensaft (mit Fruchtfleisch) Meerwasser, Schnaps, Mineralwasser Milch Stofftrennung Kenneigenschaften von Reinstoffen Bewegung der Teilchen Filtration: Trennung eines heterogenen Gemisches (Suspension), Rückstand (fest) bleibt im Filter zurück, Filtrat (flüssig) wird aufgefangen Eindampfen: Trennung einer Lösung aus Feststoff und Flüssigkeit, Flüssigkeit verdampft, Rückstand = Feststoff Chromatographie: Trennung von Flüssigkeiten aufgrund unterschiedlicher Teilchengröße mit Hilfe von Fließmittel (z.b.: Wasser) und Chromatographiepapier (z.b. Filterpapier) Destillation: Trennung einer Lösung (flüssig/flüssig), deren Bestandteile unterschiedliche Siedetemperaturen besitzen. Der bei niedrigerer Temperatur verdampfende Bestandteil wird als Destillat bezeichnet, der zurückbleibende als Rückstand. Kenneigenschaften: Eigenschaften eines Stoffes, an denen er eindeutig identifiziert werden kann. Wichtige messbare Kenneigenschaften: Schmelztemperatur, Siedetemperatur, Dichte, Löslichkeit, elektrische Leitfähigkeit Grundlagen des Teilchenmodells s. GW 5NA Stoffe bestehen aus kleinsten Teilchen, die sich selbstständig bewegen (Brown sche Molekularbewegung). Die Bewegungsenergie (mittlere kinetische Energie) der Teilchen steigt mit zunehmender Temperatur. Diffusion: Selbstständige Durchmischung verschiedener Teilchen aufgrund ihrer Eigenbewegung (z.b.: Selbstständige gleichmäßige Verteilung von Kaliumpermanganat in Wasser)

2 Aggregatzustandsänderungen Kennzeichen chemischer Reaktionen Reaktionstypen Innere Energie, Aktivierungsenergie, Reaktionsenergie Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen Katalysator Massenerhaltung Aggregatzustände: s. GW 5NA Verdampfen: flüssig -> gasförmig Kondensieren: gasförmig -> flüssig Schmelzen: fest -> flüssig Erstarren: flüssig -> fest Sublimieren: fest -> gasförmig Resublimieren: gasförmig -> fest Stoffumwandlung Energiebeteiligung Umgruppierung der Teilchen Analyse: Eine Verbindung wird in mehrere Reinstoffe zerlegt. Diese können Verbindungen oder Elemente sein. (AB -> A + B) Synthese: Aus mehreren Reinstoffen (Elemente oder Verbindungen) entsteht eine neue Verbindung. ( A + B -> AB) Umsetzung: Kombination aus Analyse und Synthese. (AB + C -> A + BC) Innere Energie eines Stoffes (E i ): Die im Stoff gespeicherte Energie (chemisch und thermisch). Aktivierungsenergie (E A ): Energie, die zugeführt werden muss, um eine Reaktion zu starten. Reaktionsenergie (ΔE i ): Änderung der Inneren Energie bei chemischen Reaktionen. ΔE i = E i (Produkte) E i (Edukte) Endotherme Reaktion: Es muss laufend Energie zugeführt werden, um die Reaktion aufrecht zu erhalten. E i (Produkte) > E i (Edukte) => ΔE i > 0 Exotherme Reaktion: Nach dem Starten läuft eine Reaktion selbstständig ab. Dabei wird Energie (in Form von Wärme, Licht, elektrischer Energie ) freigesetzt. E i (Produkte) < E i (Edukte) => ΔE i < 0 Katalysator: eröffnet einen neuen Reaktionsweg, der eine geringere Aktivierungsenergie benötigt Der Katalysator nimmt an der Reaktion teil, liegt aber nach der Reaktion unverändert vor, er wird also nicht verbraucht. Die chemische Reaktion läuft schneller ab. Gesetz von der Erhaltung der Masse: Bei chemischen Reaktionen bleibt die Gesamtmasse der beteiligten Stoffe konstant. => Masse der Edukte = Masse der Produkte Auf Teilchenebene: Die Gesamtanzahl der Atome bleibt gleich. Es können keine Atome verschwinden oder neu dazu kommen

