Vanessa. W3B. 3.07.2021
Chemie Vormatura
Chemische Reaktion: Änderung der spezifischen Eigenschaften unter gleichen äusseren
Bedingungen (Temperatur & Druck). Die kleinsten Teilchen werden verändert und es entstehen neue
kleinste Teilchen. Die innere Energie wird verändert.
Qualitative Eigenschaften: Sinnwahrnehmung, also abhängig von der Person, wie Geruch, Farbe,
Form, Geschmack.
Quantitative Eigenschaften: gemessen, wie Dichte, Schmelz- und Siedetemperatur,
Wasserlöslichkeit etc.
1.1: Sie kennen das Teilchenmodell der Materie. Sie können damit verschiedene Phänomene der
Realität erklären
Modelle: bewusste Vereinfachung der Realität. Das Teilchenmodell stellt den Aufbau von Stoffen dar.
Jede Reinstoffsorte besteht aus kleinsten Teilchen, die eine bestimmte Ordnung, Bewegung und
gegenseitige Anziehung haben und werden als harte Kugeln beschrieben.
Kleinste Teilchen bei den 3 Stoffklassen:
Metalle: Atome
Salze: Ionen
Flüchtige Stoffe: Moleküle
Grundregeln zum Teilchenmodell:
-
-
Alle Stoffe bestehen aus kleinsten Teilchen und zwischen den Teilchen ist leerer Raum
Die Teilchen verschiedener Stoffe unterscheiden sich in Grösse und Masse
Alle Teilchen sind ständig in Bewegung. Je höher die Temperatur, desto schneller bewegen
sich die Teilchen.
Zwischen den Teilchen gibt es Anziehungskräfte, die bei verschiedenen Stoffen
unterschiedlich stark sind. Ob sich 2 Stoffe gut vermischen lassen, hängt davon ab, wie stark
die Anziehungskräfte zwischen den Teilchen einer Substanz im Vergleich zu den
Anziehungskräften innerhalb einer Substanz sind.
Materie ist nicht beliebig teilbar, sondern besteht aus kleinsten Teilchen, den Atomen
Phänomene: Verminderung Gesamtvolumen beim Mischen, Brown`sche Bewegung,
Aggregatszustände z.B. kochendes Wasser, Reis kochen
1.2: Sie kennen die Bewegung der Teilchen und können den qualitativen Zusammenhang
zwischen Geschwindigkeit, Temperatur und Masse der Teilchen erklären.
Brown’sche Bewegung: Bewegung von mikroskopisch erkennbaren Teilchen in Flüssigkeit oder Gas.
Reglose Bewegung, wobei die Teilchen aufgrund ihrer Energie aneinanderstossen. → Alle Teilchen
werden bewegt. Der Abstand der Teilchen nimmt von fest, flüssig, gasförmig immer weiter zu.
Je wärmer, desto schneller bewegen sich die Teilchen.
Je leichter, desto schneller bewegen sich die Teilchen.
Beim absoluten Temperaturnullpunkt = absoluter Stillstand aller Teilchen
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Masse: Bsp. Wasser und Ethanol haben eine unterschiedliche Masse und sind
unterschiedlich gross. Beim Mischen werden die Lücken zwischen den Ethanol
Teilchen mit Wasser gefüllt.
Temperatur: Die Teilchen sind ständig in Bewegung. Je höher die Temperatur eines
Stoffes, umso schneller bewegen sich seine Teilchen im Durchschnitt. Wenn die
Teilchen in ihrem Zustand eine höhere Bewegungsenergie erhalten, so nimmt seine
innere Energie auch zu und wir messen eine höhere Temperatur.
Die Bewegungsenergie der Teilchen (Ekin) ist abhängig von der Masse der Teilchen (m) und deren
Geschwindigkeit (v)
Ekin = ½ * m* v²
Diffusion: eine selbständige Durchmischung von gasförmigen oder flüssigen Stoffen
Heterogenes Gemisch im Teilchenmodell: Wenn sich Teilchen gleicher Sorte viel stärker anziehen, als
es unterschiedliche Teilchensorten gegenseitig tun.
Hydrophil: Stoffe, deren kleinste Teilchen starke Anziehungskräfte auf Wassermoleküle ausüben.
Wenn dies Fettmoleküle sind, nennt man das lipophil.
1.3: Sie kennen den absoluten Temperaturnullpunkt und können Kelvin in °C umwandeln.
Temperatur: eine stoffliche Eigenschaft. Ist ein Energie-Zustand einer Stoffprobe. Die Temperatur ist
unabhängig von der Menge eines bestimmten Stoffes. Einheit: Celsius °C oder Kelvin K.
K= 0°C + 273.15 K resp. 0°C= 273.15 K
1.4: Sie können Gemische einteilen, bezeichnen und Beispiele nennen.
Reinstoffe: bestehen aus einer einzigen Teilchensorte.
Stoffgemische: bestehen aus verschiedenen Sorten. Eigenschaften hängen stark vom Verhältnis der
gemischten Stoffsorten ab, deshalb kann man keine spezifischen Eigenschaften angeben.
Heterogene Stoffproben: Die einzelnen Stoffe sind meist schon von Auge oder mit dem Mikroskop
erkennbar. Flüssigkeiten und Gase sind undurchsichtig und trüb. mehrphasig
Homogene Stoffproben: Die einzelnen Stoffe sind so gut miteinander gemischt, dass man sie nicht
unterscheiden kann. Flüssigkeiten und Gase sind klar und durchsichtig. Einphasig
Phase: Stoffbereich, welche sich von anderen Stoffbereichen sprunghaft abgrenzt. Innerhalb einer
Phase sind die physikalischen und chemische Zusammensetzung konstant.
Heterogene Stoffproben:
Gemenge: Feststoffe mit Feststoffen:
Blumenerde, Münze
Suspension: Feststoffe mit viel Flüssigkeit:
Duschgel, Blut
Emulsion: Flüssigkeit mit viel Flüssigkeit:
Duschgel, Salatsauce
Schaum: Wenig Gase mit viel Flüssigeit:
Schnee, Rasierschaum
Rauch: Feststoffe mit viel Gas: Autoabgase
Nebel: Wenig Flüssigkeit mit viel Gas:
Haarspray
Homogene Stoffproben:
Legierung: Feststoffe mit Feststoffen: Messing
Lösung: Feststoffe/Flüssigkeiten/Gase mit viel
Flüssigkeit: Leitungswasser,
Gasgemisch (Lösung): Gase mit Gasen: Luft,
Autoabgase
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1.5 Sie können die verschiedenen Fraktionierungsmethoden beschreiben, Beispiele nennen und
für gegebene Gemische anwenden.
Um Stoffgemische wieder zu trennen, nutzt man ihre spezifischen Eigenschaften aus, z.B bei einer
hohen unterschiedlichen Wasserlöslichkeit: Extraktion. Suspensionen mit Filtration oder Dekantieren,
Emulsionen durch Absaugen, Abschöpfen oder mittels Ablassen einer Phase im Scheidetrichter.
Lösungen durch Destillation wieder in die Reinstoffe wegen den unterschiedlichen Siedepunkten.
Auftrennung von Gemischen = Fraktionierung. Es wird immer eine Stoffeigenschaft ausgenützt, in
welche sich die zu trennenden Stoffe deutlich unterscheiden.
Sedimentieren: Absinken von feinen unlöslichen Feststoffteilchen in einer Flüssigkeit oder einem Gas.
Für Suspensionen wegen der unterschiedlichen Dichte. Bsp: Kies/Sand-Wasser
Filtrieren: Trennung einer Flüssigkeit von einem unlöslichen Feststoff durch Filterpapier. Der
Feststoff bleibt zurück als Niederschlag. Für Suspensionen durch ihre unterschiedlichen
Partikelgrössen. Bsp: Kaffee, Bohnenpulverextrakt
Zentrifugieren: um einen sehr feinen Feststoff aus einer Flüssigkeit zu trennen. Die Zentrifugalkraft
lässt durch Drehung die feste Phase zurück. Für Suspensionen oder Emulsionen. Unterschiedliche
Dichte
Extrahieren: das Herauslösen von Stoffen aus einem Gemenge, einer Emulsion oder einer Lösung. Es
werden die unterschiedlichen Löslichkeiten ausgenutzt und mit Hilfe eines Lösemittels wird der
abzutrennende Stoff herausgelöst.
Destillieren: Trennung von Flüssigkeiten (Lösungen) durch unterschiedliche Siedepunkte. Das
Gemisch wird erhitzt und die Flüssigkeit mit dem tiefsten Siedepunkt steigt zuerst auf und verdampft.
Der Dampf kondensiert im Kühler und kann dann aufgefangen werden.
Chromatografieren: Trennung von sehr kleinen Mengen von komplizierten Gemischen (Lösungen) in
die Reinstoffe auftrennen durch die unterschiedlichen Löslichkeiten. Das Stoffgemisch wird auf einen
Träger aufgetragen (z.B eine mit Aluminiumoxid- oder Silicagel Pulver dünn beschichtete Platte) und
absorbiert die einzelnen Komponenten des Gemischs unterschiedlich stark = stationäre Phase. Dann
wird es in ein Fliessmittel gestellt. Dieses steigt dann durch die feinen Kapillaren des Trägers auf =
mobile Phase. Die absorbierten Stoffe wandern mit unterschiedlichen Geschwindigkeiten nach oben.
1.6 Sie können die Aggregatszustände mit ihren Merkmalen beschreiben, die Übergänge nennen
und an Beispielen erläutern
Fest: Der Stoff behält seine Form und sein Volumen bei.
Im Teilchenmodell sind die kleinsten Teilchen dicht
nebeneinander gepackt und regelmässig angeordnet. Sie
verlassen ihren Platz nicht.
Flüssig: Die Form eines Stoffes ist unbeständig, die
Flüssigkeit passt sich dem umgebenden Raum an. Die
kleinsten Teilchen sind zwar noch dicht gepackt, aber
können sich beliebig bewegen. Ihre Anordnung ist nicht
mehr regelmässig.
Gasförmig: Der Stoff füllt den ganzen zur Verfügung
stehenden Raum aus, sowohl sie Form als auch das
Volumen eines Gases sind nicht beständig. Die Teilchen
bewegen sich frei und haben grosse Abstände. Sie
schwirren schnell und unabhängig voneinander, aber prallen ab und zu mal zusammen.
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Schmelzen: Eis wird geschmolzen und wird zu Wasser. Die zugeführte Wärme führt zu einer erhöhten
Teilchenbewegung und die Wasserteilchen werden schneller und können sich losreissen und frei
bewegen.
Verdampfen: Wasser wird zu Wasserdampf. Wenn noch mehr Wärmeenergie zugeführt wird,
beginnen die Teilchen die Flüssigkeit zu verlassen und driften in den zur Verfügung stehenden Raum
als Wasserdampf ab.
1.7: Sie können den Temperaturverlauf beim Erwärmen eines Stoffes beschreiben und die
Gründe für diesen Verlauf nennen.
Wärme = thermische Energie, eine Energieform und ein Energie-Fluss. Sie hängt ab von der
Stoffmenge. Je mehr schnelle Teilchen, desto grösser ist die Gesamtenergie und somit die thermische
Energie. Einheit Joule (J). Die Wärmemenge Kalorie (cal) ist erforderlich um 1 g flüssiges Wasser um
1 °C zu erwärmen. 1 cal = 4.187 J.
Spezifische Wärmekapazität: gibt an, wie viel Energie eine Stoffprobe aufnehmen kann, um die
Temperatur und somit die thermische Energie von einem Kilogramm dieses Stoffes um ein Grad
Kelvin zu erhöhen.
Die Wärmeenergie, die aufgenommen wird, ist das Produkt aus spezifischer Wärmekapazität (Joule/kg
* K) (cp), Masse (m) und Temperaturunterschied (ΔT). Q= Energiefluss (Joule)
Q = cp * m * ΔT
Veränderung des Energiezustands bei einer chemischen Reaktion
Bei chemischen Reaktionen verändert sich immer der Energiezustand der Stoffe, weil sich die Art der
kleinsten Teilchen und deren gegenseitige Anziehung ändert. Um eine Reaktion zu starten, braucht es
immer einen gewissen Energiebetrag, die Aktivierungsenergie. Die Wärme, die von der Umgebung
aufgenommen oder abgeben wird, nennt man Reaktionsenergie. Es ist die Differenz zwischen dem
Energiezustand vor und nach der Reaktion.
