Chemie ist die Lehre von Stoffen, ihren Eigenschaften und ihren Veränderungen (unter Energieumsatz).

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1 Grundwissen Chemie FOS Sozialzweig 11. Jahrgangsstufe Dieses Grundwissen müssen alle Schüler/innen ab dem Zeitpunkt der Erarbeitung im Unterricht für den Rest ihrer Schulzeit beherrschen. Das beinhaltet sowohl das theoretische Wissen als auch die Anwendung auf konkrete Fälle. Grundlagen Chemie chemischer Vorgang physikalischer Vorgang Mol Chemie ist die Lehre von Stoffen, ihren Eigenschaften und ihren Veränderungen (unter Energieumsatz). Stoffänderung unter Energiebeteiligung Zustandsänderung unter Energiebeteiligung n [mol] ist die Stoffmenge die angibt, wie oft in einer Stoffportion 6,022*10 23 Teilchen enthalten sind Atomaufbau und Periodensystem der Elemente (PSE) Das gekürzte PSE: Übersicht über die Hauptgruppen Periode Hauptgruppe I II III IV V VI VII VIII 1 H He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra = Metalle (auch alle Nebengruppenelemente) = Halbmetalle = Nichtmetalle = Edelgase Aufbau des PSE Valenzelektron Chemisches Element Isotop Elemente sind nach steigender Protonenzahl geordnet Die Hauptgruppen geben die Anzahl der Valenzelektronen, die Perioden die Anzahl der Energieniveaus (Schalen) an Elektron auf dem äußersten besetzen Energieniveau (Valenzschale) Atome mit gleicher Protonenzahl Atome eines Elements mit unterschiedlicher Neutronenzahl

2 Atomaufbau Atome bestehen aus Atomkern und Atomhülle Die Atombestandteile sind: Protonen, Neutronen und Elektronen Symbol p + n e - Ladung Masse 1 u 1 u 0 u Ort Kern Kern Hülle atomare Masseneinheit unit: u Atomhülle Atomkern Atomradius Elektronegativität EN Elektronenaffinität EA Ionisierungsenergie IE Ionenradius Anionen Kationen 1 u entspricht 1/12 der Masse eines 12 C-Atoms Elektronen bewegen sich auf verschiedenen Energieniveaus (Schalen) entsprechend der Perioden besteht aus Protonen und Neutronen gibt die Größe eines Atoms an: steigt im PSE von oben nach unten (mehr Energieniveaus) und von rechts nach links (weniger Protonen ziehen die Valenzelektronen weniger stark an) an ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer Elektronenpaarbindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen ein Maß, wie stark ein zusätzliches Elektron von einem Atom gebunden werden kann Energie, die zur Abtrennung eines Elektrons aus einem Atom benötigt wird gibt die Größe eines Ions an: ein Anion ist geringfügig größer als das Atom (mehr Elektronen bei gleicher Protonenzahl, also schwächere Anziehung); ein Kation ist deutlich kleiner als das Atom (Verlust der Valenzschale) negativ geladene Ionen; entstehen durch Elektronenaufnahme aus Nichtmetallatomen oder Nichtmetallverbindungen positiv geladene Ionen; entstehen durch Elektronenabgabe, meist aus Metallatomen Oktettregel In einem stabilen Molekül muss jedes Atom von 8 Valenzelektronen (4 Elektronenpaaren) umgeben sein, nur das Wasserstoffatom besitzt 2 Elektronen (1 Elektronenpaar: H - H). Entspricht der Edelgaskonfiguration

3 Chemische Reaktion chemische Reaktion Aktivierungsenergie ΔE A Reaktionsenergie ΔH Rkt endotherme Reaktion Umgruppierung von Teilchen bei Erhaltung der Masse unter Energieumsatz zur Auslösung einer chemischen Reaktion erforderliche Energie; sie wird im Verlauf der Reaktion wieder frei Energieunterschied zwischen Edukten und Produkten Reaktion, bei der Energie aufgenommen wird Energie (Produkte) > Energie (Edukte), also gilt H Rkt > 0 kj/mol E spontane endotherme Reaktion aktivierte endotherme Reaktion Übergangszustand E instabil Aktivierungsenergie ΔE A Produkte instabil Produkte metastabil Edukte stabil Reaktionsenergie ΔH Rkt Edukte stabil Reaktionsenergie ΔH Rkt Reaktionsverlauf Reaktionsverlauf exotherme Reaktion Reaktion, bei der Energie abgegeben wird Energie (Produkte) < Energie (Edukte), also gilt H Rkt < 0 kj/mol E spontane exotherme Reaktion Edukte instabil Reaktionsenergie ΔH Rkt aktivierte exotherme Reaktion Übergangszustand E instabil Aktivierungsenergie ΔE A Edukte metastabil Reaktionsenergie ΔH Rkt Produkte stabil Produkte stabil Reaktionsverlauf Reaktionsverlauf Katalysator Analyse Synthese Umsetzung beschleunigt eine Reaktion durch Herabsetzung der Aktivierungsenergie; liegt nach der Reaktion wieder unverändert vor Zerlegung einer Verbindung Aufbau einer Verbindung Kombination aus Analyse und Synthese

