Nötige Vorkenntnisse für das Bearbeiten der. Station 1. Thema Licht und Farbigkeit

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1 Nötige Vorkenntnisse für das Bearbeiten der Station 1 zum Thema Licht und Farbigkeit Farbmittel Seite im Hefter:... Datum:... Dies ist eine Wiederholung von bereits unterrichteten Lerninhalten!! Um an der ersten Station zum Thema Licht und Farbigkeit arbeiten zu dürfen, müssen Sie den Eingangstest bestehen. Sollten Sie diesen nicht bestehen, können Sie einen Wiederholungstest (mit etwas anderen Inhalten und etwas schwieriger) in der nächsten Unterrichtsstunde durchführen. Sollte dies auch nicht zum Erfolg führen, erhalten Sie von mir ein Extra-Programm. Die Eingangstests werden nicht benotet. Sie sollten aber sorgfältig und zügig sich um die hier beschriebenen Vorkenntnisse kümmern, damit Sie nicht zu viel Zeit verlieren! Sollten Sie die Bearbeitung aller Themen an den verschiedenen Stationen nicht schaffen, so werden Sie bei der Klausur auch nicht alle Fragen beantworten können. Inhalt Grundbegriffe: Element, Verbindung, Reinstoff, Molekül, Gemisch... 2 Elementarteilchen... 3 Die gängigen Atommodelle: Schalenmodell, Kugelwolkenmodell (KWM), Grundlagen der Orbitaltheorie... 3 Orbitaltheorie (Kästchenschreibweise)... 3 Wertigkeit, Oxidation in allen drei Definitionen; Oxidationsstufen... 5 Begriffe: anorganische und organische Stoffe... 6 Das Aufstellen von Reaktionsschemata... 6 Ionenformelschreibweise; Dissoziation von Säuren Kristallwasser Metallhydroxide, Basen, Laugen, alkalische Lösungen /12 Vorkenntnisse für Station 1

2 Grundbegriffe: Element, Verbindung, Reinstoff, Molekül, Gemisch Element = Atomsorte. Es gibt 118 Atomsorten, die im Periodensystem der Elemente (PSE) aufgeführt sind (Stand 2012). Davon kommen 92 natürlich vor. Die anderen 26 wurden künstlich hergestellt. Diese 118 Atomsorten nennt man Elemente. Besteht ein Stoff nur aus einer Atomsorte, so muss es sich also um ein Element handeln. Andernfalls handelt es sich um eine Verbindung. Elemente und Verbindungen sind Reinstoffe. Bei Verbindungen bestehen die Moleküle aus unterschiedlichen Atomsorten (Elemente). Ein Molekül ist die kleinste, typische Baueinheit eines Stoffes. In dieser Baueinheit sind mehrere gleiche oder ungleiche Atomsorten miteinander gebunden. Es gibt Elemente, die molekular vorkommen (Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff und die Halogene 1 ). Die Edelgase kommen elementar vor. Das bedeutet, diese Gase bestehen aus einzelnen, freien Atomen. Früher dachte man, dass es nur vier Elemente gibt (Erde, Feuer, Wasser, Luft). Jedoch handelt es sich im chemischen Sinne nicht um Elemente. Erde ist ein Gemisch (=unterschiedliche Stoffe) ), dessen Hauptbestandteil die Verbindung Siliciumdioxid ist. Feuer ist gar kein Stoff, sondern das Erscheinungsbild von brennenden Gasen, Wasser ist eine Verbindung (aus den Elementen Wasserstoff und Sauerstoff) und Luft ist ein Gemisch aus unterschiedlichen Gasen mit dem Hauptbestandteil Stickstoff. Der wissenschaftliche Begriff Element wurde vor allem von Robert Boyle ( ) eingeführt: "Ein Element ist ein Reinstoff, der durch chemische Methoden nicht weiter zerlegt werden kann." Wichtig zu wissen: Eine Verbindung hat nichts mehr mit den Elementen zu tun. Eine Verbindung besitzt völlig andere Eigenschaften als die Elemente aus denen sie "zusammengesetzt" ist: Wasser z.b. hat völlig andere Eigenschaften als Wasserstoff und Sauerstoff. Weiterführender Link: Einteilung der Stoffe (2), hier finden Sie auch einen kleinen Test zu diesem Thema. 1 Elemente der VII. Hauptgruppe 2/12 Vorkenntnisse für Station 1

