Grundwissen 9. Klasse NTG

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1 Grundwissen 9. Klasse NTG 9.1 Qualitative Analysemethoden gibt Antwort auf Fragen nach der stofflichen Zusammensetzung Sauerstoff: Glimmspanprobe Wasserstoff: Knallgasprobe: O O AlkalimetallKationen: Flammenfärbung (Vorprobe) Kohlenstoffdioxid: Fällungsreaktion mit Kalkwasser: Ca(O) 2 + CO 2 CaCO O 9.2 Quantitative Aspekte chemischer Reaktionen: Masse m M g g / mol M lässt sich aus dem Periodensystem ermitteln: Summe der Atommassen, dazu die Einheit g/mol Stoffmenge n Volumen V V l M / l mol V M = 22,4 [l/mol] (bei Normbedingungen) Teilchenzahl N N A 1 1/ mol N A = 6, [1/mol] Vorgehen zur Berechnung stöchiometrischer Aufgaben: 1. gegebene und gesuchte Größen notieren 2. Reaktionsgleichung aufstellen 3. Stoffmengenverhältnis notieren 4. Gleichung nach gesuchter Größe auflösen und gesuchte Größe berechnen 9.3 Molekülstruktur und Stoffeigenschaften Orbitalmodell: Die Elektronen in der Atomhülle befinden sich in Orbitalen (Ort mit der höchsten Aufenthaltswahrscheinlichkeit). Die Atomorbitale nehmen je nach Energiestufe und Schale verschiedene Gestalten an. Orbitale stellen vereinfacht gesehen Elektronenwolken dar, die mit je maximal zwei Elektronen besetzt sein können.

2 Elektronenpaarabstoßungsmodell: Die negativ geladenen Elektronenwolken stoßen sich gegenseitig ab, so dass sie den größtmöglichen Abstand zueinander annehmen. Es ergeben sich folgende Molekülgestalten: Bindungen Struktur Beispiel 4 Einfachbindungen Tetraeder 3 Einfachbindungen, 1 freies Elektronenpaar 2 Einfachbindungen, 2 freie Elektronenpaare pyramidal gewinkelt 1 Einfachbindung, 3 linear freie Elektronenpaare 2 Doppelbindungen linear C 4 N 3 2 O F CO 2 C N O F O C O Elektronegativität: Unter der Elektronegativität versteht man die Fähigkeit eines Atoms, die Elektronen innerhalb einer Elektronenpaarbindung an sich zu ziehen. Zwischenmolekulare Kräfte: vanderwaalswechselwirkungen: zwischen unpolaren Molekülen; beruhen auf spontanen und induzierten Dipolen; schwache Wechselwirkungen DipolDipolWechselwirkungen: zwischen DipolMolekülen oder zwischen DipolMolekülen und Ionen; relativ starke Wechselwirkung Wasserstoffbrücken: Voraussetzungen: eine stark polare Bindung und ein stark elektronegatives Atom mit mindestens einem freien Elektronenpaar (z.b. 2 O) 9.4 Protonenübergänge Säuren und saure Lösungen: Definition nach Brönsted: Säuren sind Verbindungen, die WasserstoffIonen abspalten können (Protonendonatoren). Es bleibt ein SäurerestAnion zurück. Saure Lösungen entstehen, wenn eine Säure ein Proton an ein Wassermolekül überträgt. Es entstehen ein OxoniumIon ( 3 O + ) und ein SäurerestAnion.

3 Basen und alkalische Lösungen: Definition nach Brönsted: Basen sind Verbindungen, die WasserstoffIonen aufnehmen können (Protonenakzeptoren). Alkalische Lösungen sind wässrige Lösungen, die ydroxidionen (O ) enthalten. SäureBaseReaktionen: SäureBaseReaktionen sind Protonenübertragungsreaktionen (Protolysen). Sie laufen nach dem DonatorAkzeptorPrinzip ab: Protonen werden von SäureTeilchen auf BaseTeilchen übertragen. Ampholyte: Stoffe, die sowohl als Protonendonator (Säure) als auch als Protonenakzeptor (Base) wirken können; z.b. 2 O O O O + Neutralisation: Reaktion zwischen einer Säure und einer Base zu einer neutralen Lösung. Allgemein: Säure + Base Wasser + Salz Beispiel: Cl + NaO 2 O + NaCl Indikatoren: Stoffe, die durch ihre Farbe anzeigen, ob Lösungen sauer, alkalisch oder neutral sind. z.b.: Lackmus: sauer: rot; neutral: violett; alkalisch: blau Phenolphthalein: sauer: farblos; neutral: farblos; alkalisch: pink pwert: Der pwert ist ein Maß für den Gehalt einer Lösung an OxoniumIonen und ydroxidionen. Er gibt damit die Stärke der sauren bzw. alkalischen Lösung an. 16: sauer 7: neutral 814: alkalisch Stoffmengenkonzentration: n( X ) c ( X ) = Einheit: V ( X ) Titration: mol l Methode zur Ermittlung der Stoffmengenkonzentration. Dabei tropft man eine Maßlösung genau bekannter Konzentration zu einem bestimmten Volumen an Probelösung bis ein Indikator umschlägt.

4 Die wichtigsten Säuren und Basen: Säuren: NAME FORMEL SÄUREREST NAME Salzsäure Cl Cl ChloridIon Schwefelsäure 2 SO 4 SO 4 SO 4 2 Phosphorsäure 3 PO 4 2 PO 4 2 PO 4 3 PO 4 Salpetersäure NO 3 NO 3 ydrogensulfation SulfatIon DihydrogenphosphatIon ydrogenphosphation PhosphatIon NitratIon Basen: Ammoniak N 3 Natronlauge Kalilauge NaO KO Kalkwasser (Calciumhydroxid) Ca(O) Elektronenübergänge Redoxreaktionen: Redoxreaktionen sind Elektronenübertragungsreakionen. Sie laufen nach dem DonatorAkzeptorPrinzip ab: Oxidation: Abgabe von Elektronen; die Oxidationszahl wird erhöht Reduktion: Aufnahme von Elektronen; die Oxidationszahl wird erniedrigt Oxidationsmittel: Elektronenakzeptor Reduktionsmittel: Elektronendonator z.b. Oxidation Reduktionsmittel: Fe 2 Fe+ 3 Br 2 2 FeBr 3 Oxidationsmittel: Br 2 Reduktion

5 Oxidationszahl: Oxidationszahlen sind gedachte Ladungszahlen, die Atomen in Elementen, Verbindungen und Ionen zugeordnet werden. Zur Bestimmung der Oxidationszahlen werden die Bindungselektronen dem elektronegativeren Bindungspartner zugeschrieben. Elektrolyse: Elektronlysen sind elektrisch erzwungene, endotherme Redoxreaktionen. Voraussetzung: geschlossener Stromkreis: in den Kabeln fließen Elektronen, in der Lösung oder in der Schmelze findet Ionenwanderung statt Kationen wandern zur Kathode (MinusPol) und werden dort reduziert. Anionen wandern zu Anode (PlusPol) und werden dort oxidiert. Galvanische Elemente: Eine Zusammenstellung aus zwei verschiedenen, räumlich getrennten Redoxsystemen nennt man Galvanisches Element. Galvanische Elemente verwandeln chemische Energie in elektrische Energie.