Exotherm: Es wird vom System Wärme an die Umgebung abgegeben. Bsp: Verbrennung
Endotherm: Es wird vom System Wärme von der Umgebung aufgenommen. Bsp: Fotosynthese
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1.8 Sie können die Vorgänge der Wärmeleitung erklären und an Beispielen erörtern
Die Teilchen in einem Stoff sind in ständiger Bewegung und prallen dabei mit anderen Teilchen
(Brown`sche Bewegung) zusammen. Deshalb wird andauernd Bewegungsenergie zwischen den
Teilchen ausgetauscht (wie beim Billard). Wird ein Gegenstand an einer Stelle erwärmt, sodass sich
die Teilchen an dieser Stelle schneller bewegen, so wird die Energie durch Stösse an die benachbarten
Teilchen weitergegeben. (Wandern von höherer zu kleinerer Temperatur). Guter Wärmeleiter: Metalle
Schlechte Wärmeleiter: Gase
1.9: Sie kennen die spezifischen Eigenschaften der Reinstoffe.
•Schmelzpunkt(Schmelztemperatur)
•Siedepunkt(Siedetemperatur)
•Dichte
•Brechungsindex
•elektrische Leitfähigkeit
•Wärmeleitfähigkeit
•Löslichkeit in einem Lösemittel
Schmelzpunkt unter 25°C: flüssig oder gasförmig
Siedepunkt unter 25°C: gasförmig
1.10: Sie kennen die Definition der Dichte und können damit Berechnungen ausführen.
Dichte: beschreibt welche Masse eine bestimmte Stoffprobe hat, wenn sie ein gewisses Volumen
einnimmt. Einheit: kg/dm³ bzw. kg/l
1.11: Sie kennen die Bedingungen und Abhängigkeiten der Löslichkeit und können die
Kenntnisse auf konkrete Probleme anwenden.
Wasserlöslichkeit: Welche Masse des Stoffes in 1 Liter Wasser gelöst werden kann bei einer
bestimmten Temperatur, bis die Lösung gesättigt ist. Abhängig von den äusseren Temperaturen.
Einheit: g/l
•Die Löslichkeit hängt hauptsächlich vom zu lösenden Stoff und vom Lösungsmittel ab Bsp. Kochsalz
löst sich gut im Wasser, aber kaum im Öl
•Flüssigkeiten: Höhere Temperatur = Höhere Löslichkeit
•Gase: Höhere Temperatur = Schlechtere Löslichkeit
•Gase: Höherer Druck = Hohe Löslichkeit
•Gesättigte Lösung: maximale Menge eines Stoffes in einer anderen (Bsp. Max. 359g Kochsalz /l.
Wasser) = grösstmögliche Stoffmenge, welche sich in einer bestimmten Menge eines Lösungsmittels
lösen
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1.12: Sie kennen die 3 Stoffklassen, in welche die reinen Stoffe eingeteilt werden, mit ihren
typischen Eigenschaften und Beispiele dazu nennen
Leitfähigkei
t von Strom
Wasserlöslichkei
t
Metalle
(Bsp:
Silber,
Gold,
Eisen)
Salze
(Bsp: Gips,
feste Seife,
Kalk)
Sehr gut
Nicht löslich
Ja, aber nur
wenn gelöst
oder
geschmolzen
Flüchtige
Stoffe
(Bsp:
Sauerstoff,
Wasser,
Saccharose
)
Nein
Aggregatszustan
d bei
Raumtemperatu
r
Fast alle fest
(ausser
Quecksilber,
Kalium, Lithium)
Biegsamkei
t
Besonderes
Gut
biegsam
Oberflächen
- glanz
Härte:
reissfest
Viele sind gut
löslich (aber nicht
alle)
fest
spröde
Kommt darauf an
Kommt darauf an
Weiche
Kristalle im
festen
Zustand
Aussehen:
Kristalle
(versch.
Farben)
Schmelzund Siedetemperatur
sehr hoch
Geringe
Dichte
Tiefer
Schmelzund
Siedepunkt
1.13: Sie kennen die Bedeutung der Begriffe Element, Verbindung, Analyse und Synthese und
können sie auf konkrete Reaktionen anwenden.
Verbindungen: die zerlegbaren Stoffe, also die Reinstoffe, die sich mittels chemischer Reaktionen in
andere Stoffe aufspalten lassen können. Die chemische Zerlegung einer Verbindung bezeichnet man
als Analyse. Bsp: Elektrolyse von Wasser
Elemente: Die wenigen Reinstoffe, die sich nicht mehr weiter zerlegen lassen. Es lassen sich aus den
Elementen durch chemische Reaktionen Verbindungen herstellen. Eine solche Reaktion heisst
Synthese. Bsp: Eisen reagiert mit Schwefel
1.14: Sie können die Unterschiede zwischen einem Gemisch und einer Verbindung nennen und
an einem Beispiel erläutern.
Ein Gemisch besteht aus verschiedenen Stoffen und hat keine spezifischen chemischen Eigenschaften.
Eine Verbindung besteht aus verschiedenen Elementen, es entsteht aus dem Ausgangsstoff, Edukt, ein
neuer Stoff, Produkt, mit neuen chemischen und physikalischen Eigenschaften.
1.15: Sie können die ungefähre Zusammensetzung der Luft angeben.
Stickstoff N 2: 78%
Sauerstoff O 2: 21%
Argon Ar: 0.93%
Co2, Neon, Helium, Krypton, Wasserstoff, Xenon: unter 1%
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2.3/2.2: Sie können anhand der chemischen Formel eines Stoffes dessen molare Masse M
bestimmen
Chemische Formel beschreibt die Zusammensetzung chemischer Verbindungen, entweder
Summenformel oder Strukturformel. Molare Masse (g/mol) anhand des PSE bestimmen.
1 Mol = 6.002 * 10 hoch 23 Teilchen. Avogadro hat herausgefunden, dass jedes Atom ein Vielfaches
des H-Atoms ist, wie viele Teilchen bzw. H-Atome sind in 1g enthalten (6.002*1023Teilchen), alles
andere ist ja ein Vielfaches davon.
2.4: Sie können bei gegebener Masse eines Stoffes die Stoffmenge berechnen und umgekehrt
M (Molare Masse) = m(Masse) / n (Stoffmenge)
m = M * n resp. n = m/ M
1u = 1.67 * 10^-24g = 1/12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoff Isotops 12C festgelegt ist relative
Masse (in u), absolute Masse (in g)
2.5: Sie kennen das molare Volumen von idealen Gasen bei T = 273.15 K und bei T = 298.15K
Sie können damit das Volumen einer bestimmten Gasmenge oder bei gegebenem Volumen die
Gasmenge (in Mol) berechnen
1 Mol Gasteilchen bei 0 C und Normaldruck:
22.4l/Mol bei 273.15 K
1 Mol Gasteilchen bei 25 C und Normaldruck:
24.5 l bei 298.15 K
Gilt nur bei Gasen
2.6: Sie kennen die Formel für die Berechnung der Konzentration von Lösungen (Molarität) und
können damit Konzentrationen, Stoffmengen und Volumina berechnen
Konzentration c = Anzahl mol / Anzahl Liter
2.7: Sie können mit den chemischen Formeln der Stoffe konkrete Reaktionsgleichungen (mit
möglichst kleinen, ganzen Zahlen und der korrekten Angabe der Aggregatszustände)
aufschreiben
Immer so anpassen, dass es ganze kleine Zahlen gibt, meist ausprobieren sonst mit einer Gleichung
Aggregatszustände: s = fest (solid), l = flüssig (liquid), g = gasförmig, aq = aquatisiert (gelöst)
2.8: Sie wissen, welche Stoffe bei einer Verbrennungsreaktion miteinander reagieren. Sie wissen,
welche Produkte bei der Verbrennung von Stoffen, deren kleinste Teilchen C-, H- und O-Atome
enthalten, entstehen.
Verbrennungsreaktionen sind immer Reaktionen von (Brenn-)Stoffen mit Sauerstoff O2. Dabei wird
Energie in Form von Wärme und Licht freigesetzt.
XY + O2 (g) = XYZ + H2O (l) + CO2(g) = Exotherme Reaktion
-
H zu H2o
C zu Co2 (bei ausreichend Sauerstoff) oder Kohlenmonoxid CO oder Russ C (bei
Sauerstoffmangel)
O wird zu O2
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2.9: Sie können auf Modellebene erklären, weshalb bei einer chemischen Reaktion in einem
geschlossenen System die Masse nicht verändert wird.
System: stellt eine Vereinfachung der Wirklichkeit dar. Systeme sind Modelle der Wirklichkeit. Es
kann offen sein, d.h dass Materie ins System hinein- oder hinausfliessen kann, oder geschlossen.
Geschlossene Systeme tauschen Energie mit der Umgebung, aber keine Materie aus.
Weil bei offenen Systemen sich die Stoffe mit der umgebenden Luft verbinden können, die auch eine
Masse haben, ist dies bei geschlossenen Systemen nicht möglich.
3.1: Sie können den Zusammenhang zwischen den chemischen Eigenschaften der
Elementarstoffe und dem Aufbau des PSE erklären.
Die Elemente sind in Perioden (waagrechte Zeilen) und Gruppen (senkrechte Zeilen) angeordnet.
a) Anordnung nach steigender Atommasse und Ordnungszahl
Das Wasserstoff-Atom ist das leichteste und steht an
erster Stelle gefolgt von Helium, Lithium, Beryllium
etc. Es wird ihnen eine Ordnungszahl (Anzahl
Protonen) zugewiesen.
b) Anordnung nach Gruppen und Perioden
Die chemischen ähnlichen Elementarstoffe stehen
jeweils untereinander = Gruppe.
Der Beginn und das Ende einer Zeile (Periode)
beginnen jeweils mit einem Alkalimetall und enden
mit einem Edelgas.
c) In den Hauptgruppen (es gibt insgesamt 8
Hauptgruppen) ist die Anzahl der Elektronen in der
äußeren Elektronenhülle aller Elemente identisch und gleich der Hauptgruppennummer. Bei
den Hauptgruppen entscheidet die Besetzung der äussersten Schale mit Elektronen über deren
Reaktivität.
d) In den Nebengruppen (nur Metalle) ist meist die Schale unter der Valenzschale
(zweitäusserste Schale) ausschlaggebend für die chemischen Eigenschaften des Elements.
Z.B 2 C2H6O: 2 ist der Stöchiometrische Koeffizient. Die tiefgestellte Zahl ist der Index, er zeigt im
Molekül an. Wie viele Atome derselben Sorte in diesem Molekül vorkommen.
Halogene: Die Elemente de Hauptgruppe VII. Halogene kommen in der Natur vor allem als einfach
negativ geladene Anionen in Salzen vor
Erdalkalimetalle: Die Elemente der Hauptgruppe II. Sie sind glänzende, reaktive Metalle, die in
ihrer Valenzschale zwei Elektronen haben.
Die Alkalimetalle
Zu den Alkalimetallen gehören die Elemente Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium und das
radioaktive Francium, also alle Elemente der ersten Hauptgruppe ausser Wasserstoff H. In der Natur
findet man diese Elemente nie in elementarer Form, sondern nur in Form von Verbindungen. Man
kann die Elementarform mit Hilfe von Elektrolyse von Salzschmelzen erhalten. Sie haben alle
ähnliche Eigenschaften, da sie vor Luft geschützt aufbewahrt werden müssen, da sie sonst mit Wasser
zu Laugen reagieren.
Übergangsmetalle (äussere und innere)
Zur Gruppe der Übergangsmetalle bzw. Übergangselemente zählen nach IUPACDefinition Elemente des Periodensystems, deren Atome eine nur teilweise mit Elektronen besetzte dSchale besitzen bzw. Kationen mit unvollständig gefüllter d-Schale bilden können. Alle
Übergangselemente weisen typisch metallische Eigenschaften auf, z.B. eine gute Leitfähigkeit für
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Wärme und Elektrizität sowie metallischen Glanz. Sie haben allgemein eine hohe Dichte und einen
hohen Schmelzpunkt sowie magnetische Eigenschaften.
Halbmetalle:
Sie können von der elektrischen Leitfähigkeit und vom Aussehen her weder den Metallen noch den
Nichtmetallen zugeordnet werden. Alle Halbmetalle sind Feststoffe bei Normalbedingungen.
Atomverbände und Atomgitter
-
-
-
Die kleinsten Teilchen aller Edelgase sind einzelne Atome, da sie Einzelgänger sind.