3 Elementarteilchen Atome bestehen nach dem Schalenmodell aus drei Arten von Elementarteilchen [Die Grammangabe müssen Sie nicht auswendig lernen] Der Begriff Elementarteilchen steht in Gänsefüßchen, da ein Elektron eigentlich kein Teilchen ist, sondern eher eine Ladung. Die gängigen Atommodelle: Schalenmodell, Kugelwolkenmodell (KWM), Grundlagen der Orbitaltheorie Da hierzu alles im 1. Halbjahr unterrichtet worden ist, bitte ich den eigenen Hefter zu Rate zu ziehen oder auf meiner Homepage aufzuarbeiten. Orbitaltheorie (Kästchenschreibweise) Mit Hilfe der Kästchenschreibweise lassen sich die Aufenthaltsräume (Orbitale) der Elektronen eines Elementes veranschaulichen. Ein Orbital wird durch ein Kästchen dargestellt. Die Anzahl der in ihm vorhandenen Elektronen wird durch eine kleine hochgestelltee Zahl bzw. durch Pfeile verdeutlicht. In jedem Orbital finden maximal zwei Elektronen Platz 2, energetisch gleichwertige Orbitale werden erst gleichmäßigg einfach besetzt (Regel von Hund). Auf der nächsten Seite sehen Sie einige Beispiele. Nehmen Hand und vollziehen Sie die Kästchenschreibweise nach. Sie sich ein PSE 3 zur 2 wobei sich die beiden Elektronen in der Spinquantenzahl unterscheiden (Pauli-Prinzip). 3 Periodensystem der Elemente. 3/12 Vorkenntnisse für Station 1

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5 Wertigkeit, Oxidation in allen drei Definitionen; Oxidationsstufen Mit Hilfe der Wertigkeit (oder auch Bindigkeit) können Sie das Teilchenverhältnis der kleinsten Baueinheit einer Verbindung bestimmen. Damit sind Sie in der Lage Summenformeln aufzustellen. Erst wenn Sie das beherrschen, können Sie Reaktionsschemata aufstellen. Die Wertigkeit wird in einigenn PSE angegeben. Alle Informationen und Zusammenhänge hierzu finden Sie auf Recherchieren Sie dort. Oxidationsbegriffe: Der Begriff kann, je nach Kenntnisstand, verschiedenes bedeuten. Kontext: Oxidation als Reaktion eines Stoffes mit Sauerstoff (Verbrennung). Alle Oxidationen sind exotherm! Schwefel + Sauerstoff Schwefeldioxid S + O 2 SO 2 /exotherm 5/12 Vorkenntnisse für Station 1

6 Kontext: Oxidation als Abgabe von Elektronen Al + 3 O 2 2 Al 2 O 3 / exotherm Ein Aluminium-Atom hat bei dieser Reaktion drei Elektronen abgegeben. Aluminium wurde also oxidiert. Kontext: Oxidation als Erhöhung der Oxidationszahl (Oxidationsstufe) Wie man die Oxidationszahlen bestimmt, wurde ausführlich im Unterricht besprochen. Auch hier kann man auf eventuell vorhandene "Lücken" ausfüllen. Tipp: Benutzen Sie die Suchmaske! Merke: Die Umkehrung der Oxidation ist die Reduktion! Begriffe: anorganische und organische Stoffe Stoffe, die Kohlenstoff-Atome enthalten, werden zur organischen Chemie gezählt. Ausnahmen: Kohlenstoff als Element selbst, die niedermolekularen 4 Kohlenstoffoxide, Kohlensäure und ihre Salze. Das Aufstellen von Reaktionsschemata Der Begriff Reaktionsschema ist gleichbedeutend mit "Reaktionsgleichung". Der Begriff "Reaktionsgleichung" ist ungünstig, da es sich nicht um eine mathematische Gleichung handelt. Links vom Reaktionspfeil stehen die Ausgangsstoffe (Edukte) rechts vom Reaktionspfeil stehen die Stoffe, die bei der 4 Niedermolekular bedeutet: kleine Moleküle. 6/12 Vorkenntnisse für Station 1

