Avogadro-Konstante N A = 6, [mol -1 ] Anzahl der Teilchen in einem Mol eines Stoffes. =kon n zw

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1 Grundwissen Chemie FOS Technikzweig 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: Avogadro-Konstante N A = 6, [mol -1 ] Anzahl der Teilchen in einem Mol eines Stoffes Allgemeine Gasgleichung p =kon n zw p = p zur Umrechnung des Gasvolumens zwischen unterschiedlichen Bedingungen Chemie chemischer Vorgang Dichte Chemie ist die Lehre von Stoffen, ihren Eigenschaften und ihren Veränderungen Stoffänderung unter Energiebeteiligung ρ [kg/m 3 ] gibt die Masse bezogen auf ein bestimmtes Volumen an Massenanteil ω [%] gi den prozen u len An eil eine e imm en Stoffes an der Gesamtmasse an Mol molare Masse molares Volumen physikalischer Vorgang Stoffmengenkonzentration n [mol] ist die Stoffmenge die angibt, wie oft in einer Stoffportion 6,022*10 23 Teilchen enthalten sind M [g/mol] ist die Masse von 1 mol Teilchen V m = 22,4 [l/mol] 1 mol Gasteilchen entspricht 22,4 l bei Standardbedingungen (1013 hpa, 273 K 0 C) Zustandsänderung unter Energiebeteiligung c [mol/l] ist die Stoffmenge, die in einem bestimmten Volumen enthalten ist Volumenanteil σ [%] gi den prozen u len An eil eine e imm en Stoffes am Gesamtvolumen an

2 Atomaufbau und Periodensystem der Elemente (PSE) Das PSE: Übersicht über die auptgruppen Periode Gruppe I II III IV V VI VII VIII 1 e 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) = albmetalle = Nichtmetalle = Edelgase Anionen atomare Masseneinheit u Atomaufbau negativ geladene Ionen; entstehen durch Elektronenaufnahme aus Nichtmetallatomen oder Nichtmetallverbindungen 1 u en prich 1/12 der M e eine 12 C-Atoms Atome bestehen aus Atomkern und Atomhülle Atomhülle Elektronen bewegen sich in verschiedenen Schalen (Energieniveaus) entsprechend der Perioden Atomkern Atomradius Aufbau des PSE besteht aus Protonen und Neutronen gibt die Größe eines Atoms an: steigt im PSE von oben nach unten (mehr Schalen) und von rechts nach links (weniger Protonen ziehen die Valenzelektronen weniger stark an) an Elemente sind nach steigender Protonenzahl geordnet; die Gruppen geben die Anzahl der Valenzelektronen, die Perioden die Anzahl der Schalen an Elektronegativität EN ein Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer Elektronenpaarbindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen Elektronenaffinität EA ein Maß, wie stark ein zusätzliches Elektron von einem Atom gebunden werden kann Elektronenkonfiguration beschreibt die Anordnung der Elektronen in der Atomhülle und die Verteilung auf die einzelnen Schalen; eine Schale kann maximal 2n 2 Elektronen aufnehmen (n: Nummer der Periode; auptquantenzahl)

3 Element Elementarteilchen Atome mit gleicher Protonenzahl die Bausteine der Atome sind Symbol Ladung Masse Ort Protonen p u Kern Neutronen n 0 1 u Kern Elektronen e u ülle Elementschreibweise im PSE om re M e in u hl ro onen eu ronen 12 Anz hl der ro onen im A omkern rdnung z hl 6 lemen ym ol Gruppe Ionenradius Isotope Ionisierungsenergie IE Kationen Spalten des PSE, geben die Zahl der Valenzelektronen an wichtige auptgruppennamen: I: Alkalimetalle II: Erdalkalimetalle VII: alogene gibt die Größe eines Ions an: VIII: Edelgase 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) Atome eines Elements mit unterschiedlicher Neutronenzahl Energie, die zur Abtrennung eines Elektrons aus einem Atom benötigt wird 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 hat 2 Elektronen (1 Elektronenpaar). entspricht der Edelgaskonfiguration Periode Valenzelektron gibt die äußerste besetzte Schale, also die Valenzschale an Elektron auf der äußersten besetzen Schale