Wegen der Stabilität ihrer Valenzelektronenstrukturen gehen diese Elemente so gut wie
keine chemischen Bindungen ein. Sie sind alle gasförmig. Edelgase machen keine
Verbindungen und verbinden keine Atomverbände.
Die kleinsten Teilchen aller flüchtigen Stoffe (ausser den Edelgasen) sind die Moleküle.
Es ist ein kleiner abgeschlossener Atomverband, welche min. zwei Nichtmetall-Atome
enthält und eine genau festgelegte Elementarzusammensetzung. Z.B: der Elementarstoff
Sauerstoff besteht aus identischen Sauerstoff-Molekülen, wobei jedes Sauerstoff-Molekül
2 Sauerstoff-Atome enthält. O2 besteht also aus zwei miteinander verbunden SauerstoffAtomen.
In allen metallischen und salzartigen Stoffen sind die Atome in grossen Atomverbänden
angeordnet. Solche nicht abgeschlossene Atomverbände werden als Atomgitter
bezeichnet, da die Atome sehr regelmässig angeordnet sind. Es sind keine Moleküle. Es
sind einzelne Atome, die ein Atomgitter bilden.
Formeln der übrigen nichtmetallischen Elementarstoffen
Die Elementarstoffe Wasserstoff, Stickstoff, Sauerstoff und alle Halogene bestehen aus 2-atomigen
Molekülen und haben die Summenformeln: H2, N2. O2 etc.
Merksatz: H N O F Cl Br I: alle sind 2-atomie Moleküle. Zusätzlich noch Phosphor (P4) und
Schwefel (S8)
Verbindungen aus Metallen und Nichtmetallen werden Salze genannt. Sie werden in den
Verhältnisformeln angeben. Bsp: MgBr2: Es gibt doppelt so viele Magnesium- Ionen wie BromAtome
Verbindungen aus nur Nichtmetallen sind meist flüchtige Stoffe. Metalle sind Verbindungen aus nur
Metallen.
3.3: Sie kennen die Definition der Atommasseneinheit u .
Die atomare Masseneinheit (Einheitenzeichen: u für unified atomic mass unit) ist eine Maßeinheit der
Masse. Ihr Wert ist auf 1⁄ 12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoff-Isotops 12C festgelegt
Es wird zwischen relativer Atommasse (Ar) (ohne Maßeinheit) und absoluter Atommasse, angegeben
in kg, g oder u unterschieden.
3.4: Sie können beschreiben, wie die im PSE angegebenen mittleren Atommassen zustande
kommen.
Protonen + Neutronen = Massenzahl oder mittlere Atommasse
Die meisten Elemente kommen in der Natur als Gemische verschiedener Isotope vor. Die
mittleren Atommassen der Elemente ergeben sich aus dem Mittelwert der Massen der
einzelnen Isotope, unter Berücksichtigung ihrer relativen Anteile.
Bsp.: Natürlich vorkommender Kohlenstoff besteht zu 98,93% aus 12C und zu 1,07% aus
13C.
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Die Massen sind 12,00 u und 13,00335 u. Die mittlere Atommasse berechnet sich wie folgt:
4.1: Sie können die Unterschiede zwischen den drei Modellen (Teilchen-, Kern-Hülle- und
Schalen-Modell) beschreiben
Teilchenmodell: Darstellung der einzelnen Atome aber ohne Ladungsangaben. Sie werden als einfache
Kugeln dargestellt.
Kern-Hülle-Modell: Das Modell veranschaulicht die Elementarteilchen der Atome und die
Verhältnisse und ihre Ladungen. (kleiner positiver Kern und grosse negative Hülle) In diesem Modell
werden aber alle Elektronen als gleichwertig bezeichnet, wobei gewisse Elektronen stärker oder
schwächer an den Kern gebunden sind.
Schalen-Modell: Zeigt die verschiedenen Energieniveaus, welche Grundlagen für das Verständnis der
Ionisierungsenergie ist.
4.2: Sie können den Inhalt des Coulombgesetzes erklären
Das Gesetz von Coulomb beschreibt, wie die Stärke der Anziehungs bzw. Abstossungskräfte zwischen
zwei geladenen Körpern (Fc) von der Grösse ihrer beiden Ladungen (Q1, Q2) und ihrem Abstand (r)
abhängt (sowie einem konstanten Faktor k)
Die Kräfte sind umso stärker, je stärker die Körper geladen sind (Je mehr Ladung sie tragen) und je
näher sie einander kommen (je geringer ihr Abstand ist)
Ladung ist eine Eigenschaft der Materie. Nicht alle Körper tragen elektrische Ladung. Einheit:
Coulomb. Die meisten Körper (auch kleinste Teilchen wie Atome und Moleküle) sind als Ganzes
nicht geladen, obwohl die Atome aus denen sie bestehen aus geladenen Teilchen aufgebaut sind.
Ein Körper, welcher gleich viele negative wie positive Ladung in sich trägt, erscheint von aussen
betrachtet als ungeladen (elektrisch neutral), da sich die negativen und positiven Teilchen gegenseitig
neutralisieren.
Ein geladenes kleinstes Teilchen nennt man Ion. Ein Positive geladenes Teilchen heisst Kation,
während ein negativ geladenes Ion Anion genannt wird. Ionen können sowohl geladene Atome als
auch geladenen Atomverbände (mehratomige Ionen) sein.
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Es gibt also 3 Sorten kleinster Teilchen: ungeladene Atome, ungeladene Moleküle und elektrisch
geladene Ionen.
4.3: Sie kennen die Elementarteilchen und wissen, welche Ladung diese aufweisen &
4.4: Sie kennen die Grössenordnung der Masse der Elementarteilchen
Die Moleküle (kleinsten Teilchen eines Stoffes) bestehen aus mehreren verbunden Atomen. Die
Atome selbst bestehen aus noch kleineren Bausteinen: Elektronen, Protonen und Neutronen = die
Elementarteilchen. Ein Nukleon ist ein Teilchen, aus denen Atomkerne bestehen, also Protonen und
Neutronen)
Elektron
Proton
Neutron
Abk.
eP+
N0
Masse in g
0.91 * 10-27
1,67 · 10–24 C
1,67 · 10–24 C
Masse in u
0.00055
1.007
1.008
Ladung in C
-1,6 · 10–19 C
+1,6 · 10–19 C
0 (neutral)
Elementarladung
-1
+1
0
1 U = 1.66 * 10-24 g. Proton und Neutron sind fast gleich schwer. Das Elektron viel leichter. Proton
und Elektron haben die gleiche Ladung (1,6 · 10–19 C). Dies ist die elektrische Elementarladung, die
kleinste mögliche Ladungsmenge überhaupt.
4.5: Sie kennen die wichtigsten in der Chemie relevanten kleinsten Teilchen
Vgl.3.1
4.6: Sie wissen, wie ein Atom gemäss Kern-Hülle-Modell aufgebaut ist. Sie können mit Hilfe des
PSEs angeben, wie viele Elektronen, Protonen und Neutronen eine Atomsorte oder ein Ion hat
Ein Atom jeder Atomsorte besteht aus einer genau definierten Anzahl Elementarteilchen.
Kern-Hülle-Modell: Alle Atome enthalten in der Mitte einen kleinen Kern,
der aus Protonen und Neutronen besteht. Der Rest ist die Hülle, die aus
Elektronen besteht. Der Kern ist somit positiv und die Hülle negativ
geladen. Der Kern ist sehr klein (nur ca. ein Hunderttausendstel des
Atomdurchmessers), aber beinhaltet fast die gesamte Masse des Atoms.
Die grosse Hülle enthält nur die leichten Elektronen.
Das Atom enthält gleich viele Elektronen wie Protonen. Die positive
Ladung des Kerns und die negative Ladung der Hülle haben somit den
gleichen Betrag und neutralisieren sich gegen aussen und halten sich
zusammen durch die Anziehung. Das Atom als Ganzes trägt keine elektrische
Ladung. (Sie können aber zu Kationen oder Anionen werden, wenn man ihnen Elektronen zugibt oder
wegnimmt).
Der Kern hält sich trotz der Abstossung zwischen den Protonen mit der Kernkraft zusammen. Sie
wirkt nur zwischen unmittelbar nebeneinander liegenden Kernteilchen und ist viel stärker.
Elemente, Nuklide und Isotope
Die Elemente besitzen immer gleich viele Protonen wie Elektronen, jedoch können sie sich in der
Anzahl der Neutronenzahl unterscheiden. Die chemischen Eigenschaften sind gleich, da diese nur
durch die Elektronen bestimmt werden. Nur die äusseren Elektronen kommen mit anderen Atomen in
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Kontakt. Die Atome unterscheiden sich aber in der Masse (Mehr Neutronen = schwerer) und der
Stabilität des Kernes. Die Protonenzahl ist die Ordnungszahl im PSE
Nuklide: eine einzelne Atomsorte mit einer ganz bestimmten Protonen- und
Neutronenzahl. Man bezeichnet sie mit dem Symbol und der Massenzahl (Summe
der Protonen und Neutronen)
Isotope: Verschiedene Atomsorten ein und desselben Elementes, welche sich nur
in ihrer Neutronenzahl unterscheiden.
Bsp: 12C, 13C, 14C sind isotop zueinander
4.7: Sie können erklären, was man unter Radioaktivität versteht und kennen die 3 Typen
radioaktiver Strahlung
Radioaktivität: Die Eigenschaft bestimmter Stoffe, ständig Strahlung auszusenden. Die Ursache der
Radioaktivität ist der spontane Zerfall von Atomkernen.
Die Kernkräfte halten die Protonen und Neutronen auf kleinstem Raum im Atomkern zusammen und
wirken den Abstossungskräften der Protonen entgegen. Bei sehr grossen Atomkernen wirkt die
Kernkraft nicht mehr und die instabilen Nuklide zerfallen in kleinere stabile Kerne unter Aussendung
sehr energiereicher Strahlung und oft schädlicher Strahlung.
Vorgänge bei denen Atomkerne umgewandelt werden heissen Kernreaktionen: Der natürliche Zerfall
von instabilen Nukliden, aber auch die künstlichen Kernspaltungen oder Kernverschmelzungen.
Halbwertszeit: Die Zeitdauer, die verstreicht, bis die Hälfte einer gegebenen Menge von Atomen
zerfallen ist und sich damit auch die radioaktive Strahlung halbiert hat. Je länger die Halbwertszeit,
desto stabiler die Kerne.
α-Zerfall: Die Ordnungszahl des neuen Kerns nimmt um 2 ab, während die Massenzahl um 4
abnimmt. Zudem entsteht ein Alpha-Teilchen( 4He – Atomkern).
Den Strom von aus vielen Kernen ausgesandten Alphateilchen bezeichnet man auch als positive
Alphastrahlung. Nach dem Ausstoß des Alphateilchens verbleibt der Atomkern unter Umständen in
einem angeregten Zustand. Der Übergang in den Grundzustand ist mit dem Aussenden von ɣStrahlung(ungeladen) (Gammaübergang) verbunden.
β-Zerfall: Die Ordnungszahl des neuen Kerns nimmt um 1 zu, während die Massenzahl gleich
bleibt.
Zuerst wandelt sich ein Neutron des radioaktiven Kerns
spontan in ein Proton und Elektron um. Das neu
entstandene Proton bleibt im Kern zurück, während das
entstandene Elektron als negativ geladene β-Strahlung
das Atom beinahe mit Lichtgeschwindigkeit verlässt.
Oft ist der β-Zerfall auch von der Emission von ɣStrahlung begleitet.
Als Massendefekt (auch Massenverlust) bezeichnet
man in der Kernphysik den Massenunterschied zwischen
der tatsächlichen Masse eines Atomkerns und der stets
größeren Summe der Massen der in ihm enthaltenen
Nukleonen (Protonen und Neutronen).
Vanessa. W3B. 3.07.2021
Anfang N0 der Anzahl noch vorhandenen radioaktiven Kerne N(t) zum Zeitpunkt t und der
nuklidspezifischen Halbwertszeit t1/2
4.8: Sie wissen, wie ein Atom gemäss Schalenmodell aufgebaut ist
Elektronenwolke/Orbital: Der Raum, in welchem sich das Elektron aufhalten kann.
Kugelwolkenmodell:
Die Elektronenwolken sind kugelförmig
Eine Wolke kann höchstens 2 Elektronen enthalten.
Die erste Schale besteht aus einer Wolke, in deren Zentrum sich der Kern befindet.