7 chemischen Reaktion entstehen (Reaktionsprodukte). Man kann also wirklich nicht sagen, dass Edukte und Reaktionsprodukte gleich sind. Aus diesem Grund wird der Begriff Reaktionsschema bevorzugt. Das einzige, was den Ausdruck "Reaktionsgleichung" rechtfertigt ist die Tatsache, dass die Anzahl der Atome links und rechts vom Reaktionspfeil gleich ist und demzufolge auch die Masse der Ausgangsstoffe und der Reaktionsprodukte gleich ist. Ein gängiger Ausdruck ist: "Formuliere das Reaktionsschema...". Hier soll kein Aufsatz über die Reaktion geschrieben werden, sondern ein Reaktionsschema aufgestellt werden! Man kann Reaktionsschemata in verschiedenen Formen aufstellen. Nach Zunahme des Informationsgehaltes bzw. Schwierigkeitsgrades geordnet: 1. Allgemeines Reaktionsschema in Worten bzw. allgemeines Wort- Reaktionschema: Ausgangsstoffe (Edukte) -> Reaktionsprodukte /endotherm oder exotherm Säure + unedles Metall -> Salz + Wasserstoff / exotherm 2. Reaktionsschema in Worten (bzw. Wort-Reaktionsschema): Salzsäure + Zink -> Zinkchlorid + Wasserstoff / exotherm 3. Reaktionsschema in Symbolformelschreibweise 2 HCl (l) + Zn -> ZnCl 2 + H 2 / exotherm 4. Reaktionsschema in Ionenformelschreibweise 2 HCl (l) + Zn -> Zn 2+ Cl H 2 / exotherm 5. Reaktionsschema in detaillierter Ionenformelschreibweise Beispiele: (1) 2 H + (aq) + 2 Cl - (aq) + Zn -> Zn 2+ (aq) + 2 Cl - (aq) + H 2 / exotherm Zinkchlorid ist wasserlöslich, daher werden die Ionen mit einem "+" getrennt! 7/12 Vorkenntnisse für Station 1

8 (2) Neutralisationsreaktion: Na + (aq) + OH - (aq) + H + (aq) + Cl - (aq) Na + (aq) + Cl - (aq) + H 2 O / exotherm Natronlauge reagiert mit Salzsäure zu einer wässrigen Natriumchloridlösung! Eine Anleitung: Gehen Sie in folgender Reihenfolge vor: 1. Überlegen Sie, welche Stoffe bei der Reaktion bekannt sind. Sind es Edukte (Ausgangsstoffe) oder Reaktionsprodukte? Beispiele: a) Es soll Aluminiumoxid synthetisiert (hergestellt) werden. In diesem Fall ist das Reaktionsprodukt bekannt (rechte Seite des Reaktionsschemas) und Sie müssen schlussfolgern, dass man für die Synthese die Elemente Aluminium und Sauerstoff braucht (Oxide sind Verbindungen, die durch eine Reaktion mit Sauerstoff entstanden sind). b) Aluminium reagiert mit Sauerstoff. In diesem Fall sind die Edukte bekannt, nicht das Reaktionsprodukt. Zum Aufstellen des Reaktionsschemas müssen Sie wissen, dass das Reaktionsprodukt bei einer Oxidation (Reaktion mit Sauerstoff) mit allgemeinem Namen Oxid heißt. Also muss Aluminiumoxid entstehen. 2. Stellen Sie das Reaktionsschema in Worten auf Bei der Entscheidung, ob eine Reaktion in ihrer Bilanz (Aktivierungsenergie / frei werdende Energie) exotherm oder endotherm ist, hilft Ihnen in der Regel das Beobachten während der Reaktion (Licht? Wärme? Explosion?). In diesem Fall brauchen Sie das nicht, denn Oxidationen sind bis auf Spezialfälle immer exotherm. 3. Schreiben Sie nun die Symbole unter die Namen Al + O Al O / exotherm Da Aluminiumoxid eine Verbindung ist, werden die Symbole hintereinander geschrieben, schließlich sind die Teilchen ja aneinander gebunden (lassen Sie etwas Platz, denn vielleicht kommen noch Indexzahlenn hinzu). Bei Oxiden wird das O immer ans Ende gesetzt. 4. Überlegen Sie, ob es in dem Reaktionsschema Stoffe gibt, die molekular vorkommen Al + O 2 Al O / exotherm Sauerstoff (als Bestandteil der Luft) kommt molekular vor. 8/12 Vorkenntnisse für Station 1