3 Atome, Moleküle, Ionen, Molekülionen Verhältnisformel Molekülformel Aufstellen von chemischen Formeln mit Hilfe der Wertigkeit Benennung von Salzen Atome: kleinste Teilchen, die durch chemische Reaktionen nicht weiter zerlegt werden können. Moleküle: Teilchen, die sich aus 2 oder mehreren Nichtmetallatomen zusammensetzen. Moleküle von Elementen bestehen aus einer Atomsorte, Moleküle von Verbindungen aus verschiedenen Atomsorten. Ionen: Elektrisch positiv (Kationen) oder negativ (Anionen) geladene Teilchen. Sie werden aus Atomen (-> Atom-Ionen) oder Molekülen (-> Molekül-Ionen) gebildet. Verhältnisformel: Ergibt sich aus dem Zahlenverhältnis der Metall-Kationen und Nichtmetall- Anionen zueinander. Verwendung bei Salzen. Beispiele: Natriumchlorid (NaCl): Jeweils gleich viele Natrium-Kationen und Chlorid- Anionen Calciumfluorid (CaF 2 ): Doppelt so viele Fluorid-Anionen wie Calcium-Kationen Molekülformel: Gibt im Gegensatz zur Verhältnisformel die genaue Anzahl der Atome an, die in einem Molekül gebunden sind. z.b.: Kohlenstoffdioxid-Molekül Besteht aus genau einem Kohlenstoffatom und zwei Sauerstoffatomen Molekülformel (CO 2 ) z.b.: Kohlenstoffmonooxid-Molekül Besteht aus genau einem Kohlenstoffatom und einem Sauerstoffatomen Molekülformel (CO) Allgemein: Verbindung aus den Stoffen A und B mit der Formel A x B y Beispiel: Kupfer(I)- oxid 1. Anschreiben der Elementsymbole: A B Cu O I II 2. Feststellen der Wertigkeiten: Cu O 3. Berechnen der Indizes nach der Kreuzregel, so dass gilt: Wertigkeit (A) * x = Wertigkeit (B) * y I * 2 = II * 1 Dabei kleinstmögliche Zahlen verwenden! (Gegebenenfalls kürzen!) Cu 2 O 1. Salze aus Hauptgruppenmetall-Kationen und Nichtmetall-Anionen: Der deutsche Name des Metalls wird vorangestellt und der lateinische/griechische Wortstamm des Nichtmetalls mit der Endung -id angehängt. (z.b. Magnesiumoxid: MgO) 2. Salze aus Nebengruppenmetall-Kationen und Nichtmetall-Anionen: Hinter den deutschen Namen des Metalls wird dessen Wertigkeit als römische Zahl in Klammern geschrieben (da nicht aus PSE ablesbar). Der lateinische/griechische Wortstamm wird wie bei 1 angehängt. (z.b. Eisen(III)-oxid: Fe 2 O 3 )

4 Benennung von Molekülen Zahlwörter und lateinische/ griechische Endungen Molekular vorkommende Elemente Aufstellen von Reaktionsgleichungen Atombau / Elementarteilchen Analog zu Salzen, mit dem Unterschied: Die Anzahl der Atome des jeweiligen Elements wird in Form von griechischen Zahlwörtern angegeben ( Mono vor dem erstgenannten entfällt!). Das Zahlwort bezieht sich immer auf das danach genannte Element! Beispiele: NO 2 : Stickstoffdioxid (1 Stickstoff-Atom, 2 Sauerstoff-Atome) NO: Stickstoffmonooxid (1 Stickstoff-Atom, 1 Sauerstoff-Atom) Zahlwörter: 1 mono 3 tri 5 penta 7 hepta 9 nona 2 di 4 tetra 6 hexa 8 octa 10 deca Endungen: bei Sauerstoff -oxid bei Brom -bromid bei Schwefel -sulfid bei Iod -iodid bei Fluor -fluorid bei Stickstoff -nitrid bei Chlor -chlorid bei Phosphor -phosphid bei Kohlenstoff -carbid bei Wasserstoff -hydrid Eselsbrücke: HOFBrINCl Die Elemente Wasserstoff, Sauerstoff, Fluor, Brom, Iod, Stickstoff und Chlor kommen immer als zweiatomige Moleküle vor. Die Molekülformeln dieser Elemente müssen also H 2, O 2, F 2, Br 2, I 2, N 2 und Cl 2 lauten. Diese Regel gilt nur, wenn der Stoff elementar vorkommt, nicht in Verbindungen mit einem dieser Stoffe! Regeln zum Aufstellen von Reaktionsgleichungen. 1. Reaktionsschema: (Geübte können diesen Schritt weglassen.) z.b.: Stickstoff + Chlor Stickstofftrichlorid 2. Formeln aufstellen: (Vor den Formeln Platz für Koeffizienten lassen!) z.b.: N 2 + Cl 2 NCl 3 3. Mit Koeffizienten ausgleichen: So, dass auf der Produktseite die gleiche Anzahl jeder Atomart vorliegt wie auf der Eduktseite. z.b.: N Cl 2 2 NCl 3 Atom Atomkern Atomhülle Protonen (p + ) (einfach positiv geladen) Masse: 1 unit Neutronen (n) (ungeladen) Masse: 1 unit Elektronen (e - ) (einfach negativ geladen) Masse: vernachlässigbar Nukleonen (Kernteilchen) Valenzelektronen Ein ungeladenes Atom enthält immer gleich viele Protonen wie Elektronen! Die Valenzelektronen sind die Elektronen auf der höchsten besetzten Energiestufe