Die äusserste Schale besteht aus höchstens 4 Wolken
Doppelt besetzte Kugelwolken kommen nur vor, wenn die übrigen Wolken der aktuellen
Schale mindestens einfach besetzt sind.
6. Die Wolken stossen sich gegenseitig ab
1.
2.
3.
4.
5.
Atomrumpf: Das Atom ohne seine Aussenelektronen
Unter der Rumpfladung eines Atoms versteht man die verbliebene elektrische Ladung, wenn man aus
einem Atom die Valenzelektronen vollständig entfernt hat. Beispiel: Die Rumpfladung von
Kohlenstoff beträgt 4. Entfernt man alle Valenzelektronen, verbleibt C4+
Bsp:
4.9: Sie können mit Hilfe des PSEs die Hülle eines Atoms gemäss Schalenmodell zeichnen
Bsp. Argon
4.10: Sie verstehen die Schreibweise der Elektronenkonfiguration (=Anordnung der Elektronen
in der Hülle) & 4.11: Sie können erklären, weshalb bei gewissen Atomsorten die erste
Ionisierungsenergie höher ist als bei anderen.
Vanessa. W3B. 3.07.2021
Ionisierungsenergie: Die zum Entfernen eines Elektrons benötigte Energie.
Die erste Ionisierungsenergie hängt von der Anziehungskraft zwischen dem Atomkern und dem zu
entfernenden Elektron ab, welche sich nach der Coulomb-Formel berechnet: Innerhalb einer Periode
steigt die erste Ionisierungsenergie stark an, wenn auch die Zunahme von links nach rechts unstetig
verläuft. Grund für die Zunahme ist die steigende Kernladungszahl und die dadurch bedingte stärkere
Anziehung der Elektronen durch den Kern.
Unterschiedliche Energieniveaus: Die Elektronen sind verschieden stark an den Kern gebunden.
Eine gewisse Anzahl Elektronen sind jeweils ähnlich stark an den Kern gebunden und dann gibt es
einen Energie Sprung zu einer weiteren Anzahl Elektronen. Je stärker ein Elektron an den Kern
gebunden ist, desto tiefer ist nämlich seine Energie- es befindet sich also auf einem niedrigeren
Energieniveau, da man einem stärker gebundenem Elektron mehr Ionisierungsenergie zuführen muss.
Je höher der Abstand, umso höher das Energieniveau.
Die Elektronen sind in so genannte Schalen eingeordnet, die sich je in derselben Entfernung vom Kern
befinden. Die innerste Schale hat das tiefste Energieniveau und die äusserste das höchste. Elektronen
streben möglichst tiefe Energieniveaus an. Elektronenkonfiguration = Verteilung der Elektronen auf
die verschiedenen Schalen.
Bohr’sche Atommodell:
Die Elektronen kreisen sehr schnell um den Kern
1. Schale: 2 Elektronen
2. Schale: 8 Elektronen
3. Schale: 8 Elektronen
Alle Schalen (ausser die erste) sind unterteilt in mehrere Unterschalen,
welche sich leicht in ihren Energie-Niveaus unterscheiden. Die 2.
Schale hat 2 Unterschalen (2s, 2p), die 3. Schale hat 3 Unterschalen (3s,
3p, 3d) usw. Bsp Abk: 1S2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
s-Unterschale: 2 Elektronen
p-Unterschale: 6 Elektronen
d-Unterschale: 10 Elektronen
f-Unterschale: 14 Elektronen
Ab der dritten Unterschale werden zuerst 2 Elektronen auf die 4s Schale übertragen bevor mit dem
Auffüllen der 3d Unterschale begonnen wird. Die erste Unterschale ist am energieärmsten. Die 4s
Unterschale ist energetisch tiefer als die 3d Unterschale.
Vanessa. W3B. 3.07.2021
Die Atome innerhalb einer Periode besitzen alle die gleiche Anzahl Schalen. Die Nummer der Periode
entspricht den Anzahl Schalen, welche durch mindestens ein Elektron besetzt sind.
Die Atome der Elemente einer Hauptgruppe besitzen die gleiche Anzahl Aussenelektronen. Die
Nummer de Hauptgruppe entspricht gerade der Anzahl Elektronen auf der jeweils äusseren Schale.
Das letzte Elektron der Hauptgruppenelemente wird immer auf die s- oder die p- Unterschale der
jeweils äussersten Schale aufgefüllt.
Das letzte Elektron der äusseren Übergangsmetalle wird immer auf die d-Unterschale der jeweils
zweit-äussersten Schale aufgefüllt.
Das letzte Elektron der inneren Übergangsmetalle wird immer auf die f-Unterschale der jeweils drittäussersten Schale aufgefüllt.
4.12: Sie können gewisse Regelmässigkeiten im PSE erkennen und mit dem Schalenmodell
erklären (ohne Übergangsmetalle).
Die Elektronegativität wächst mit zunehmender Rumpfladung und abnehmenden Atomradius. Also je
mehr Valenzelektronen bzw. je mehr Schalen desto grösser die Elektronegativität und die
Rumpfladung, aber desto kleiner der Atomradius.
-
Verwandte Elemente sind nebeneinander angeordnet
-
Valenzschale:
mehr Perioden →mehr Schalen.
Auf der Valenzschale max. 8 Elektronen (Edelgaszustand)
Die Anzahl der Schalen in der Elektronenhülle ist bei allen Elementen in einer Periode
identisch
-
Valenzelektronen:
Elektronen auf der äussersten Schale
Gruppen Nummer = Anzahl Elektronen
-
Rumpfladung:
Verbliebene elektrische Ladung, wenn man von einem Atom die Valenzelektronen
vollständig entfernt hat
C hat 4e-→Rumpfladung ist C4+
Nimmt innerhalb einer Periode von links nach rechts zu (immer mehr Protonen im
Rumpf)
Bleibt innerhalb einer Gruppe von oben nach unten konstant, da der Protonenüberschuss
gleich bleibt
-
Atomradius:
Relatives Mass für die Grösse der Atome
Da ein Atom kein begrenztes System ist, ist es nicht möglich die Grösse genau anzugeben
Innerhalb einer Periode nimmt er von links nach rechts ab, da es immer mehr Protonen
gibt, die die Valenzschale anzieht.
Innerhalb einer Gruppe nimmer er von oben nach unten zu, da immer mehr Schalen dazu
kommen
-
Ionenradius (elektrisch geladene Teilchen):
Bei Kationen, also positiv geladenen Ionen, ist der Ionenradius kleiner als der Atomradius.
Je grösser die positive Ladung ist, desto kleiner wird der Ionenradius.
Vanessa. W3B. 3.07.2021
Bei Anionen, also negativ geladenen Ionen, ist der Ionenradius grösser als der
Atomradius. Je grösser die negative Ladung ist, desto grösser wird der Ionenradius.
-
Ionisierungsenergie:
Energie, die aufgewendet werden muss, um einem Atom sein Elektron zu klauen.
Bei der 1. Hauptgruppe gut (instabile Elektronenkonfiguration).
Bei Edelgasen nur schwer (stabile Elektronenkonfiguration)
-
Elektronennegativität (=EN):
Gibt an, wie stark ein gebundenes Atom bindende Elektronen anzieht
Sie ist abhängig von der Grösse des Atomrumpfs und der Ladung (grosse Rumpfladung =
grosse EN)
-
Metallcharakter:
Der Metallcharakter nimmt im PSE von oben nach unten und von rechts nach links zu.
Je weniger Elektronen auf der Aussenschale, desto mehr Metall.
Je weniger EN, desto mehr Metall
4.13: Sie können die Lewis-Schreibweise von Atomen notieren.
Vereinfachte Darstellung der Kugelwolken.
Der Atomrumpf wird mit dem Symbol des Elements dargestellt
-
Einfach besetzte Kugelwolke:
Doppelt besetzte Kugelwolke:
Bsp: Fluor
5.1: Sie können bei einer gegebenen Formel entscheiden, ob es sich um eine Salz-, eine Metalloder eine Molekülformel handelt.
- Salzformel: Metall + Nichtmetall (Summe der Ladung alles Ionen hebt sich auf)
- Metallformel: Metall + Metall (Legierung)
- Molekülformel: Nichtmetall + Nichtmetall
5.2: Sie kennen die Bedeutung der Edelgas- bzw. Oktettregel.
Es werden so viele Elektronen übertragen, dass die entstehenden Ionen die Edelgasregel erfüllen, d.h
im Bohr’schen Schalenmodell dargestellt haben sie eine voll besetze Valenzschale.
5.3: Sie können erklären, was der Unterschied zwischen den 3 Typen chemischer Bindungen
(Kovalenz-, Ionen-, Metallbindung) ist.
Ziel: Alle Atome haben das Bestreben, die Oktettregel zu erfüllen.
Kovalenzbindung: Zwischen Nichtmetall und Nichtmetall (flüchtig)
Die Aussenelektronen werden geteilt. (unpolar, polar)
Vanessa. W3B. 3.07.2021
-
Nähern sich 2 Nichtmetall-Atome an, so überlagern sie einfach besetzte Kugelwolken zu
gemeinsame doppelbesetzten Kugelwolken →Es entsteht eine Elektronenpaarbindung
Kovalent = gemeinsame ValenzelektronenEigenschaften:
Teilchenart →MolekülSchmelz- und Siedepunkt niedrig
Meist unlöslich in Wasser aber gutlöslich in organischen LösungsmittelnNicht elektrisch LeitfähigUneinheitliches Verhalten
Ionenbindung: Zwischen Nichtmetall und Metall
Durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen (Bindung von Kationen und
Anion in einem Gitter)
-
Metallatom = positivgeladene IonenNichtmetall = negativgeladene Ionen –
Die verschieden geladenen Ionen ziehen sich an und es entsteht eine IonenbindungDie Ionen üben Kräfte in alle Richtungen aus →es entsteht ein IonengitterEigenschaften:
Teilchenart →Ionen
Schmelz- und Siedepunkt meist hochHäufig wasserlöslich aber nicht in organischen StoffenNur im gelösten Zustand oder als Schmelze elektrisch leitfähigSpröde und hart
Metallbindung: Zwischen Metall und Metall
Metallatome geben ihre Elektronen ab, es bleiben Atomrümpfe übrig→
Metallgitter aus Atomrümpfen und dazwischen freien Valenzelektronen.
Die Aussenelektronen sind im Metallgitter nicht fest gebunden.
-
Eigenschaften:
Teilchenart →positiv geladene Teilchen
Schmelz- und Siedepunkt meist hochUnlöslich in Wasser (wenige Ausnahmen)
Gut elektrisch LeitfähigGut verformbar (duktil)
6.1: Sie können auf der Modellebene erklären, was bei einer Reaktion zwischen einem Metall
und einem Nichtmetall geschieht und warum. Sie können dazu auch die korrekte
Reaktionsgleichung aufstellen.
Viele Metalle bilden mit Nichtmetallen Ionenverbindungen (Salze). Bei der Reaktion von elementaren
Metallen mit elementaren Nichtmetallen geben die Metallatome Elektronen ab, und die NichtmetallAtome nehmen Elektronen auf.
Vanessa. W3B. 3.07.2021
Bei der Reaktion zwischen Chlor und Natrium sind positiv geladene Natrium-Kationen Na+ und
negativ geladene Chlorid-Anionen Cl- entstanden. Die Anordnung erfolgt so, dass sich die Ionen
regelmässig anordnen, dass die Anziehungskräfte zwischen den ungleich geladenen Ionen sehr gross
sind und die Abstossungskräfte zwischen den gleich geladenen Ionen möglichst klein sind. Die Ionen
sind dabei so dicht wie möglich. Der Zusammenhalt innerhalb eines grösseren Ionengitters (SalzKristall) findet somit von Anion über Kation zu Anion usw. statt.
Diese regelmässige Anordnung in drei Dimensionen ausgedehnt heisst Ionengitter. Die Chlorid Ionen
sind etwa doppelt so gross wie die Natrium Ionen. Die Anzahl der nächsten Nachbarn beträgt jeweils
6. Es liegen grundsätzlich gleich viele Na wie Cl Ionen vor, da das Salz als Ganzes grundsätzlich
ungeladen ist. Die Gitterenergie ist ein Mass dafür, wie stark sich die Ionen im Salzgitter gegenseitig
anziehen: oder wie viel Energie aufgewendet werden muss, um die Ionen voneinander zu trennen.