9 5. Jetzt müssen Sie herausfinden, wie die genaue Zusammensetzung des Reaktionsproduktes ist Dazu brauchen Sie das PSE (Periodensystem der Elemente) oder eine Liste mit den so genannten Wertigkeiten bzw. Bindigkeiten. Bei den Metallen der Hauptgruppen entspricht die jeweilige Hauptgruppenzahl der Wertigkeit des Metalls. Für die Nichtmetalle gibt es folgende Regel: Zählen Sie von der Hauptgruppenzahl bis acht, dann haben Sie die Wertigkeit ermittelt. Sauerstoff steht in der VI. Hauptgruppe. Von 6 bis 8 sind 2. Also ist die Wertigkeit von Sauerstoff 2. Von Helium ist die Wertigkeit 0 muss ja auch, denn Helium ist ein Edelgas und reagiert unter normalen Bedingungen nicht mit anderen Stoffen. Allerdings muss man bei dieser Regel beachten, dass die Elemente der IV., V. und VI. Hauptgruppe auch andere Wertigkeiten besitzen können (siehe PSE). Auch bei den so genannten Nebengruppen-Elementen gibt es verschiedene Möglichkeiten. Eisen z.b. kann 2- oder 3-wertig sein. Dementsprechend gibt es z.b. Eisen(II)-chlorid und Eisen(III)-chlorid. Merken Sie sich auch: Die Halogene sind alle einwertig! III II Al + O 2 Al O / exotherm Bilden Sie nun das kleinstee gemeinsame Vielfache der beiden Wertigkeiten. Das ist 6! An die Symbole in der Verbindung werden als tiefgestellte kleine Zahlen (Indexzahlen) die Zahlen notiert, die mit der entsprechenden Wertigkeit das kleinste gemeinsame Vielfache ergibt. In diesem Fall also: III II Al + O 2 Al 2 O 3 / exotherm Die Indexzahl bezieht sich immer nur auf das Symbol direkt vor dieser Zahl! 6. Für die Ionenformelschreibweise überlegt man sich folgendes: Alle Elemente die links von der Kohlenstoff-Hauptgruppe stehen sind Metalle. Sie geben gerne Elektronen ab, um die Edelgaskonfiguration zu erhalten (alle Schalen bzw. Kugelwolken sind mit Elektronen voll besetzt). Links von der Kohlenstoff-Hauptgruppe stehen die Nichtmetalle, die gerne Elektronen aufnehmen um die Edelgaskonfiguration zu erhalten. Gibt ein Atom eines Metalls Elektronen ab, so entsteht das entsprechende positive Ion (Kation), da es nun mehr Protonen als Elektronen im Atom hat. Nimmt ein Atom eines Nichtmetalls Elektronen auf, so entsteht das entsprechende Nichtmetall-Ion, das negativ geladen ist (Anion). Wie viel Elektronen aufgenommen oder abgegeben werden hängt von der Stellung im PSE ab (Anzahl der Valenzelektronen). Im Prinzip entspricht die Wertigkeit eines Elementes der Anzahl an Elektronen, die aufgenommen bzw. abgegeben werden. Merken Sie sich: Metall-Ionen sind immer positiv geladen, Nichtmetall-Ionen sind immer negativ geladen Al + O 2 Al 2 O 3 / exotherm Die kleinste Baueinheit der Verbindung Aluminiumoxid besteht also aus zwei Aluminium- 9/12 Vorkenntnisse für Station 1