4 Chemische Bindung Bindungsarten Bindigkeit Summenformel (Molekülformel) Strukturformel s. Übersicht Bindungsarten und zwischenmolekulare Kräfte Anzahl der Elektronenpaarbindungen eines Atoms im Molekül gibt die Art und die genaue Anzahl der Atome an, die in einem Molekül gebunden sind gibt die Molekülgeometrie wieder: Molekülgeometrie (Fachbegriff) linear Beispiel CO 2 Skizze gewinkelt H 2 O trigonal planar BF 3 trigonal pyramidal NH 3 tetraedrisch CH 4 Verhältnisformel Dipol gibt das Zahlenverhältnis der Kationen und Anionen in einem Salz (Ionengitter) wieder Dipole entstehen, wenn sich die Teilladungen eines Moleküls nicht ausgleichen, d.h. die Ladungsschwerpunkte ( ) liegen an unterschiedlichen Stellen (gleiche Stelle:, kein Dipol) Teilladung = Partialladung in einer polaren Atombindung entsteht durch die Verschiebung der Bindungselektronen zum elektronegativeren Partner eine Ladungsverschiebung, es entstehen positive (δ + ) und negative (δ - ) Teilladungen

5 Säuren und Basen (Protonenübergänge) Säure saure Lösung Base basische Lösung = Protonendonator (nach Brönsted); Stoffe die Protonen (H + ) abgeben und dabei auf andere Stoffe übertragen wässrige Lösung, die Oxoniumionen (H 3 O + ) enthält. = Protonenakzeptor (nach Brönsted); Stoffe die Protonen (H + ) von anderen Stoffen aufnehmen; besitzen mind. ein freies Elektronenpaar wässrige Lösung, die Hydroxidionen (OH - ) enthält Protolyse Reaktion unter Protonenübertragung; stärkere Säure überträgt Proton(en) auf schwächere Säure korrespondierendes Säure- Base-Paar Ampholyt Indikator Säure reagiert durch Protonenabgabe zu ihrer korrespondierenden Base, die wieder ein Proton aufnehmen kann und umgekehrt Stoff, der je nach Reaktionspartner sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann Stoff, der durch seine Farbe anzeigt, in welchem ph-wert- Bereich sich eine Lösung befindet Neutralisation Starke Säure und starke Base in entsprechenden Stoffmengen reagieren zu Salz (und Wasser); der ph-wert liegt am Ende bei 7,00 ph-wert Puffer negativer dekadischer Logarithmus des Zahlenwertes der Oxoniumionen-Konzentration: ph = -lg(c(h 3 O + )) 0,00 ph < 7,00 : sauer ph = 7,00 : neutral 7,00 < ph 14,00 : basisch = alkalisch Lösungen schwacher Brönstedsäuren (oder basen) und ihrer Salze; halten den ph-wert in Grenzen stabil

6 Redoxreaktionen Redoxreaktion Oxidationszahl Oxidation Reduktion Oxidationsmittel Reduktionsmittel Reaktion unter Elektronenübertragung Theoretische Ladungszahl die ein Atom in einer Verbindung hätte, wenn diese aus Ionen aufgebaut wäre Abgabe von Elektronen Aufnahme von Elektronen Stoffe die Elektronen aufnehmen, sie werden dabei selbst reduziert Stoffe die Elektronen abgeben, sie werden dabei selbst oxidiert Wichtige Stoffe und ihre Formeln Die folgenden Stoffe sind mit Name und Formel zu beherrschen: Chemische Elemente: Die Elemente H, N, O und Hauptgrupppe VII kommen elementar immer als zweiatomige Moleküle vor: H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Säuren und zugehörige Ionen: HCl aq Salzsäure Cl Chlorid-Ion H 2 SO 4 Schwefelsäure 2 SO 4 Sulfat-Ion HNO 3 Salpetersäure NO 3 Nitrat-Ion H 3 PO 4 Phosphorsäure 3 PO 4 Phosphat-Ion H 2 CO 3 Kohlensäure 2 CO 3 Carbonat-Ion CH 3 COOH Essigsäure CH 3 COO - (Abk. Ac - ) Acetat-Ion in allen wässrigen Säuren: H 3 O + (Oxonium-Ion) Basen und zugehörige Ionen: NaOH aq Natronlauge Na + Natrium-Ion KOH aq Kalilauge K + Kalium-Ion Ca(OH) 2 aq Kalklauge Ca 2+ Calcium-Ion NH 3 Ammoniak + NH 4 Ammonium-Ion in allen wässrigen Basen = Laugen: OH (Hydroxid-Ion)