4 Chemische Reaktion Ak ivierung energie Δ A Analyse chemische Reaktion endotherme Reaktion zur Auslösung einer chemischen Reaktion erforderliche Energie; sie wird im Verlauf der Reaktion wieder frei Zerlegung einer Verbindung Umgruppierung von Teilchen bei Erhaltung der Masse Reaktion, bei der Energie aufgenommen wird Energie (Produkte) > Energie (Edukte), also gilt Rkt > 0 kj/mol E spontane endotherme Reaktion aktivierte endotherme Reaktion Übergangszustand E instabil Aktivierungsenergie ΔE A Produkte instabil Produkte metastabil Edukte stabil Reaktionsenergie Δ Rkt Edukte stabil Reaktionsenergie Δ Rkt Reaktionsverlauf Reaktionsverlauf exotherme Reaktion Reaktion, bei der Energie abgegeben wird Energie (Produkte) < Energie (Edukte), also gilt Rkt < 0 kj/mol E spontane exotherme Reaktion Edukte instabil Reaktionsenergie Δ Rkt aktivierte exotherme Reaktion Übergangszustand E instabil Aktivierungsenergie ΔE A Edukte metastabil Reaktionsenergie Δ Rkt Produkte stabil Produkte stabil Reaktionsverlauf Reaktionsverlauf Gitterenergie Δ G [kj/mol]; Energie, die frei wird, wenn sich ein Ionenoder anderes Feststoffgitter bildet; muss aufgewendet werden, um das Gitter wieder zu spalten ydrathülle Ansammlung von Wassermolekülen, die durch elektrostatische Anziehung an ein Ion oder ein Dipolmolekül gebunden werden (Vorgang: ydratisierung) ydratisierungsenergie instabiler Zustand Lösungsenergie Energie, die bei der Bildung einer ydrathülle frei wird das System beinhaltet so viel Energie, dass es spontan zur Reaktion unter Energieabgabe kommt Summe aus Gitterenergie und ydratisierungsenergie; wird beim Lösen eines Stoffes in Wasser benötigt oder freigesetzt

5 O metastabiler Zustand Reaktionsenergie stabiler Zustand Synthese Umsetzung scheinbar stabiler Zustand (keine spontane Reaktion) eines Systems mit höherer Energie Energieunterschied zwischen Edukten und Produkten System mit geringstmöglicher Energie Aufbau einer Verbindung Kombination aus Analyse und Synthese Chemische Bindung Bindungsarten zwischenmolekulare Kräfte Bindigkeit Dipol Molekülformel (Summenformel) Strukturformel s. Übersicht Bindungsarten und zwischenmolekulare Kräfte Anzahl der Elektronenpaarbindungen eines Atoms im Molekül Dipole entstehen, wenn sich die Teilladungen eines Moleküls nicht ausgleichen, d.h. die Ladungsschwerpunkte ( ) liegen an unterschiedlichen Stellen gibt die Art und die genaue Anzahl der Atome an, die in einem Molekül gebunden sind gibt die Molekülgeometrie wieder Molekültyp Molekülgeometrie Beispiel ZB ZB 2 ZB 2 E 1 linear linear gewinkelt O C S Cl O O O ZB 2 E 2 gewinkelt ZB 3 trigonal planar F B F F ZB 3 E 1 trigonal pyramidal N ZB 4 tetraedrisch Z = Zentralatom B = Bindungspartner E = freie(s) Elektronenpaar(e) an Z C

