Ionennachweise 9C1. Schreibweise von Reaktionsgleichungen9C2. stöchiometrisches Rechnen 9C3. Molekülgeometrie 9C4

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1 Ionennachweise 9C1 Alkali- und Erdalkalimetalle: Flammenfärbung: Na + :gelb, Ca 2+ : rot, Ba 2+ : grün Halogene: Niederschlagsreaktionen AgCl weiß, AgBr:gelblich, AgI gelb Gase: Sauerstoff: Glimmspanprobe Wasserstoff: Knallgasprobe Kohlendioxid: Kalkwasser (weißer Niederschlag) Schreibweise von Reaktionsgleichungen9C2 stöchiometrisches Rechnen 9C3 Wortgleichung z. B. Silbernitrat und Kochsalz reagieren zu Silberchlorid (weißer Niederschlag) und Natriumnitrat Stoffgleichung AgNO 3 + NaCl à AgCl + NaNO 3 Ionengleichung Ag + +NO 3 + Na + + Cl à AgCl + Na + + NO 3 gekürzte Ionengleichung Ag + + Cl à AgCl n(x): Stoffmenge einer Stoffportion in mol N(X): Teilchenzahl einer Stoffportion (keine Einheit!) m(x): Masse einer Stoffportion in g, kg,... M(X): molare Masse einer Stoffportion in g/mol V(X): Volumen einer Stoffportion in L, m3... N A : Avogardrokonstante 6,022 * /mol V M : molares Volumen 22,4 L/mol c(x): molare Konzentration in mol/l N( X ) n( X ) = m( X ) V ( X ) n ( X ) = n( X ) = M ( X ) N A V M n( X ) c( X ) = V Lösung Molekülgeometrie 9C4 Elektronenpaarabstoßungs-Modell: Bindungselektronenpaare um Zentralatom (ZA) nehmen größtmöglichen Abstand zueinander ein Grundfiguren abhängig von Anzahl aller Elektronenpaare um Zentralatom 4:Tetraeder (CH 4 ), 3:trigonal- planar (BF 3), 2:linear (CO 2 ) Ableitung: Grundfigur ermitteln, je nach Zahl freier Elektronenpaar tatsächliche Struktur ableiten Bsp. NH 3: 4 Paare à Grundfigur Tetraeder 1 freies Paar à pyramidal Besonderheiten freie Elektronenpaare brauchen etwas mehr Raum; Winkel: CH 4 :109, NH 3 : 107, H 2 O: 105 Doppel- und Dreifachbindungen haben etwa gleichen Raumanspruch wie Einfachbindungen: CO 2 à linear

2 Elektronegativität (EN) und Folgen 9C5 Definition: Maß für die Fähigkeit, ein / mehrere gemeinsame / s Elektronenpaar an sich zu ziehen (je größer EN, desto stärker der Zug, Werte auf Rückseite des PSE) Folgen: unpolare Bindung, wenn EN < 0,3) polare kovalente Bindung, wenn EN > 0,3 Dipol: wenn polare kovalente Bindung und Molekül asymmetrisch (alle außer Tetraeder, trigonal-planar, linear) Ionenbindung, wenn EN > 1,7 zwischenmolekulare Wechselwirkungen 9C6 je stärker, desto höher der Schmelz- und Siedepunkt Ordnung nach zunehmender Stärke: van-der-waals-kräfte: unpolare Moleküle z. B. Kohlenwasserstoffe: CH 4, C 2H 6... Dipol-Dipol-Kräfte: bei Dipolen (siehe 9C5) z. B. NF 3 Wasserstoffbrückenbindungen: zwischen stark positiv polarisiertem H-Atom und freiem Elektronenpaar von F; O, N eines anderen Moleküls z. B. H 2O Ion-Dipol-Wechselwirkung: z. B. gelöstes Salz in Wasser Ion-Ion-Wechselwirkung: zwischen Kationen und Anionen in Salzen Wasser 9C7 Lebensgrundlage (Mensch 60 % Wasser) Dichteanomalie: größte Dichte bei 4 C Oberflächenspannung à Wasserläufer Wasserstoffbrücken: hohe Siedetemperatur Lösungsmittel Hydratation (= Wassermoleküle lagern sich um Ionen) von Ionen z. B. bei NaCl Ausbildung von Wasserstoffbrücken, z. B. bei Ethanol (Trinkalkohol) Säure Säurerest Name des Restes 1 HCl(aq) Cl Chlorid 2 H2SO4 HSO4 /SO4 2 Hydrogensulfat / Sulfat 3 H2 SO3 HSO3 - /SO3 2 Hydrogensulfit /Sulfit 4 HNO3 NO3 Nitrat Säuren und Säurereste9C8 5 6 HNO2 H2 CO3 NO2 HCO3 2 CO3 Nitrit Hydrogencarbonat Carbonat 7 H3 PO4 H2PO4 HPO4 2 3 PO4 Dihydrogenphosphat Hydrogenphosphat Phosphat 8 HAc (CH3COOH) Ac - (CH3COO - ) Acetat