6.2: Sie kennen die Namen und Formeln der folgenden einatomigen Ionen auswendig oder
können sie herleiten.
N3-
Nitrid
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H-
Hydrid
F-
Fluorid
Cl-
Chlorid
Br-
Bromid
I-
Iodid
O2-
Oxid
S2-
Sulfid
6.3: Sie kennen die Namen und Formeln der folgenden mehratomigen Ionen auswendig oder
können sie herleiten :
-
Hydroxid: OHHydronium/Oxonium: H3O+
Nitrat: NO3Nitrit: NO2Hydrogensulfid: HSAcetat: CH3COOSulfat: SO42Hydrogensulfat: HSO4Ammonium: NH4+
Phosphat: PO43Hydrogenphosphat: HPO42Dihydrogenphosphat: H2PO4Carbonat: CO32Hydrogencarbonat: HCO3Formiat: HCOOPermanganat: MnO4Cyanid: CN-
6.4: Ausgehend von Anion und Kation können Sie die korrekte Verhältnisformel des Salzes
aufstellen (und umgekehrt).
In der Verhältnisformel werden nicht die Anzahl der Ionen, sondern die Verhältnisse (grösster
gemeinsamer Teiler) ausgedrückt.
«Kreuzregel»:
-
Bsp: Magnesiumbromid: Für jedes doppelt positive Mg2+ kommen zwei
einfach negative Bromid (Br-) vor. Die Anzahl Ionen stehen in einem Verhältnis
1:2. Man schreibt auch Mg2+(Br-)2
-
Salzartige Stoffe entstehen durch 1. Der Synthese eines metallischen mit einem
nichtmetallischen Elementarstoff, 2. Bei einer Säure/Base Reaktion oder 3. Einer Säure
mit einem Metall. Beim letzteren entstehen oft Molekül Ionen.
Vanessa. W3B. 3.07.2021
6.5: Ausgehend von der Verhältnisformel des Salzes können Sie den korrekten Salznamen nach
IUPAC ermitteln, und umgekehrt
-
Einatomige Anion: Name des Elements mit Endung -id. Z.B Bromid, Iodid, etc,
Wasserstoffhaltige Molekülanionen: Wortstamm: Ein Ionen-Name wie bei den
Einatomigen bzw. Molekülionen.
Ein H-Atom mehr; Ladung um 1 weniger negativ; Vorsilbe: HydrogenZwei H-Atome mehr; Ladung um 2 weniger negativ; Vorsilbe: Dihydrogen-
6.6: Sie kennen bei Salznamen die Bedeutung der römischen Ziffer in Klammer hinter dem
Metallnamen.
Systematische Benennung von Salzen:
a) Man nennt zuerst den Namen des Kations und hängt den Namen des Anions an.
b) Die Anionen elementarer Nichtmetalle enden auf die Silbe -id.
c) Bei einigen Metallkationen kann die Ionenladung variieren, z.B bei den meisten
Übergangsmetallkationen. Daher wird bei Salznamen die Ladung von
Übergangsmetallkationen mit römischen Ziffern (in Klammern) nach dem Kationennamen
angeben. Es folgt nach einem Bindestrich. Z.B Eisen (III)-chlorid steht für FeCl3
d) Mehratomige Ionen haben spezielle Namen. Muss man auswendig lernen. (6.3)
6.7. Sie können die Eigenschaften der Salze (hohe Smp. und Sdp. / Sprödigkeit / Löslichkeit /
elektrische Leitfähigkeit) anhand des Aufbaus erklären.
-
-
Hoher Schmelz- und Siedepunkt: hohe Gitterenergie, es herrschen starke Anziehungskräfte
zwischen den Ionen. (Coulomb-Gesetz, kleiner Abstand, grosse Ladungen) Die Gitterenergie
nimmt mit zunehmender Ladung und abnehmenden Radius der Ionen zu.
Sprödigkeit: Bei Einwirkung einer starken externen Kraft, zerfallen die Salze und verformen
sich nicht, weil wenn sich die Gitter verschieben, dann stossen sich die gleich geladenen Ionen
ab, da sie nun nebeneinander liegen.
Elektrische Leitfähigkeit: Eine Stoffprobe leitet den elektrischen Strom dann, wenn diese geladene
Teilchen enthält, welche mobil (beweglich) sind. Die Salze sin aus geladenen Ionen aufgebaut, welche
aber fest in einem Ionengitter liegen. Deshalb leitet das Salz erst, wenn es gelöst sind, da die Anionen
und Kationen nun frei beweglich sind.
Löslichkeit: Sulfide, Carbonate und Hydroxide sind meist schwerlöslich und Nitrate, Acetate und
Alkalimetallsalze sind immer gut löslich
6.8: Sie können auf Modellebene erklären, was geschieht, wenn Salze in Wasser gelöst werden.
Wenn Salzkristalle mit Wasser in Berührung kommen, dann lagern sich an der Oberfläche
Wassermoleküle als Dipole an. Dabei richten sich die positiv geladenen Ionen des Salzes am negativen
Pol des Wassermoleküls aus und umgekehrt. Diese Kräfte nennt man Ion-Dipol-Kräfte, bei welcher
Vanessa. W3B. 3.07.2021
die Ionen am Rande des Ionengitters von Wassermolekülen
aus dem Ionengitter herausgelöst und von ihnen umhüllt
werden. Nun können die Ionen in das Wasser diffundieren
(eine Stoff einbringen, verschmelzen) → diesen Vorgang
bezeichnet man als Hydration, bei der Energie frei wird
→Hydrationsenergie
6.9: Sie können die Lösungsenergie berechnen.
Löseenergie: die beim Lösen umgesetzte Energie.
6.10: Sie können die Vorgänge bei einer Elektrolyse beschreiben.
Vgl. spätere Kapitel
7.1: Sie können den Aufbau von Metallen und Legierungen beschreiben & 7.2: Sie können die
Eigenschaften der Metalle (Duktilität, elektrische Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit) aufgrund
des Aufbaus erklären.
Die Metallatome halten sich zusammen, indem die positiven Atomrümpfe Gitter bilden und die dazu
gehörigen Aussenelektronen zwischen den Atomrümpfen herumschwirren. Somit können sie auch
überall herumfliegen und nicht nur in der Nähe ihres
Atomrumpfes. Man nennt diese Valenzelektronen auch
Elektronengaswolke, denn Bindungen werden zwischen
den
positiven
Atomrümpfen
und
negativen
Valenzelektronen verursacht. Wenn man also eine
Spannung an das Metall anlegt, dann gehen die freien
Valenzelektronen in der Gaswolke zur Seite zum
Pluspol, wo sie von dort aus angezogen werden. So lässt
sich die elektrische Leitfähigkeit erklären, sowie die
gute Wärmefähigkeit, da die Valenzelektronen frei sind
und sich somit Wärmeschwingungen schnell ausbreiten. Der Glanz entsteht, da das Licht von allen
Wellenlängen kaum in Metalle eindringen kann, sondern wird von den Elektronen an der Oberfläche
aufgenommen und reflektiert. Die Reflektion ist gerichtet, wegen dem geordneten Gitter der
Atomrümpfe und von dem her sind Metalle nicht weiss, sondern spiegeln. Wenn man jetzt das Gitter
um zum Beispiel eine Reihe verschiebt, dann hält dies immer noch zusammen, da zwischen den
Atomrümpfen immer noch Elektronen sind und das Metall kann sich somit leicht verformen im
Gegensatz zu den Salzen. Dort würden sich Kation und Anion sofort abstossen und das Salz würde
auseinanderfallen.
Legierungen Aufbau: Legierungen sind immer härter, da man sie nicht mehr
Verformen kann. Es gibt jetzt verschiedene Grössen von Atomrümpfen, sodass man
nicht mehr draufhämmern kann und es verformt sich, weil die Gitterstruktur nicht mehr aufgeht.
1
Vanessa. W3B. 3.07.2021
8.1: Sie können erklären, was geschieht, wenn sich Nichtmetallatome miteinander verbinden
Elektronenpaarbindung (EPB): Bindungen, welche zwischen den Nichtmetall-Atomen in Molekülen
herrschen. Sie sind nur zwischen Nichtmetall-Atomen möglich, darum bestehen alle Moleküle aus
Nichtmetall-Atomen. Die EPB entsteht durch «Paarung» der Valenzelektronen von zwei Nichtmetallen.
Man nennt sie auch Molekülbindung, kovalente Bindung oder Atombindung.
Wenn je eine einfach besetzte Kugelwolke zweier Nichtmetallatome zu einer doppelt besetzten
Kugelwolke (die beiden gemeinsam gehört) verschmelzen, so liegt eine EPB vor.
Bsp: Das einfachste Molekül - H2. Es besteht aus 2 Wasserstoffatomen und hat unter
Normalbedingungen zweiatomige Moleküle.
Zwei H-Atome bilden mit einer EPB ein H2-Molekül, indem je eine einfach besetzte Kugelwolke zu
einer doppelt besetzten, gemeinsamen Elektronenwolke verschmelzen. Beide Bindungspartner steuern
für diese chemische Bindung zwischen ihnen je ein Elektron bei. Die entstandene Elektronenwolke
gehört dann zu beiden Atomen gleichzeitig und ist für den Zusammenhalt des Moleküls verantwortlich.
Die beiden Elektronen bilden somit ein Elektronenpaar.
Durch die Überlappung der beiden einfach besetzten Kugelwolken des H-Atoms entsteht zwischen den
positiv geladenen Atomkernen ein Bereich, wo die Elektronen-Dichte (die Wahrscheinlichkeit, dass das
Elektron an diesem Ort zu finden ist) besonders gross ist. Zwischen der negativen Ladung dieser doppelt
besetzten Elektronenwolke und der positiven Ladung der Kerne ergibt sich der Zusammenhalt durch die
elektrostatische Anziehungskraft. Die beiden Elektronen der gemeinsamen Elektronenwolke bezeichnet
man dabei als bindendes Elektronenpaar oder bindenden Elektronenwolke.
Bereich mit hoher Elektronendichte = kittet die Atome zusammen.
Vanessa. W3B. 3.07.2021
Der Elementarstoff Wasserstoff liegt als H2 Molekül vor und nicht in
Form von H-Atomen, das heisst, dass ein zweiatomiges H2-Molekül
einem
energetisch
günstigeren
Zustand
entspricht,
da
Energie
aufgewendet werden muss, um die beiden H-Atome im H2 Molekül
wieder zu trennen.
Kernabstand, der energetisch optimal ist: In einem minimalen Abstand,
noch näher, dann wären die Abstossungskräfte zu gross. Der optimale
Abstand heisst Bindungslänge: Der Abstand zwischen zwei Atomen,
welche an einer EPB beteiligt sind. (Grössenordnung ca. 100pm).
1- Anziehung zw. Kern 1 und Elektron 2
2- Anziehung zw. Kern 2 und Elektron 1
3- Abstossung zw. Kern 1 und Kern 2
Bei chemischen Reaktionen muss zuerst eine EPB aufgebrochen werden (Umgruppierung von Atomen).
Diese Energie, die dafür nötig ist, heisst Bindungsenergie.
8.2: Sie können korrekte Molekülformeln (Summenformeln) ohne Ladungstrennung in
Lewisformeln zeichnen.
-
bindendes Elektronenpaar/Kugelwolke
-
nicht-bindendes Elektronenpaar/KW
Im Normalfall kann jedes Nichtmetall-Atom so viele EPB ausbilden, wie es in seiner äussersten Schale
einfach besetzte Kugelwolken aufweist.
Edelgase reagieren nicht mit anderen Stoffen. Die äusserste Schale ist gefüllt (Bindigkeit=0). Sie
machen keine EPB und ihre kleinsten Teilchen sind einzelne Atome.
Edelgasregel: Alle Atome streben danach, in ihrer äussersten Schale (Valenz-Schale) auf gleich viele
Elektronen Zugriff zu haben, wie das im PSE nächstgelegene Edelgas.
Die F2-Moleküle teilen sich je 2 Elektronen und erfüllen somit die Edelgasregel. In einem stabilen
Molekül erfüllen alle die Edelgasregel. Es muss die maximale Anzahl Bindungen eingegangen sein.
Doppel- und Dreifachbindungen sind fast immer nur mit den Nichtmetall-Atomen der 2. Und 3. Periode
des PSE möglich. Vierfachbindungen gibt es nicht (= Tetraeder)
Vanessa. W3B. 3.07.2021
8.3: Sie können erklären, was der Unterschied zwischen polaren und unpolaren Bindungen ist &
8.4: Sie können bestimmen, ob das Molekül ein Dipol ist oder nicht.
