Grundwissen Chemie - 9. Klasse NTG

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1 Thema Analytik Flammenfärbung Fällungsreaktionen Nachweis molekularer Stoffe Atommasse m a, Atomare Masseneinheit u Molekülmasse Formelmasse Teilchenzahl N Stoffmenge n, Avogadrokonstante N A Grundwissen Chemie 9. Klasse NTG Inhalt Untersuchung chemischer Stoffe in einer Probe: Qualitative Analyse: Quantitative Analyse: Stoffliche Zusammensetzung (Was?) Substanzmenge eines Stoffes (Wie viel?) Nachweisreaktionen Berechnungen Nachweis von Metallkationen durch charakteristische Farbe der Flamme (Anregung von Elektronen durch Zuführung thermischer Energie höheres Energieniveau Zurückfallen in den Grundzustand Lichtemission Reaktionen, bei denen Ionen ein schwer lösliches Salz bilden, das als Niederschlag (NS) ausfällt ( ) Nachweis für... HalogenidIonen mit SilbernitratLösung z. B. NaCl (aq) + AgNO 3 (aq) AgCl (s) + NaNO 3 (aq) CarbonatIonen mit CalciumhydroxidLösung z. B. Na 2 CO 3 (aq) + Ca(OH) 2 (aq) CaCO 3 (s) + 2 NaOH (aq) Nachweis für... Iod / Stärke durch die IodStärkeReaktion = Lugol sche Lösung (Farbreaktion) Kohlenstoffdioxid mit CalciumhydroxidLösung CO 2 (g) + H 2 O (l) H 2 CO 3 (aq) H 2 CO 3 (aq) + Ca(OH) 2 (aq) CaCO 3 (s) + 2 H 2 O (l) Sauerstoff mit der Glimmspanprobe Wasserstoff mit der Knallgasprobe Wasser mit wasserfreiem Kupfersulfat (weiß blau) Atommasse m a : Die Masse eines Atoms. Sie ist unvorstellbar klein (z. B. wiegt ein WasserstoffAtom ca. 1,661 * g). handlichere Zahlenwerte durch Einführung der atomare Masseneinheit u (unit): 1 u = 1,661 * g m a (H) = 1 u. Die Massenzahl im PSE gibt die relative Atommasse des betreffenden Elements in Unit an, z. B. m a (C) = 12 u. Summe aller Atommassen eines Moleküls. Die Masse der kleinsten Einheit eines Salzgitters, errechnet aus der Verhältnisformel des Salzes, da hier Ionenverbände und keine Moleküle vorliegen. Die Anzahl an den jeweils kleinsten Teilchen einer Stoffportion (Atome, Moleküle oder Ionen): N(X) = m(x) m a (X) Einheiten: m [g] m a [u], muss hier aber in [g] umgerechnet werden! Die Stoffmenge 1 mol ist die Stoffportion, die 6,022 * Teilchen enthält; Einheit: [mol]; n(x) = N(X) N A (X) N A = Avogadrokonstante = 6,022 * Teilchen 1 mol mol