6 Teilladung = Partialladung in einer polaren Atombindung entsteht durch die Verschiebung der Bindungselektronen zum elektronegativeren Partner eine Ladungsverschiebung, es en ehen po i ive (δ + ) und neg ive (δ - ) Teilladungen Verhältnisformel gibt das Zahlenverhältnis der Kationen und Anionen in einem Salz wieder Säuren und Basen (Protonenübergänge) Ampholyt Stoff, der je nach Reaktionspartner sowohl als Säure als auch als Base reagieren kann Äquivalenzpunkt Punkt einer Titration, an dem die Stoffmenge an zugegebener Base (Säure) exakt der Stoffmenge an unbekannter Säure (Base) entspricht; der p-wert kann, muss aber nicht 7,00 sein Autoprotolyse des Wassers 2 2 O 3 O + + O mit c( 3 O + ) = c(o ) = 10-7 mol l Base basische Lösung erstellung von Basen erstellung von Säuren Indikator = Protonenakzeptor (nach Brönsted); Stoffe die Protonen von anderen Stoffen aufnehmen wässrige Lösung, die ydroxidionen (O - ) enthält allgemeine Reaktionsgleichungen: unedles Metall + Wasser Lauge + Wasserstoff Metalloxid + Wasser Lauge allgemeine Reaktionsgleichungen: Nichtmetall + Wasserstoff Säure Nichtmetalloxid + Wasser Säure (Nichtmetall + Wasser Säure + weitere Produkte) Stoff, der durch seine Farbe anzeigt, in welchem p-wert- Bereich sich eine Lösung befindet. Beispiele: Ionenprodukt des Wassers in wässrigen Lösungen gilt immer K W = c( 3 O + ) c(o ) = o. pk W = p + po = 14

7 korrespondierendes Säure- Base-Paar Neutralisation p-wert po-wert Säure reagiert durch Protonenabgabe zu ihrer korrespondierenden Base, die wieder ein Proton aufnehmen kann und umgekehrt Säure und Base in entsprechenden Stoffmengen reagieren zu Salz (und Wasser); der p-wert liegt am Ende bei 7,00 negativer dekadischer Logarithmus des Zahlenwertes der Oxoniumionen-Konzentration: p = -lg(c( 3 O + )) 0,00 p < 7,00 : uer p = 7,00 : neutral 7,00 < p 14,00 : i ch = lk li ch negativer dekadischer Logarithmus des Zahlenwertes der ydroxidionen-konzentration: po = -lg(c(o )) Protolyse Reaktion unter Protonenübertragung; stärkere Säure überträgt Proton(en) auf schwächere Säure Säure saure Lösung = Protonendonator (nach Brönsted); Stoffe die Protonen abgeben und dabei auf andere Stoffe übertragen wässrige Lösung, die Oxoniumionen ( 3 O + ) enthält. stufenweise Protolyse mehrprotonige Säuren können die Protonen einzeln nacheinander abgeben Titration zu einer Säure (Base) unbekannter Konzentration wird Base (Säure) bekannter Konzentration gegeben, um die unbekannte Konzentration zu bestimmen

8 Wichtige Stoffe und ihre Formeln Die folgenden Stoffe sind mit Name und Formel zu beherrschen: Elemente: Die Elemente, N, O und Gr VII kommen elementar immer als zweiatomige Moleküle vor: 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Säuren und zugehörige Ionen: Cl aq Salzsäure Cl Chlorid-Ion 2 SO 4 Schwefelsäure 2 SO 4 Sulfat-Ion NO 3 Salpetersäure NO 3 Nitrat-Ion 3 PO 4 Phosphorsäure 3 PO 4 Phosphat-Ion 2 CO 3 Kohlensäure 2 CO 3 Carbonat-Ion 3 CCOO Essigsäure 3 CCOO - (Abk. Ac - ) Acetat-Ion in allen wässrigen Säuren: 3 O + Oxonium-Ion Basen und zugehörige Ionen: NaO aq Natronlauge Na + Natrium-Ion KO aq Kalilauge K + Kalium-Ion Ca(O) 2 aq Kalklauge Ca 2+ Calcium-Ion N 3 Ammoniak + N 4 Ammonium-Ion in allen wässrigen Basen = Laugen: O ydroxid-ion Salze (Beispiele) NaCl Natriumchlorid, Kochsalz CaSO 4 Calciumsulfat, Gips CaCO 3 Calciumcarbonat, Kalk, Kreide, Marmor N 4 Cl Ammoniumchlorid, Salmiak, Riechsalz MnO 2 Mangan(IV)-oxid, Braunstein KMnO 4 Kaliumpermanganat