Elektronegativität (EN): gibt die Tendenz einer Atomsorte an, Bindungselektronen an sich zu ziehen.
Sie entspricht einer Masszahl: Je grösser die EN eines Elements, desto stärker ziehen dessen Atome an
den Bindungselektronen.
Im PSE nimmt die EN von links nach rechts zu, da es immer mehr Protonen gibt. Sie nimmt von oben
nach unten ab, denn es gibt immer mehr Schalen und die Bindungselektronen sind weiter weg vom Kern.
Edelgase haben keine EN, da sie keine EPB eingehen.
Eine EPB ist polar, wenn der Elektronennegativitätsunterschied grösser als 0.4 ist. Ist sie unter 0.4,
dann ist sie apolar. Wenn die EN hinreichend gross ist, kann das bindende Elektronenpaar sogar ganz
dem elektronegativeren Bindungspartner zugeordnet werden. Dann ergibt sich eine Ionenbindung.
-
Auf der Seite des Sauerstoffs entsteht ein schwacher negativer Pol, beim
Wasserstoff-Atom ein schwacher positiver Pol. Das Plus oder Minus an der
Elektronendichte nennt man Partialladung. Insgesamt bleibt das WasserMolekül aber ungeladen!
-
Kommen in einem Molekül polare Bindungen vor, kann das Molekül als ganzes ein DipolMolekül darstellen. Wenn die positiven und negativen Partialladungen nicht auf einen
gemeinsamen Schwerpunkt zusammenfallen, resultiert eine ungleichmässige Verteilung von
positiver und negativer Ladung. Wird der Schwerpunkt der positiven und der Schwerpunkt der
negativen Ladung mit einem Vektor verbunden, so spricht man vom Dipol-Vektor.
-
Sind die polaren Bindungen eines Moleküls jedoch symmetrisch genug zueinander geordnet,
dann können sich die Bindungsdipole gegenseitig aufheben und das Molekül wird zu einem
Dipol Molekül.
Polare Bindungen? (grösser als 0.4)
Kein Dipol-Molekül
Dipol-Vektor
Dipol Molekül
Vanessa. W3B. 3.07.2021
8.5: Sie können Reaktionsenergien mit Hilfe der Bindungsenergien abschätzen. Sie können die
Reaktionswärme einer Verbrennungsreaktion anhand der Bindungsenergien berechnen
Vgl. aufgaben
-
Bindungsenergie: Die zum Aufbrechen einer Bindung notwendige Energie. Einfachbindungen
sind im Allgemeinen nicht besonders stark (Ausnahme: C-C und H-H) Bindungsenergie steigt
von der über die Doppelbindung etc. An. Je polarer eine Bindung umso stärker die Bindung
-
Reaktionsenergie:
Differenzen
zwischen
allen
„Energie-Aufwänden“
aufgrund
von
Bindungsspaltungen und „Energie-Erträgen“ aus neu geknüpften Bindungen. Ist das Resultat
positiv handelt es sich um eine endotherme Reaktion. Ist das Resultat negativ handelt es sich
um eine exotherme Reaktion
8.6:
Sie
können
die
räumliche
Struktur
von
Molekülen
mit
Hilfe
des
Elektronenpaarabstossungsmodell zeichnen (Keil/Strich-Schreibweise)
Grundgedanke: Elektronenpaare ordnen sich so an, dass sie jeweils einen möglichst grossen Abstand
zueinander einnehmen
→nichtbindende Elektronenpaare haben am Zentralatom prinzipiell den gleichen Einfluss wie bindende
Elektronenpaare
→Mehrfachbindungen zählen wie „etwas dickere Einfachbindungen“
•Feine Linie: in der Papierebene liegend
•Fetter werdender Keil: zeigt von Papierebene nach vorne
•Gestrichelter Keil: zeigt von Papierebene nach hinten
8.7: Sie können die räumliche Struktur von Molekülen und die ungefähren Bindungs-Winkel
angeben
Vanessa. W3B. 3.07.2021
8.8: Sie kennen den Unterschied zwischen Kovalenzbindungen und zwischenmolekularen Kräften
Die Atome werden in den Molekülen durch EPB zusammengehalten. Aber auch zwischen den
Molekülen müssen anziehende Kräfte wirken, sonst wären sie ja alle gasförmig. Diese Kräfte sind die
Zwischenmolekularen Kräfte (ZMK), die für Stoffeigenschaften wie den Aggregatszustand, Viskosität,
Härte oder das Mischverhalten von molekularen Stoffen verantwortlich ist.
Bei chemischen Reaktionen (wie Stoffumwandlungen) werden EPB gebrochen und neue gebildet. Bei
physikalischen Prozessen (z.B schmelzen) werden nur die ZMK tangiert.
Je stärker die ZMK zwischen zwei Molekülen in einem Reinstoff ist, desto höher ist der Siedepunkt des
Reinstoffs.
Denn bei höherer Temperatur schaffen es die Moleküle die ZMK zu ihren Nachbarn zu überwinden und
können gasförmig werden.
Es gibt 3 Arten von ZMK. DDK, VdW und WSB
8.9: Sie kennen die Wasserstoffbrücken, Dipol-Dipol-Kraft und die Van der Waals-Kraft und
können erklären, zwischen welchen Molekülen sie wirken.
Dipol-Dipol-Kraft: Die Anziehungskraft zwischen gleichen und unterschiedlichen Dipol-Molekülen.
Dabei zieht der negative Ladungsschwerpunkt des einen Moleküls am positiven Ladungsschwerpunkt
des anderen Moleküls. Je grösser der Dipolcharakter (je grösser die Ladungstrennung, d.h je polarer die
beteiligten Bindungen), desto stärker ist die DDK zwischen den Molekülen. Sie sind aber allgemein viel
schwächer als die EPB.
Die Siedetemperatur eines Reinstoffes hängt von der DDK ab. Der positive Pol des einen Moleküls
kommt dem negativen Pol des anderen Moleküls möglichst nahe, während gleichzeitig die gleichartig
geladenen Pole jeweils den grösstmöglichen Abstand voneinander haben.
Bsp: CH3Cl hat einen viel höheren Siedepunkt als Methan. CH2Cl2 hat einen noch höheren Siedepunkt
als CH3Cl. Denn: Methan ist unpolar. CH3Cl hat eine polare Bindung und ist ein Dipol-Molekül und
CH2Cl2 hat zwei polare Bindungen und ist ein Dipol-Molekül.
Van-der-Waals-Kraft: ZMK, welche auf der elektrostatischen Anziehung zwischen temporär
induzierten Dipolen basieren. Die Grösse ist abhängig von der gesamten Elektronenzahl und der
Vanessa. W3B. 3.07.2021
Oberfläche der Moleküle. Je mehr Elektronen ein Molekül hat und je grösser die Oberfläche ist, desto
grösser ist die VdW Kraft.
-
Durch die konstante Bewegung der Elektronen entsteht ein temporärer Dipol
-
Der temporäre Dipol induziert ein Dipol im Nachbar-Atom Molekül.
-
VdW Kraft: schwache Anziehungskraft zwischen Nicht-Dipol-Molekülen, welche temporär
polarisiert sind. Sie sind schwächer, weil die Dipole nur temporär auftreten als die
Anziehungskraft zwischen permanenten Dipolen.
Faktoren der Stärke der VdW Kraft:
1. Je länger die Kohlenwasserstoff Kette, desto höher der Siedepunkt/Stärker die VdWK
2. Je grösser die Kontaktfläche, desto höher der Siedepunkt/stärker die VdWK
3. Je mehr Elektronen, desto höher der Siedepunkt/stärker die VdwK
4. Höherer SP = stärkere VdWK. Sie sind grundsätzlich schwächer als die DDK.
Die Anzahl Elektronen: Moleküle mit vielen Elektronen bilden natürlich leichter temporäre Dipole aus,
weil es mehr Elektronen hat, welche durch die vorübergehende Verschiebung temporäre Dipole bilden
können. Vor allem nicht-bindende Elektronen können sich sehr frei bewegen.
Grösse der Kontaktfläche: Die Anziehung der Teilladungen ist nur dann stark, wenn diese nahe
beieinander liegen. Grosse Moleküle können eine grosse Kontaktfläche ausbilden, also auch grosse
VdWK und höhere Siedepunkte.
Wasserstoff-Brücken: basiert auf der elektrostatischen Anziehung zwischen der positiven Halbbrücke
des einen Moleküls und der negativen Halbbrücke des anderen Moleküls.
Negative Halbbrücken «Steckdose»: ist die negative Partialladung, also Atome mit einer hohen EN (über
3) und welche ein nicht bindendes Elektronenpaar besitzen. ( F, O, N,CL)
Positive Halbbrücken («Stecker): der stark positiv geladene Pol.
-
Es braucht dazu:
polar gebundenes H-Atom an FONCL gebunden →aktive Stelle
ein nichtbindendes Elektronenpaar an FONCL →passive Stelle
Vanessa. W3B. 3.07.2021
Es gilt WSB>>DDK>>VdW
Stärke der WSB: nur dann maximal, wenn die 3 Atome, welche die negative
und positive Halbbrücke bilden, linear zueinander angeordnet sind.
4 x negative Halbbrücke
2 x positive Halbbrücke
8.10: Gegeben sind zwei Stoffe. Sie können aufgrund der Lewisformel ihrer kleinsten Teilchen
bestimmen und begründen, welcher Stoff einen höheren Siedepunkt hat
-
Apolare Bindung →tiefer Siedepunkt
-
Grosse Moleküle →hoher Sdp.
-
Viel Verzweigungen →tiefer Sdp.
-
Kleine Elektronenzahl →tiefer Sdp.
-
Moleküle mit mittleren ZMK →mittlerer Sdp.
-
Salze →hoher Sdp. (weil Ionen im Gitter stark aneinanderhalten)
-
Metall →meist hoher Sdp. (stabiles Metallgitter)
8.11: Gegeben sind zwei Stoffe. Sie können aufgrund der Lewisformel ihrer kleinsten Teilchen
bestimmen und begründen, welcher der beiden Stoffe homogen mit Wasser mischbar ist
-
Moleküle (Nichtmetalle) →pro 3 Cs braucht es mind. 1 WSB
-
Salze →lösen sich sehr gut, da beim Lösen die Ionen hydranisiert werden
-
Metalle →nicht wasserlöslich
-
Lipophil: Wasser abstossen ist mit hydrophilen Stoff meist nicht löslich
-
Hydrophil: Wasserlöslich
8.12: Sie können die Anomalie des Wassers erklären
WSB sind die Ursache für die Dichteanomalie des Wassers. Grundsätzlich ist die Dichte eines
Reinstoffes ist im festen Zustand grösser als im flüssigen Zustand. Bei Wasser ist dies genau umgekehrt.
Festes Eis schwimmt auf flüssigem Wasser.
Gründe: die spezielle Anordnung der Wassermoleküle im festen Eiskristall, diese ist durch die WSB
bedingt. Ein einzelnes H2O Molekül kann mit den zwei nichtbindenden Elektronenwolken am 0-Atom
zwei negative Halbbrücken ausbilden, die beiden H-Atome können je zwei positive Halbbrücken
ausbilden: 4 WSB in 4 Tetraeder-Richtungen.
Im Eiskristall führt das zu einer regelmässigen dreidimensionalen Vernetzung der Wasser-Moleküle
mittels WSB. Diese Struktur hat sehr grosse Lücken und räumlich ist sie locker mit viel leerem Raum.
Beim Schmelzen von Eis können diese Wassermoleküle in die Zwischenräume eindringen. Damit erhöht
sich die Dichte bis zur Temperatur von 4 Grad.
Vanessa. W3B. 3.07.2021
9.1: Sie wissen, was man unter der organischen Chemie versteht und können organische von
anorganischen Stoffen unterscheiden.
Organische Chemie: Chemie aus Verbindungen, die aus Kohlenstoff und weiteren Elementen besteht.
Ausnahmen: CO2, CO, H2CO3 und die Salze
Anorganische Chemie: Chemie der Verbindungen ohne Kohlenstoff und CO2, CO, H2CO3 und die
Salze
9.2: Sie kennen drei Gründe für die Sonderstellung des C-Atoms in der Chemie.
1. Kohlenstoff kann fast als einziges Element in Verbindungen mit sich selbst stabile Ketten, Ringe und
Netze unterschiedlicher Grösse bilden.