2 Molare Masse M Satz von Avogadro, Molares Volumen V m Molekülstruktur / Molekülgeometrie Elektronenpaarbindung (auch: kovalente Bindung, Atombindung) ValenzstrichFormel bzw. Lewis Schreibweise Elektronenpaarabstoßungsmodell (EPA = VSEPR) Elektronegativität Masse der Stoffmenge 1 mol eines Stoffes X; Einheit: [g/mol]; M(X) = m(x) n(x) Beachte: Die Masse eines Teilchens in Unit hat den gleichen Zahlenwert wie die Masse von 6,022 * Teilchen in Gramm. Satz von Avogadro: "Gleiche Volumina verschiedener Gase enthalten bei gleichem Druck und gleicher Temperatur gleich viele Teilchen." Molares Volumen V m = das Volumen, das 1 mol eines Gases einnimmt; Einheit: [L/mol]: V m (X) = V(X) n(x) Normbedingungen (0 C, 1 bar): V m beträgt bei allen Gasen 22,4 L / mol Standardbedingungen (25 C, 1 bar): V m beträgt bei allen Gasen 24 L / mol Räumliche Anordnung von Atomen oder Atomgruppen in einem Molekül. Verbinden sich NichtmetallAtome 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! Ein Strich zwischen zwei Atomen stellt das gemeinsam benutzte Elektronenpaar dar und somit die Elektronenpaarbindung. Zwei Atome durch: eine Elektronenpaarbindung miteinander verbunden = Einfachbindung zwei Elektronenpaarbindungen miteinander verbunden = Doppelbindung drei Elektronenpaarbindungen miteinander verbunden = Dreifachbindung Freie Elektronenpaare (sind nicht an einer Bindung beteiligt) werden ebenfalls als Strich dargestellt, jedoch nur dem jeweiligen Atom zugeordnet. Modell zur Ermittlung des räumlichen Baus von Molekülen: Bindende und nichtbindende Elektronenpaare werden so um die Atome eines Moleküls angeordnet, dass sie im größtmöglichen Abstand zueinander stehen (Nichtbindende Elektronenpaare benötigen mehr Platz als Bindende die Bindungswinkel zwischen den bindenden Elektronenpaaren [EP] werden kleiner) Beispiele: Methan (CH 4 ) : 4 bindende EP Tetraeder Ammoniak (NH 3 ): 3 bindende und 1 nichtbindendes EP trigonale Pyramide Wasser (H 2 O): 2 bindende und 2 nichtbindende EP gewinkeltes Molekül Maß, wie stark ein Atom Bindungselektronen an sich zieht steigt innerhalb einer Periode von links nach rechts steigt innerhalb einer Hauptgruppe von unten nach oben elektronegativstes Element: Fluor

3 Dipol Unpolares Molekül Polare Elektronenpaarbindung Zwischenmolekulare Kräfte Van der Waals Wechselwirkungen Sind in einem Molekül Atome unterschiedlicher Elektronegativität (EN) miteinander verbunden, ist das bindende Elektronenpaar stärker zum elektronegativeren Atom verschoben polare Bindung: Das elektronegativere Atom hat eine negative Partialladung (δ ), das elektropositivere Atom hat eine positive Partialladung (δ + ) Polares Molekül, bei welchem die Ladungsschwerpunkte nicht symmetrisch verteilt sind, d.h. die Ladungsverschiebungen im Molekül heben sich nicht auf (z.b. HF, H 2 O, NH 3 ). Moleküle ohne polare Elektronenpaarbindungen oder Moleküle mit polaren Elektronenpaarbindungen, bei denen die Ladungsschwerpunkte symmetrisch verteilt sind (z.b. CH 4, CO 2 ). = intermolekulare Wechselwirkungen: Elektrostatische Anziehungskräfte zwischen Molekülen. Man unterscheidet u.a.: Van der Waals und DipolDipol Wechselwirkungen sowie Wasserstoffbrücken Wirken zwischen unpolaren Molekülen als Folge der Bildung von induzierten Dipolen schwächste zwischenmolekulare Wechselwirkung DipolDipol Anziehungskräfte zwischen Dipolen Wechselwirkungen Herrschen zwischen (mindestens) zwei Dipolmolekülen Wasserstoffbrücken ergeben sich zwischen der Anziehung eines positiv Wasserstoffbrücken polarisierten HAtom und eines negativ polarisierten Atoms zweier Dipolmoleküle. δ + δ δ + δ Beispiel: H _ F... H _ F... = Wasserstoffbrücke Stoffeigenschaften Ergeben sich aus den zwischenmolekularen Wechselwirkungen eines Teilchenverbands Protolysereaktionen Reaktionen, bei welchen Proton(en) von einer Säure auf eine Base übertragen werden (Brönsted)Säuren = Protonendonatoren; geben Protonen (= H + Ionen) ab (Brönsted)Basen = Protonenakzeptoren; nehmen Protonen auf Wichtige Säuren und ihre Säurerest Ionen Säure Formel Säurerest(e) Name des Säurerests Ions Salzsäure HCl Cl Chlorid Schwefelsäure H 2 SO 4 HSO 4 Hydrogensulfat 2 SO 4 Sulfat Schwefelwasserstoffsäure 2 S HS Hydrogensulfid H S 2 Sulfid Kohlensäure H 2 CO 3 HCO 3 Hydrogencarbonat 2 CO 3 Carbonat Phosphorsäure H 3 PO 4 H 2 PO 4 2 HPO 4 3 PO 4 Dihydrogenphosphat Hydrogenphosphat Phosphat Salpetersäure HNO 3 NO 3 Nitrat