5 Nukleonenzahl/ Massenzahl und Kernladungszahl/ Ordnungszahl Gruppen und Perioden Ionisierungsenergie Edelgaskonfiguration Aufbau von Salzen Salzbildung Aufbau von Metallen Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die aufgewendet werden muss, um ein Valenzelektron aus der Atomhülle zu entfernen. Es entsteht ein Kation (-> positiv geladenes Ion). Im Periodensystem: -> Abnahme innerhalb einer Hauptgruppe von oben nach unten Grund: Zunahme des Atomradius -> Zunahme innerhalb einer Periode von links nach rechts Grund: Abnahme des Atomradius Nukleonenzahl/Massenzahl (oben) = Gesamtanzahl der Protonen und Neutronen S Kernladungszahl/Ordnungszahl (unten) = Anzahl der Protonen (-> Anzahl der Elektronen) Hauptgruppen (Spalten I VIII im PSE): Alle Atome innerhalb einer Hauptgruppe besitzen die gleiche Anzahl an Valenzelektronen Periode (Zeilen im PSE): Alle Atome innerhalb einer Periode besitzen die gleiche Anzahl an besetzten S Energiestufen. Edelgaskonfiguration: Die Elektronenkonfiguration von 8 Valenzelektronen (Ausnahme Helium: 2 VE) ist besonders stabil. Edelgase: Elemente der 8. Hauptgruppe Salze bestehen aus Nichtmetall-Anionen und Metall-Kationen. Diese bilden ein Ionengitter. Zusammenhalt durch elektrostatische Anziehungskräfte (Ionenbindung) Gegenseitige Anziehung bzw. Abstoßung führt zu regelmäßiger Anordnung der Ionen im Ionengitter Das Zahlenverhältnis der Anionen und Kationen ist stets so, dass sich die Ladungen gegenseitig ausgleichen. Salze entstehen bei Reaktion von Metallen mit Nichtmetallen. Metall-Atome sind Elektronendonatoren, sie geben Elektronen ab Nichtmetall-Atome sind Elektronenakzeptoren, sie nehmen Elektronen auf => Elektronenübergang vom Metall-Atom zum Nichtmetall-Atom -> Alle Salzbildungsreaktionen verlaufen exotherm Positiv geladene Atomrümpfe: Metall-Atome geben ihre Valenzelektronen leicht ab => Übrig bleiben positiv geladene Atomrümpfe. Elektronengas: Die abgegebenen Valenzelektronen sind frei beweglich (delokalisiert) und nicht an einzelne Metall-Atome gebunden. Metallbindung: Zwischen dem negativ geladenen Elektronengas und den positiv geladenen Atomrümpfen wirken elektrostatische Anziehungskräfte

6 Edle und unedle Metalle Elektrolyse Elektronenpaarbindung (auch: kovalente Bindung, Atombindung) Unedle Metalle (z.b.: Alkali- und Erdalkalimetalle): Je unedler ein Metall, desto leichter geben dessen Atome Valenzelektronen ab. => Hohe Reaktionsbereitschaft mit Sauerstoff und verdünnter Salzsäure Edle Metalle (z.b. Au, Pt) Geringe Bereitschaft Elektronen abzugeben Ionen edler Metalle nehmen Elektronen von Atomen unedlerer Metalle auf! z.b.: Cu 2+ + Fe -> Cu + Fe 2+ Elektrolyse Eine Elektrolyse ist eine durch Energie in Form von elektrischem Strom erzwungene Reaktion (=> endotherm). Elektrolyse einer Salzlösung: In Lösung sind die Ionen des Salzes frei beweglich. => Bei Anlegen einer Spannung wandern die Ionen zum jeweils gegensätzlich geladenen Pol (Anionen zur Anode, Kationen zur Kathode). An der Anode (+) geben die Nichtmetall-Anionen (-) Elektronen ab. => Es entsteht das elementare Nichtmetall. An der Kathode (-) nehmen die Metall-Kationen (+) Elektronen auf. => Es entsteht das Metall Verbinden sich Nichtmetall-Atome miteinander zu Molekülen, so kommt es zur Ausbildung gemeinsamer (bindender) Elektronenpaare. Ein bindendes Elektronenpaar besteht aus zwei Elektronen, wobei jedes Atom je ein Elektron beisteuert. Ein Atom bildet stets so viele Elektronenpaarbindungen aus, dass es formal die stabile Edelgaskonfiguration erreicht!