3 Basen 9C9 liegen in Wasser als Ionen vor (Metallkationen und Hydroxidionen) NaOH à Na + und OH - wichtige Basen = Laugen Natronlauge: NaOH(aq) Kalilauge: KOH(aq) Barytwasser = Bariumhydroxid: Ba(OH) 2 (aq) Kalkwasser = Calciumhydroxid in Wasser Ca(OH) 2 aq Sonderfall: Ammoniakwasser: NH 3 (aq): in Wasser als NH OH - Säuren, Basen, Ampholyte,9C10 Säuren: Darstellung: lösliches Metalloxid oder Wasserstoffhalogenid in Wasser geben Protonendonatoren bilden in Wasser Oxoniumionen (H 3O + ) Basen: Darstellung: lösliches Nichtmetalloxid oder Alkalimetall in Wasser geben Protonenakzeptoren bilden in Wasser Hydroxidionen (OH - ) Ampholyte, z. B. H 2O reagieren je nach Partner als Säure oder Base Indikatoren9C11 (lat. indicare = anzeigen): zeigen durch Farbe an, ob eine wässrige Lösung sauer, neutral oder basisch (=alkalisch) ist Lackmus: sauer: rot; neutral: violett; alkalisch: blauuniversalindikator (= Indikatorengemisch)sauer: rot, neutral: grün, alkalisch: blau ph-wert9c12 gibt an, ob eine wässrige Lösung neutral (7), bzw. wie stark sauer (0-6) oder alkalisch (8-14) eine wässrige Lösung ist. Maß für die H 3 O+-Ionenkonzentration einer Lösung

4 Neutralisation 9C13 Säure + Base à Salz (aus Basenkation und Säurerest) + Wasser Äquivalenzpunkt: n(h 3 O + ) = n(oh - ) Titration: Bestimmung der Stoffmengenkonzentration von Säuren oder Basen mit Hilfe einer Lösung bekannter Konzentration (=Maßlösung) Redoxreaktion9C14 Redoxreaktion: Reduktion und Oxidation kommen stets gemeinsam vor 2 Definitionen: 1. Bezug auf Sauerstoff Oxidation = Aufnahme von Sauerstoff Reduktion = Abgabe von Sauerstoff 2. Bezug auf Elektronen Oxidation = Abgabe von Elektronen Reduktion = Aufnahme von Elektronen (Ermittlung mit Hilfe von Oxidationszahlen) Herleitung: Elektronegativitäten der Bindungspartner Ermittlung der OZ9C15 Oxidationszahl (OZ) eines Elements ist stets 0 OZ des Atoms in einem einatomigen Ion entspricht Ladung des Ions H in Verbindung mit Nichtmetallen OZ+I Fluor hat immer OZ I. Sauerstoff hat i. d. R. OZ II (außer in H 2 O 2 ) Summe der OZ aller Atome eines Moleküls ist 0 Summe der OZ eines Ions ist gleich der Ionenladung Aufstellen von Redoxgleichungen9C16 1. OZ aller Atome ermitteln 2. aus Differenz der OZ aufgenommene / abgegebene Elektronen ermitteln 3. Teilgleichungen für Ox / Red aufstellen: 3.1 Ox: e- stehen rechts, Red e- stehen links 3.2 Ladungsausgleich: saures Milieu: H 3 O +, basisches = alkalisches: OH Atombilanz (H und O mit H 2 O) 3.4 Elektronenausgleich 4. Gesamtgleichung angeben

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