4 Ampholyte Stoffe, die je nach Reaktionspartner als Säure oder als Base reagieren können Korresponierendes SäureBasePaar In einer Protolysereaktion bezeichnet man die Säure und die nach Protonenabgabe daraus entstandene Base als korresponierendes SäureBasePaar. Sie unterscheiden sich um ein Proton. Beispiel: H 2 O/OH sowie NH + 4 / NH 3 Lösungen, die Oxoniumionen (H 3 O + ) enthalten. Saure Lösungen Alkalische Lösung = Laugen; Lösungen, die Hydroxidionen enthalten (OH ) Indikatoren Stoffe oder Geräte, die den Zustand eines chemischen Systems anzeigen können Farbstoffe, die durch ihre Eigenfarbe anzeigen, ob eine saure, alkalische oder neutrale Lösung vorliegt. Beispiele: SäureBase Phenolphthalein (saure Lösung farblos; neutral farblos; alkalische Indikatoren Lösung pink) Lackmus (saure Lösung rot; neutral violett; alkalische Lösung blau) Bromthymolblau (saure Lösung gelb; neutral grün; alkalische Lösung blau) phwert Neutralisation Die Stoffmengenkonzentration c einer Lösung Titration Redoxreaktionen Oxidation Reduktion Elektronendonator Elektronenakzeptor Das Maß für die Oxoniumionen und Hydroxidionenkonzentration in einer Lösung. Die phskala umfasst die Zahlen von 014. ph < 7: saure Lösung (Oxoniumionenkonzentration > Hydroxidionenkonzentration) ph = 7: neutrale Lösung (Oxoniumionenkonzentration = Hydroxidionenkonzentration) ph > 7: alkalische Lösung (Oxoniumionenkonzentration < Hydroxidionenkonzentration) Saure und alkalische Lösungen neutralisieren sich, wenn die Stoffmenge der Oxoniumionen der Stoffmenge der Hydroxidionen entspricht und diese zu Wasser reagieren: H 3 O + + OH 2 H 2 O Daneben entsteht das jeweilige Salz (in gelöster Form). Die Stoffmengenkonzentration c gibt die Stoffmenge des gelösten Stoffes pro Volumen der Lösung an. Die Stoffmengenkonzentration lässt sich durch eine Titration ermitteln. c(x) = n(x) Einheit: mol/l V(X) = Maßanalyse Prinzip: Zur Lösung eines Stoffs unbekannter Konzentration (Probelösung) wird so viel von einer Lösung bekannter Konzentration (Maßlösung) zugefügt, bis ein Indikator den Endpunkt der Umsetzung (Äquivalenzpunk) anzeigt. Aus dem Verbrauch an Maßlösung wird die Stoffmengenkonzentration an Probelösung ausgerechnet. = ReduktionsOxidationsReaktionen: Reaktionen, bei welchen Elektronen von einem Elektronendonator auf einen Elektronenakzeptor übertragen werden. = Abgabe von Elektronen = Aufnahme von Elektronen = Reduktionsmittel gibt Elektronen ab ( wird oxidiert) und reduziert den Reaktionspartner = Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf ( wird reduziert) und oxidiert den Reaktionspartner

5 Konzept der Oxidationszahl (OZ) Redoxreihe Galvanische Elemente Elektrolyse Formales Hilfsmittel um zu entscheiden, ob eine Reaktion eine Redoxreaktion ist oder nicht Vorgehensweise: In einer Elektronenpaarbindung ordnet man die Bindungselektronen formal jeweils dem elektronegativeren Atom zu. Es ergeben sich fiktive, also formale Ladungen = Oxidationszahlen ändern sich in der Reaktionsgleichung die OZ einzelner Atome, handelt es sich um eine Redoxreaktion Metalle werden nach ihrem Reduktionsvermögen in eine Reihe eingeordnet werden, die sog. Redoxreihe der Metalle. Galvanische Elemente liefern elektrischen Strom. Sie wandeln chemische Energie in elektrische Energie um (Batterie). = erzwungene Redoxreaktion die Reaktionsabläufe in galvanischen Elementen werden durch Anlegen einer Gleichspannung umgekehrt. Allgemeine Elektrodenbezeichnung: 1) Kathode: hier findet die Reduktion statt. 2) Anode: hier findet die Oxidation statt.