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

10 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 ärte, 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 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 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 < 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 Cl, N 3, 2O usw. Organik: auch große Moleküle Formel: Summenformel Cl Ausnahme: SiO 2 Achtung: polare Bindung pol re 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 -Atom ( EN min. 0,8) nimmt mit dem freien Elektronenpaar ( EN min. 0,8) eines Nachbarmoleküls Verbindung auf X Feststoff: Molekülgitter Bildung größerer Molekülkomplexe! In Feststoffen und Y Flüssigkeiten relativ locker (fester als bei Dipolen)

11 Ablaufschema zur Bestimmung von Bindungsart und zwischenmolekularen Kräften Aufstellen der Summenformel, zu jedem lemen chrei en, fe ellen der Δ -Werte (mehr l 2 lemen e: lle Δ -Werte auf das Element mit der geringsten EN beziehen, einzeln angeben) Nur Metalle: Metallbindung, Metallgitter Δ = 0 unpolare Elektronenpaarbindung, van-der-waals-kräfte 0 < Δ < 1,7 polare Elektronenpaarbindung, zmk ermitteln: Strukturformel aufstellen, Partialladungen einzeichnen, Ladungsschwerpunkte ermitteln Δ 1,7 Ionenbindung, Ionengitter kein Dipol: van-der-waals-kräfte Dipol: Dipol-Dipol-Wechselwirkungen Δ 0,8, -A ome δ +, freie( ) lek ronenp r(e) n A om mi δ - : Wasserstoffbrücken Nur zur Information: Bindung Stärke (kj/mol) EPB, einfach EPB, doppelt EPB, dreifach Metallbindung Ionenbindung zmk Stärke (kj/mol) van-der-waals-kräfte Dipol-Dipol- Wechselwirkungen Wasserstoffbrücken 0,

12 Stoffnamen, Formeln und Reaktionsgleichungen Bezeichnungen: Symbol: Index: Abkürzung des Elementnamens = 1 Atom des Elements. Tiefgestellte Zahl hinter einem Symbol = Anzahl der Atome des Elements im Molekül oder Verhältnis der Ionen im Salz. (Index 1 weglassen!) Koeffizient: Zahl vor der Formel = Anzahl freier Atome oder Moleküle. (Koeff. 1 weglassen!) Beispiel: N 2 2N 3 Wertigkeit: Formel Definition: gibt an, wie viele Bindungen das Teilchen eingeht. Wird mit römischer Ziffer für 1 Atom über das Elementsymbol geschrieben. Ermittlung der Wertigkeit aus dem PSE: Die Elemente der Gruppe VIII (Edelgase) können außer Betracht bleiben, da sie praktische keinerlei chemische Reaktionen eingehen. Die Gruppennummern I - IV können direkt als Wertigkeiten übernommen werden. Bei den Gruppen V - VII ist i.d.r. die Zahl als Wertigkeit zu nehmen, welche die Gruppennummer zu VIII ergänzt. In Grenzfällen behält derjenige Partner in der Verbindung, der näher zur linken unteren Ecke im PSE steht, seine Gruppennummer als Wertigkeit, während derjenige, der näher zur rechten oberen Ecke liegt, seine Wertigkeit durch Ergänzen zu VIII bekommt. Die Wertigkeit eines Ions ist gleich seiner Ladungszahl. Aufstellen einer Formel mit ilfe der Wertigkeit Da die Wertigkeit nur für 1 Atom gilt, muss die Anzahl der Atome eines Elements in der Verbindung berücksichtigt werden: Verbindung A x B y Wertigkeit(A) x = Wertigkeit(B) y! Regeln zum Aufstellen einer Formel: 1. Symbole der Elemente aufstellen z.b. Al O 2. Feststellen der Wertigkeiten III II 3. Errechnen des kgv der Wertigkeiten kgv(iii ; II) = 6 4. kgv geteilt durch Wertigkeit ergibt Index 6 : III = 2 6 : II = 3 5. Aufstellen der Formel Al 2 O 3 Tritt ein Molekülion mehrfach auf, wird es in Klammern gesetzt und die Anzahl mit einem Index angegeben: (N 4 ) 2 SO 4 ; Al 2 (SO 4 ) 3 In der Formel wird immer das Element vorangestellt, das die geringere Elektronegativität hat. Ebenso im Molekülnamen.