7 Einteilung hierarchischer Begriffe der Stoff- und Teilchenebene Stoffebene heterogen: verschiedene Bestandteile optisch unterscheidbar z.b. Schlamm, Granit Gemisch / Gemenge: Mischung unterschiedlich aufgebauter Teilchen z.b. Salzwasser, Schlamm homogen: verschiedene Bestandteile optisch nicht unterscheidbar z.b. Salzwasser, Glas Stoff: jede beliebige Art von Materie z.b. Sandkorn, Erde physikalische Trennung Verbindung: besteht aus Teilchen verschiedener Elemente z.b. Wasser, Kochsalz Reinstoff: besteht aus nur einer Art von Teilchen z.b. Wasser, Eisen chemische Trennung Element: besteht aus Teilchen mit gleicher Protonenzahl z.b. Sauerstoff, Schwefel Teilchenebene Teilchen: kleinste Einheit der jeweiligen Ebene, z.b. ein Wassermolekül, ein Natriumatom, ein Sulfidion, Molekül: durch Atombindung verknüpfte Atome, ungeladen z.b. Wasser, Traubenzucker Molekülion: durch Atombindungen verknüpfte Atome, geladen z.b. Sulfation, Ammoniumion Salz: durch Ionenbindung verbundene Ionen z.b. Natriumchlorid, Ammoniumsulfat Legierung: mehrere metallische Elemente in Metallbindung gemischt z.b. Edelstahl, 925er Silber (92,5% Ag, 7,5% Cu) Atom: einzelnes Teilchen eines Elements, ungeladen z.b. Natriumatom, Heliumatom Ion: einzelnes Teilchen eines Elements, geladen Kation: positv geladen z.b. Metallionen Anion: negativ geladen z.b. Nichtmetallionen Isotop: Teilchen des gleichen Elements mit unterschiedlicher Neutronenzahl

8 Bindende Kräfte Bindende Kräfte zwischen Ionen / Metallen Ionenbindung Metallbindung EN sehr hoch ( 1,7) EN klein Elektronenübergang zu Nur Metallatome 100 % Metall(Me)- und Nichtmetall(X)-Ion Zusammenhalt durch Zusammenhalt durch Anziehung zwischen Anziehung zwischen den entgegengesetzten positiv geladenen Ladungen: positiv Atomrümpfen und den geladene Kationen und abgelösten negativ geladene Anionen; Valenzelektronen Kräfte wirken in alle (Elektronengas); Kräfte Richtungen des Raums wirken in alle Richtungen des Raums Feststoff: Ionengitter, Feststoff: Metallgitter, Stoff: Salz Stoff: Metall Formel: Verhältnisformel Formel: bei Legierungen Angabe von Massenanteilen Zusammenhalt sehr fest, Smp und Sdp sehr hoch Spröde, große Härte, meist Zusammenhalt ziemlich wasserlöslich, elektrische fest (abhängig von der Nichtleiter als Feststoffe, geometrischen Schmelzen leiten Strom Anordnung), aber plastisch verformbar, elektrische und Wärmeleitfähigkeit, metallischer Glanz Bindende Kräfte innerhalb von Molekülen Elektronenpaarbindung / Atombindung unpolar EN < 0,5 Nur Nichtmetallatome Zusammenhalt durch den gemeinsamen Besitz bindender Elektronenpaare; die Bindungspartner teilen sich die Elektronen gleichmäßig (keiner hat ein Übergewicht) Anorganik: meist kleine Einzelmoleküle wie H 2, O 2, I 2, P 4, S 8 Organik: auch große Moleküle Formel: Summenformel Cl O N Cl O N Ausnahme: C polar 0,5 EN <1,7 Tendenz zur Elektronenaufnahme beim elektronegativeren Partner sehr hoch Zusammenhalt durch den gemeinsamen Besitz bindender Elektronenpaare; diese müssen dem jeweils elektronegativeren Partner vermehrt zugeordnet werden ( Teilladungen + und - ) Anorganik: meist kleine Einzelmoleküle wie HCl, NH 3, H 2O usw. Organik: auch große Moleküle Formel: Summenformel H Cl Ausnahme: SiO 2 Achtung: polare Bindung polares Molekül! Dazu muss die Raumstruktur beachtet werden van-der-waals-kräfte alle Moleküle, v.a. bei unpolaren Molekülen bedeutsam (mit unpolaren Elektronenpaarbindungen oder symmetrischem Molekülbau); bindende Elektronenpaare leicht verschiebbar Relativ schwacher Zusammenhalt durch Anziehung zwischen den positiven und negativen Teilladungen benachbarter Moleküle (spontane Dipole machen aus ihren Nachbarn induzierte Dipole) Feststoff: Molekülgitter Zusammenhalt sehr locker, Smp und Sdp ziemlich niedrig. Steigen mit der Molekülmasse und größe. Bindende Kräfte zwischen Molekülen (nur auf kurze Entfernungen wirksam!) Dipol-Dipol- Wechselwirkungen polare Moleküle, also Dipole (mit polaren Elektronenpaarbindungen; Ladungsschwerpunkte von + und - dürfen nicht zusammenfallen) Etwas kräftigerer Zusammenhalt durch Anziehung zwischen den positiven und negativen Teilladungen benachbarter Moleküle (hier permanente Dipole) Feststoff: Molekülgitter Zusammenhalt ziemlich locker, Smp und Sdp ziemlich niedrig. Steigen mit der Molekülmasse und größe. Wasserstoff-Brücken Moleküle mit kleinen Zentralatomen mit hoher Elektronegativität (N, O, F), freien Elektronenpaaren und gebundenen Wasserstoffatomen Das durch das elektronegative Zentralatom leicht positive H-Atom ( EN min. 0,8) nimmt mit dem freien Elektronenpaar ( EN min. 0,8) eines Nachbarmoleküls Verbindung auf Feststoff: Molekülgitter X H Y Bildung größerer Molekülkomplexe! In Feststoffen und Flüssigkeiten relativ locker (fester als bei Dipolen)