2. Variationsmöglichkeiten ergeben sich durch den Einbau von funktionellen Gruppen (alle anderen
Atomgruppierungen als C-C und C-H Einfachbindungen)
3. Bei einer bestimmten Summenformel sind oft mehrere, verschiedene Molekülstrukturen (Isomere =
gleiche Summenformel, andere Zusammensetzung) möglich.
4. Hat Ausserdem 4 freie Elektronen in seiner Valenzschale.
9.3: Ausgehend von der Lewis-Formel einer org. Verbindung können Sie eine Skelett-Formel
zeichnen (und umgekehrt).
Einfachere, schnellere Schreibweise von der Lewis-Formel.
1. H-Atome, welche an C-Atome gebunden sind, sowie der Bindungsstrich werden weggelassen.
H-Atome, welche an nicht C-Atome gebunden sind, müssen geschrieben werden.
2. Bindungen zwischen zwei C-Atomen werden normal als Strich gezeichnet. Die Symbole der CAtome werden weggelassen.
3. Mehrere C-Atome gibt man als Zickzack-Linie an. Der Winkel beträgt höchstens 120 Grad.
4. Bindungen zu anderen Heteroatomen und deren Symbole werden normal gezeichnet
5. Häufig vorkommende Molekül-Fragmente werden oft mit einer Halbformel abgekürzt. (-CH3,OH,-COOH)
Vanessa. W3B. 3.07.2021
9.4: Ausgehend von der Skelett-Formel einer org. Verbindung können Sie die Summenformel
ermitteln.
-
Man zählt alle Atome ausser C- und H-Atome.
-
Man zählt alle Ecken →Anzahl C-Atome
-
Man fügt an alle Ecken eine Verbindung zu einem H-Atom an, bis es 4 Verbindungen sind und
zählt alle H-Atome zusammen
→Summenformel
9.5: Sie kennen die Definition der Isomerie.
Isomerie: Wenn aufgrund der Summenformel mehrere Strukturformeln möglich sind
Genaue Definition: das Auftreten von mehr als einer Verbindung, mit gleicher Summenformel und
Molekülmasse, aber anderen Strukturformeln
9.6: Sie können aufgrund der Summenformel alle möglichen Lewis- und Skelett-Formeln
zeichnen.
Vgl. oben
9.7: kennen die Namen der ersten 10 unverzweigten Alkane.
Kohlenwasserstoffen, welche die allgemeine Summenformel CxHy aufweisen. (CxH2x+2)
Vanessa. W3B. 3.07.2021
9.8: Sie wissen, dass man Kohlenwasserstoff-Verbindungen nach verschiedenen Kriterien
einteilen kann. Einer Kohlenwasserstoff-Verbindung, deren Skelett- oder Lewis-Formel gegeben
ist, können Sie die zutreffenden Begriffe aus dem Glossar zuordnen.
?
9.9: Sie können die Skelett-Formel eines mehrfach-verzweigten Kohlenwasserstoffs zeichnen,
dessen IUPAC-Namen gegeben ist (und umgekehrt).
1. die längste durchlaufende Kette (=Stammkette) wird gesucht. Aus der Anzahl C-Atome
ergibt sich der Name der Stammkette mit der Endung -an.
2. Man ermittelt die Namen der Seitenketten (=Substituenten) ebenfalls aufgrund der
Anzahl C-Atome. Die Endungen lauten -yl.
3. Die Nummern der C-Atome der Stammkette, an denen Substituenten hängen, werden
angegeben mit Namen.
4. Die Stammkette wird so nummeriert, dass die Summe der Platzziffern möglichst klein
wird.
5. Kommt der gleiche Substituent mehrmals vor, wird die Anzahl als Vorsilbe angeben:
(mono-), di-,tri-,tetra-,penta-,hexa-,
6. Treten an der Stammkette verschiedene Substituenten auf, so werden diese alphabetisch
sortiert.
Vanessa. W3B. 3.07.2021
9.10: Sie kennen mindestens zwei physikalische und chemische Eigenschaften der Alkane. Die
Eigenschaften können Sie auf Modell-Ebene erklären.
Eigenschaften der Kohlenwasserstoffe:
-
Meist farblos
-
Schmelz- und Siedepunkte nehmen mit zunehmender Molekülgrösse zu
-
Meist hydrophob und lipophil
-
Sie sind stabil
-
Sie sind reaktionsträge gegenüber anderen Chemikalien
-
Sie brennen mit Sauerstoff sehr exotherm
-
Keine elekt, Leitfähigkeit
Physikalische Eigenschaften:
1) Die Molekülstruktur, speziell die Grösse der Oberfläche der Moleküle, bestimmen den
Siedepunkt des zugehörigen Stoffes: je kleiner die Fläche, desto niedriger ist der Siedepunkt,
da so die VdW-Kräfte (die zwischen den Molekülen wirken) kleiner sind.
2) Alkane leiten keinen elektrischen Strom und sind nicht dauerhaft elektrisch polarisiert. Aus
diesem Grund bilden sie keine WSB-bindungen aus und lassen sich in polaren Lösungsmitteln
wie Wasser sehr schlecht lösen.
Chemische Eigenschaften:
1) Generell zeigen Alkane eine relativ geringe Reaktivität (reagieren nur mit reaktiven Substanzen)
2) Kurze Ketten, gut brennbar (exotherm), längere benötigen mehr Aktivierungsenergie
9.11: Sie wissen, weshalb in der organischen Chemie der Begriff „funktionelle“ Gruppe eingeführt
wurde, kennen davon mindestens vier (Formel, Name, Funktionelle Gruppe, Verbindungsklasse)
und können diese in einem Molekül identifizieren.
Funktionelle Gruppen: eine bestimmte polare Gruppierung von Atomen. Bestimmen die chemischen
Eigenschaften der Moleküle.
Vanessa. W3B. 3.07.2021
Vanessa. W3B. 3.07.2021
9.12: Sie können die physikalischen Eigenschaften der Alkohole, der Carbonsäuren und der Ester
erklären.
Alkohole: Hohe Siede -und Schmelzpunkte. O ist elektronegativer als H und C →O zieht Elektronen
stärker an →unsymmetrische Verteilung der Elektronen →Dipol →bildet WSB
Je mehr Hydroxy-Gruppen, desto höher der SP
Hydrophilie H Atome geht WSB ein →gut wasserlöslich
Je mehr Hydroxy-Gruppen, desto mehr WSB gibt es
Ester: wenig wasserlöslich, tiefer Siedepunkt, können keine WSB unter sich ausbilden. Sind wichtige
Lösemittel für Lacke, Farben, etc.
Carbonsäuren:
Ethanol: gut wasserlöslich, denn zwischen Wasser und Ethanolmolekülen herrschen WSB. Auch
lipophil. Gutes Lösemittel.
10.1: Sie können den energetischen Verlauf einer Reaktion in einem Energiediagramm darstellen
Vgl. 1.7
10.2: Sie kennen auf Realitätsebene 4 Möglichkeiten, wie man die Reaktionsgeschwindigkeit
erhöhen kann und können sie auf Modellebene begründen & 10.3: Sie können die Funktionsweise
eines Katalysators und seinen Einfluss auf die Gleichgewichtslage erklären
Reaktionsgeschwindigkeit = Änderung der Stoffkonzentration / Zeit oder wie viele Teilchen (pro
Volumen) pro Zeiteinheit reagieren.
Eine chemische Reaktion ist nur möglich mit einer
Umgruppierung der Atome der reagierenden Teilchen.
Stosstheorie: Nur wenn ein A und B Molekül mit genug
Bewegungsenergie aufeinanderprallen (grösser oder gleich der
Aktivierungsenergie), so können sich aus einer Kollision zwei
AB Moleküle bilden, weil die Energie ausreichen muss, um die zwei Bindungen zu brechen. Während
der Reaktion durchlaufen die Moleküle einen energiereichen Übergangszustand. Deshalb braucht jede
Vanessa. W3B. 3.07.2021
chemische Reaktion eine Aktivierungsenergie: zugeführte Energie erhöht die Bewegungsenergie, was
zu heftigeren und häufigeren Kollisionen führt.
Bedingungen:
1. Die Edukte müssen sich treffen
2. Die Edukte müssen richtig angeordnet sein (Ausrichtung)
3. Der Zusammenstoss muss mit genügend Energie geschehen (Aktivierungsenergie)
Reaktionsmechanismus: Eine detaillierte Beschreibung, was während der Reaktion auf Teilchenebene
abläuft. Der Weg führt meistens über mehrere Übergangszustände und Zwischenprodukte.
Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit:
1. Konzentration
Je grösser die Konzentration der Teilchen, desto wahrscheinlicher sind die Zusammenstösse
zwischen den Teilchen, welche zu einer Reaktion führen, und desto grösser ist die
Reaktionsgeschwindigkeit.
2. Temperatur
Für einen erfolgreichen Zusammenstoss muss zudem auch die kinetische Energie der Teilchen
einen bestimmten Wert überschreiten. Bei einer grösseren Temperatur haben mehr Teilchen
genug Energie. Mehr erfolgreiche Stösse bedeutet schnellere Stoffumsetzung, also schnellere
Reaktion.
RGT-Regel: Erhöht man die Temperatur um 10 Grad so verdoppelt sich die
Reaktionsgeschwindigkeit. (Druckverdoppelung = Temperaturverdoppelung)
3. Zerteilungsgrad/Oberfläche
Liegen die Edukte einer Reaktion nicht in der gleichen Phase vor, so spricht man von einer
heterogenen Reaktion. Die chemische Reaktion kann sich nur an der Phasengrenzfläche
abspielen wie z.B an der Oberfläche. Die Reaktion hängt vom Zerteilungsgrad der Stoffe ab. Je
feiner zerteilt ein festes Edukt, desto grösser ist die Phasengrenzfläche, desto schneller ist die
Reaktion.
Das Gegenteil ist die homogene Reaktion, bei der nur eine Phase vorhanden ist und die Reaktion
sich überall abspielt.
Formel Reaktionsgeschwindigkeit:
RG = Δc / Δt
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4. Katalysatoren
Ein
geeigneter
Katalysator
vermindert
den
Aktivierungsenergie-Berg für eine Reaktion und erhöht
damit die Reaktionsgeschwindigkeit. Er eröffnet für eine
bestimmte
Stoffumwandlung
einen
einfacheren
Reaktionsmechanismus. Er greift zwar in die Reaktion ein,
wird aber nicht verbraucht. Die Reaktions-Energie ändert
sich nicht, da sie nur von den Edukten und Produkten
abhängig ist. Ein Katalysator beschleunigt bzw. bremst
Hin- und Rückreaktion auf die gleiche Weise. Er verändert damit nicht die
Gleichgewichtskonzentrationen der Edukte und Produkte, bewirkt aber, dass sich der
Gleichgewichtszustand schneller einstellt. Ein Katalysator setzt die Aktivierungsenergie herauf
oder herab. Also keinen Einfluss auf die Gleichgewichtslage.
10.4: Sie können auf Modellebene erklären, weshalb sich nach einer gewissen mehr oder weniger
langen Zeit ein dynamisches Gleichgewicht einstellt, und können Konzentrations- und
Geschwindigkeitsverlauf graphisch darstellen
Chemische Reaktionen sind Gleichgewichtsprozesse, d.h auf atomarer Ebene laufen Hin- und
Rückreaktion unaufhaltsam weiter (dynamisches GGW) ab, auch wenn auf der Wirklichkeitsebene
keine Veränderungen mehr erkennbar sind.
-
Jede chemische Reaktion ist unter bestimmten Bedingungen umkehrbar
-
In einem abgeschlossenen System laufen Hin- und Rückreaktion gleichzeitig ab (in einem
offenen System können Stoffe entweichen und es bildet sich kein GGW)
-
In einem abgeschlossenen System läuft eine Reaktion nicht vollständig in eine der beiden
Richtungen, sondern bleibt «irgendwo dazwischen» stehen, d.h sie erreicht einen
Gleichgewichtszustand.
Die Edukte-Konzentration ist am Anfang sehr gross (V Hin = gross). Mit zunehmender
Reaktionsdauer nimmt die Konzentration der Edukte ab und die Konzentration der Produkte steigt.
Bei einer bestimmten Zusammensetzung sind Hin- und Rückreaktion gleich schnell. Bei dieser
Zusammensetzung (d.h im dynamischen GGW) verschwinden gleich viel Edukte wie Produkte
gebildet werden.