13 Benennung (Nomenklatur) eines Stoffes: Existiert ein Metall mit verschiedenen Wertigkeiten, wird die Wertigkeit als römische Ziffer hinter die Metallbezeichnung gesetzt. Nur eine Wertigkeit haben die Alkali-(I) und Erdalkalimetalle (II) sowie B(III) und Al(III). Nichtmetalle bekommen je nach ihrem Auftreten in der Verbindung verschiedene Endungen: -id: nur ein Nichtmetall beteiligt oder folgende Fälle: O - (ydroxidion), N 3 - (Azidion), CN - ( y nidion), -andere Bezeichnungen: Systematik der Anionen sauerstoffhaltiger Säuren: Name der Säure Name des Anions Perelementsäure per at Die Perelementsäure hat ein Sauerstoffatom mehr als die Elementsäure und damit meistens eine O-O Verbindung. ClO 4 Perchlorsäure ClO 4 Perchlorat-Ion Elementsäure at Nichtmetall mit höchstmöglicher Wertigkeit, meist Sauerstoffverbindungen: 2 SO 4 Schwefelsäure 2 SO 4 Sulfat-Ion NO 3 Salpetersäure NO 3 Nitrat-Ion 3 PO 4 Phosphorsäure 3 PO 4 Phosphat-Ion 2 CO 3 Kohlensäure 2 CO 3 Carbonat-Ion Ausnahme: XO - 3 (alogenat) ClO 3 Chlorsäure ClO 3 Chlorat-Ion elementige Säure it Die elementige Säure hat ein Sauerstoffatom weniger als die Elementsäure. 2 2 SO 3 Schwefelige Säure SO 3 Sulfit-Ion unterelementige Säure ypo it Die unterelementige Säure hat 2 Sauerstoffatome weniger als die Elementsäure. 2 2 SO 2 unterschwefelige Säure SO 2 yposulfit-ion Stoffnamen werden aus Metall(Wertigkeit Metall)-Nichtmetall gebildet: FeO Eisen(II)-oxid, CrCl 3 Chrom(III)-chlorid, Cu 2 O Kupfer(I)oxid, NaN 3 rium zid, Besteht eine Verbindung aus mehreren Elementen der Nichtmetalle, wird deren Anzahl mit griechischen Zahlwörtern vor dem Elementnamen angegeben: (1 = mono); 2 = di; 3 = tri; 4 = tetra; 5 = penta; 6 = hexa; 7 = hepta; 8 = octa; 9 = nona; 10 = deca; 11 = undeca; 12 = dodeca;... CO 2 Kohlenstoffdioxid, CO Kohlenstoffmonooxid, SO Schwefelmonooxid, SO 2 Schwefeldioxid, SO 3 Schwefel rioxid,

14 Chemische Gleichungen Es handelt sich nicht um eine mathematische Gleichung sondern vielmehr um ein Schema zur Angabe der eintretenden Reaktion. Die chemische Reaktionsgleichung gibt die Edukte und Produkte sowie das Zahlenverhältnis an, in dem die Atome oder Moleküle an der Reaktion beteiligt sind. Vorgehen: Ermittlung der Formeln nach Name, Wertigkeit usw. wie oben. Auf beiden Seiten des Reaktionspfeils sind die gleichen Atome in gleicher Anzahl, aber verschiedener Gruppierung vorhanden. Dazu setzt man Koeffizienten ein und verwendet die einzelnen Formeln damit mehrfach. Diese müssen außer bei Redoxgleichungen durch Ausprobieren ermittelt werden. z.b. 4 Cu + O 2 2 Cu 2 O