9 Ablaufschema zur Bestimmung von Bindungsart und zwischenmolekularen Kräften Aufstellen der Summenformel, EN zu jedem Element schreiben, feststellen der ΔEN-Werte (mehr als 2 Elemente: alle ΔEN-Werte auf das Element mit der geringsten EN beziehen, einzeln angeben) Nur Metalle: Metallbindung, Metallgitter ΔEN < 0,5 unpolare Elektronenpaarbindung, van-der-waals-kräfte 0,5 ΔEN < 1,7 polare Elektronenpaarbindung, zmk ermitteln: Strukturformel aufstellen, Partialladungen einzeichnen, Ladungsschwerpunkte ermitteln 1,7 ΔEN Ionenbindung, Ionengitter kein Dipol: van-der-waals-kräfte Dipol: Dipol-Dipol-Wechselwirkungen ΔEN 0,8, H-Atome δ +, freie(s) Elektronenpaar(e) an Atom mit δ - : Wasserstoffbrücken

10 Erstellen von Redoxgleichungen: Beispiel: Kaliumdichromat (K 2 Cr 2 O 7 ) reagiert mit Salzsäure zu Chlorgas, Chrom(III)- chlorid und Kaliumchlorid 1. vorläufige Gleichung, Einzelionen K 2Cr 2O 7 + HCl > Cl 2 + CrCl 3 + KCl entspricht 2 K + + Cr 2O HCl > Cl 2 + Cr 3+ + K + + Cl 2. OZ, Ox, Red bestimmen Merke: Begleitionen verändern ihre OZ nicht! +I +VI II +I I 0 +III +I -I 2 K + + Cr 2O HCl > Cl 2 + Cr 3+ + K + + Cl e : Ox +e : Red 3. Teilgleichungen Ox/Red aufstellen Ox: HCl Cl 2 Red: 2 Cr 2O 7 Cr 3+ Stoffausgleich Grundstoffe Ox: 2 HCl Cl 2 Red: 2 Cr 2O 7 2 Cr 3+ Elektronenübergang aus ΔOZ Ox: 2 HCl Cl e Ladungsausgleich: H 3 O + bzw. OH - Salzsäure: H 3O + Red: Cr 2O e 2 Cr 3+ Ox: 2 HCl Cl e + 2 H 3O + Red: Cr 2O e + 14 H 3O + 2 Cr 3+ Stoffausgleich: H 2 O Ox: 2 HCl + 2 H 2O Cl e + 2 H 3O + Red: Cr 2O e + 14 H 3O + 2 Cr H 2O 4. Elektronenausgleich Ox: 2 HCl + 2 H 2O Cl e + 2 H 3O + 3 Red: Cr 2O e + 14 H 3O + 2 Cr H 2O 5. Redoxgleichung Redox: 6 HCl + 6 H 2O + Cr 2O e + 14 H 3O + 3 Cl e + 6 H 3O Cr H 2O kürzen, (Begleitionen hinzufügen), überprüfen 6 HCl + Cr 2O H 3O + 3 Cl Cr H 2O