10 Ionen, die jeweils 3-fach positiv geladen sind, und drei Sauerstoff-Ionen, die jeweils 2-fach negativ geladen sind. 7. Ausgleichen Nach dem Gesetzt von der Erhaltung der Masse geht bei einer chemischen Reaktion in einem geschlossenen System kein Teilchen verloren. Es findet lediglich eine Umordnung und oft eine Ladungsveränderung der Teilchen statt. Daher ist es an dieser Stelle auch besser von Teilchen zu sprechen und nicht von Atomen oder Ionen. Die Anzahl der Teilchen auf der linken Seite musss also gleich der Anzahl auf der rechten Seite des Reaktionsschemas sein. Tipp: Fangen Sie mit der größten Indexzahl an. Gibt es mehrere Möglichkeiten, so beginnen Sie mit der Indexzahl, die dem Sauerstoff zugeordnet ist. In unserem Beispiel ist das die 3! Al + O 2 Al 2 O 3 / exotherm Auf der rechten Seite des Reaktionsschemas sind also 3 Sauerstoff-Teilchekleinste gemeinsame Vielfache von 2 und 3 ist 6. Es müssen 6 und auf der linken Seite nur 2. Das Sauerstoff-Teilchen links und 6 Sauerstoff-Teilchen rechts sein. Dazu wird das linke Sauerstoff-Molekül mit 3 multipliziert und die Aluminiumoxid-Baueinheit mit 2: Al + 3 O Al 2 O 3 / exotherm Zum Schluss müssen wir noch die Anzahl der Aluminium-Teilchen ausgleichen. Auf der rechten Seite befinden sich 4 Aluminium-Teilchen (2x2): Al + 3 O 2 2 Al 2 O 3 / exotherm Ionenformelschreibweise; Dissoziation von Säuren Es gibt drei Stoffklassen, die aus Ionen bestehen: Salze, Säuren und Laugen. Salze: Salze bestehen aus positiv geladenen Metall-Ionen (Kationen) und negativ geladenen Nichtmetall-Ionen (Anionen) bzw. Säurerest-Ionen. Kationen und Anionen ziehen sich an (Ionenbindung) und bilden ein Ionengitter: 10/12 Vorkenntnisse für Station 1

11 Da Wasser ein polares Lösemittel ist, können die Wasser-Moleküle besonders an den Ecken des Salzkristalls Ionen "heraus brechen". Anschließend werden die Ionen von Wassermolekülen umhüllt (Hydrathülle). Jetzt können sich die Ionen nicht mehr gegenseitig anziehen. Sie verteilen sich im Lösemittel und sind für unseree Augen nicht mehr sichtbar. aqua = lat. Wasser (aq) = Hydrathülle Kristallwasser Zwischen den Ionen eines Ionengitters findet sich bei einigen Salzen genügend Platz für Wassermoleküle. Durch Erwärmen des Salzes kannn man dieses so genannte Kristallwasser austreiben. Ein typisches Beispiel ist das Salz Kupfersulfat, das Sie schon für den Wassernachweis kennenn gelernt haben. Blaues Kupfersulfat (CuSO. 4 5 H 2 O) enthält Kristallwasser. Erhitzt man es, so verdampft das Kristallwasser. Zurück bleibt ein farbloses (weißes) Salz: wasserfreies Kupfersulfat (CuSO 4 ), welches bei Berührung mit Wasser wieder blau wird. Die Dissoziation von Säuren Nach Arrhenius dissoziieren alle Säuren zu Wasserstoff-Ionen und den entsprechenden Säurerest-Ionen: 11/12 Vorkenntnisse für Station 1

12 Da alle Säuren die gleichen (oder ähnliche) Eigenschaften besitzen (Rotfärbung des Universalindikators, sauer schmeckend bzw. ätzend), muss es auch ein Teilchen geben, das für alle diese Eigenschaften verantwortlich ist. Aus der Tabelle wird das ersichtlich: Es sind die Wasserstoff-Ionen (Protonen). Bemerkenswert ist auch, dass die Säurerest-Anionen sich teilweise aus mehreren Nichtmetall-Atomen zusammen setzen. Metallhydroxide, Basen, Laugen, alkalische Lösungen Metallhydroxide (alte Bezeichnung: Basen) sind feste ionische Stoffe, die in Wasser zu Laugen dissoziieren. Alle Laugen enthalten einfach negativ geladene Hydroxid-Ionen: (OH -Ionen) Das Sauerstoff-Atom hat hier ein Elektron zu viel. Laugen werden auch alkalische Lösungen genannt. Die Hydroxid-Ionen färben den Universalindikator blau. Laugen fühlen sich seifig an und sind, besonders bei hoher Konzentrationn an Hydroxid-Ionen, ätzend. 12/12 Vorkenntnisse für Station 1