Im GGW Zustand scheint die Reaktion still zu stehen. Man kann keine Veränderung der
Konzentrationen
mehr
Stoffumwandlungen statt.
feststellen.
Aber
auf
atomarer
Ebene
finden
trotzdem
noch
Vanessa. W3B. 3.07.2021
10.5: Sie wissen: jede Reaktion hat bei einer bestimmten Temperatur eine ganz bestimmte
generelle Gleichgewichtslage. Die Gleichgewichtskonstante K ist für diese Reaktion bei dieser
Temperatur immer gleich gross.
K ist konstant für eine bestimmte Reaktion bei festgehaltenen Druck und festgehaltener Temperatur
10.6: Sie können für gegebene Reaktionen das Massenwirkungsgesetz formulieren und
Berechnungen anstellen
Massenwirkungsgesetz:
-
Die Konzentrationen der Produkte stehen im Zähler
-
Die Konzentrationen der Edukte stehen im Nenner
-
Die Konzentrationen werden multipliziert
-
Aus den stöchiometrischen Koeffizienten werden Exponenten
-
K = Gleichgewichtskonstante; die Gleichgewichtskonzentration aller Stoffe. Abhängig von
Temperatur und Druck. Es lässt sich die Lage des GGW angeben.
K < 1: das GGW liegt auf der Eduktseite
K = 1: das GGW liegt in der Mitte
K > 1: das GGW liegt auf der Produktseite
10.7: Sie können das Prinzip von Le Chatelier anwenden.
= Prinzip des kleinsten Zwangs. Beschreibt in welche Richtung sich ein GGW verschiebt, wenn man
Temperatur, Druck oder Konzentration der beteiligten Stoffe ändert. Der äussere Einfluss (Zwang) wird
verkleinert. Jede Störung eines GGW durch die Änderung der äusseren Bedingungen führt zu einer
Verschiebung des GGW, die der Störung entgegenwirkt.
Prinzip von Le Chatelier: Übt man auf ein im GGW befindliches System einen Zwang aus, so verschiebt
sich das GGW so, dass die Folgen des Zwangs vermindert werden.
1. Konzentrationsänderung = keine Veränderung von K
-
Die Zufuhr eines Reaktionspartners verschiebt das GGW in die Richtung, welche diesen Stoffes
vermehrt verbraucht.
Vanessa. W3B. 3.07.2021
-
Die Wegnahme eines Reaktionspartners verschiebt das GGW in die Richtung, welche diesen
Stoffes vermehrt entstehen lässt.
2. Druckänderung = neues K
Verdoppelung des Drucks = Halbierung des Volumens = Verdoppelung der Konzentration
(ideale Gasgleichung p * V = n * R * T)
Das GGW verschiebt sich bei Erhöhung des Druckes (Zwang von aussen) auf die Seite, wo weniger
gasförmige Teilchen (bezogen auf die stöchiometrischen Koeffizienten) in der Reaktionsgleichung
vorkommen.
3. Temperaturänderung = neues K
-
Temperaturerhöhung bewirkt eine Verschiebung des GGW zu den energiereicheren Stoffen
(endotherme Reaktionsrichtung wird begünstigt).
-
Temperatursenkung bewirkt eine Verschiebung des GGW zu den energieärmeren Stoffen
(exotherme Reaktionsrichtung wird begünstigt).
10.8: Sie können erklären, unter welchen Bedingungen am meisten Ammoniak gebildet wird
Ammoniak wird bei einer Reaktion von Stickstoff und Wasserstoff hergestellt
Reaktionsgleichung: N2+ 3 H2→ 2 NH3
Wegen hoher Aktivierungsenergie braucht es eine Temperatur von 500-800°C und einem Katalysator,
damit sich ein Gleichgewicht einstellen kann
Bei dieser Temperatur liegt das Gleichgewicht aber stark auf der Seite von N2und H2. Damit dann aber
trotzdem noch NH3 gebildet wird, benötigt man zur Synthese einen hohen Druck damit das
Gleichgewicht nach rechts verschoben wird
Durch Kondensieren wird das Ammoniak dann entzogen
Bedingungen:
hoher
Druck
(Gleichgewichtslage
Aktivierungsenergie obwohl Gleichgewicht rechts)
nach
rechts),
hohe
Temperatur
(hohe
Vanessa. W3B. 3.07.2021
11.1: Sie können erklären, was man unter einer sauren oder einer basischen Lösung versteht im
Gegensatz zu einer Säure oder Base.
Bei Zugabe einer Säure zu Wasser entsteht immer eine Lösung, welche den elektrischen Strom leitet.
-
Säure: Chemische Verbindung, die bei einer Reaktion Protonen abgeben
-
Saure Lösung: Eine wässrige Lösung einer Säure bzw. eine Lösung mit hoher Konzentration
von Hydronium Ionen →H3O+
-
Base: Teilchen, die bei einer Reaktion Protonen aufnehmen
-
Basische Lösung: eine wässrige Lösung mit einer Base bzw. eine Lösung mit hoher
Konzentration von Oxonium Ionen →OH-
11.2: Sie können die Voraussetzungen nennen, damit ein Teilchen als Säure oder als Base wirken
kann und anhand der Lewis-Formel eines Teilchens beurteilen, ob es sich dabei um eine
potentielle Base oder eine potentielle Säure oder einen Ampholyten handelt.
Wasser + Base = OH- (Hydroxid)
Wasser + Säure = H3O+ (Hydronium)
-
Alle potentiellen Säuren müssen mindestens ein H-Atom haben (das direkt an ein Heteroatom,
also alle Atome ausser C und H, gebunden ist.)
-
Bei einer Reaktion mit einer Säure und Wasser findet eine Protonen-Übertragungsreaktion statt.
Das Wassermolekül nimmt das Proton auf, dabei entstehen H3O+ Ionen.
-
Säuren können Protonen nur dann abgeben, wenn sie mit einer Base reagieren. Es findet dabei
eine Protonenübertragung statt. = Säure/Base-Reaktion
-
Die kleinsten Teilchen aller potentiellen Basen müssen mindestens ein nicht-bindendes
Elektronenpaar aufweisen (d.h eine doppelt-besetzte nichtbindende Elektronenwolke)
-
Teilchen, die je nach Reaktionspartner als Säure oder Base reagieren, heissen Ampholyte wie
z.B Wasser
11.3: Sie kennen die Namen und Formeln der wichtigsten Säuren und Basen auswendig.
Wichtige Säuren und Basen:
-
Chlorwasserstoff → HCl
-
Essigsäure → CH3COOH
-
Salpetersäure → HNO3
-
Schwefelsäure → H2SO4
-
Kohlensäure → H2CO3
-
Ammoniak → NH3
Vanessa. W3B. 3.07.2021
-
Hydroxid-Ion: OH-
Mehrprotonige Säure bzw. Base: einige Säuren/Basen können mehr als ein Proton abgeben/aufnehmen
(z.B. Schwefelsäure)
11.4: Sie kennen die Namen und Formeln der wichtigsten sauren und basischen Lösungen und
können die Formeln der darin vorkommenden Teilchen nennen.
Salzsäure
HCl + H2O = CL- + H3O+
Natronlauge
NaOH = Na+ + OH-
Kalilauge
KOH = K+ + OH-
Ammoniaklösung
NH3 + H2O = NH4+ + OH-
Schwefelsäurelösung
H2SO4 + H2O = HSO4- + H3O+
-
Natronlauge: wässrige Lösung aus Natriumhydroxid
-
Kalilauge: wässrige Lösung aus Kaliumhydroxid
11.5: Sie können für eine gegebene Reaktion entscheiden und anhand der Formeln begründen, ob
es sich um eine Säure/Base-Reaktion handelt oder nicht.
Protolyse (S/B-Reaktion): chemische Reaktionen, bei denen Protonen (H+) von Säuren auf Basen
übertragen werden. Es sind umkehrbare Reaktionen, wo sich stets schnell ein Gleichgewicht bildet.
11.6: Sie können bei Vorgabe einer Säure und einer Base die Säure/Base-Reaktion aufschreiben
und die Begriffe des Glossars zuordnen.
-
Säure: HA weil A- + H+
-
Base: B weil HB+
-
S/B Reaktion:
HA
+
B
=
A-
+
HB+
Vanessa. W3B. 3.07.2021
Konjugiertes/Korrespondierendes Säuren/Basen Paar: Stoffpaare, welche sich jeweils nur um
ein Proton unterscheiden
11.7: Sie können erklären, nach welchem Prinzip die Säuren und Basen in der Säure/Base-Reihe
angeordnet sind.
-
Je stärker eine Säure, desto schwächer ist ihre konjugierte Base
-
Je stärker eine Base, desto schwächer ist ihre konjugierte Säure
-
S-Stellung → Gleichgewicht rechts auf der Produktseite
-
Z-Stellung → Gleichgewicht links auf der Eduktseite
d.h. das Gleichgewichtliegt immer auf der Seite der schwächeren Säure und schwächeren Base
Säurestärke: beschreibt die Tendenz eines Molekülsein H+ abzugeben
-
pKs-Wert: Zehnerlogarithmus der Säurestärke
-
11.8: Sie können anhand der Säure/Base-Reihe entscheiden, welche Teilchen miteinander
reagieren und die Lage des sich einstellenden Gleichgewichtes beurteilen.
-
Starke Säuren reagieren gerne mit starken Basen
-
Wenn starke Basen mit starken Säuren reagieren, liegt das Gleichgewicht weit rechts
-
Wenn schwache Basen mit schwachen Säuren reagieren, liegt das Gleichgewicht weit links
11.9: Sie wissen, wie Kohlensäure entsteht und weiterreagieren kann.
Entstehung Kohlensäure:
-
CO2+ H2O → H2CO3
-
H2CO3+ H2O → H3O+ + HCO3-
Zusammengefasst:
-
CO2 + 2 H2O → H3O+ + HCO3-
-
HCO3- + H2O → CO32- + H3O
11.10. Sie können die Methoden zur pH-Messung nennen und je zwei Vorteile und Nachteile
nennen.
-
pH-Meter: eine Elektrode misst eine Spannung, die von [H3O+] abhängt
Vorteile: Genauigkeit und einfache Durchführung
Nachteile: Kalibration, Reinigung, Glasspitze kann kaputt gehen
Vanessa. W3B. 3.07.2021
-
pH-Indikator: Farbstoff in Wasser gelöst oder auf Papierstreifen absorbiert. Eine chemische
Reaktion je nach pH-Wert verändert die Farbigkeit des Farbstoffmoleküls
Vorteile: Der Äquivalezpunkt (n(Säure) = n(Base)) ist gut sichtbar
Nachteile: der pH-Wert wird nicht genau angegeben, nur auf ganze pH-Werte gerundet
11.11: Sie kennen die pH-Skala und können den sauren, den basischen und den neutralen Bereich
nennen.
11.12: Sie kennen die Autoprotolyse des Wassers und die Definition des pH-Wertes.
Autoprotolyse: Wenn Wasser mit Wasser reagiert.
Das GGW liegt auf der Eduktseite, da der Nenner viel grösser ist als der Zähler. In reinem Wasser gibt
es viel mehr H2O-Moleküle.
PH-Wert: Mass für den Säuregrad einer wässrigen Lösung. Die Skala reicht von 0 bis 14.
11.13: Sie können bei gegebener Konzentration den pH-Wert der Lösungen von starken Säuren
und Basen berechnen, und umgekehrt.
-
Ionenprodukt des Wassers:
Kw= [H3O+] * [OH-]= 10-14mol2/L2
→ da in reinem Wasser immer gleich viele OH-wie H3O+auftreten, gilt
[OH-] = [H3O+] = 10-7mol / L
→pH = -log [H3O+] = 7
-
pH-Berechnung verschiedener Lösungen:
starke Lösung: Berechnung geht direkt, pKs (Säurestärke) & pKB (Basestärke) = negativ, keine
Rückreaktion
schwache Lösung: Berechnung anspruchsvoller, weil das Gleichgewicht zu berücksichtigen ist,
pKs& pKB= <10
vernachlässigbar: >10
Vanessa. W3B. 3.07.2021
11.14: Sie wissen, was man unter einer Neutralisation versteht.
-
Definition Neutralisation: Reaktion zwischen einer Säure und einer Base, beider sich saure und
basische Wirkung gegenseitig aufheben
-
Neutralisation, indem man Salzsäure und Natronlauge mischt: Wasser und Salz entsteht
11.15: Sie können die Bedeutung und Durchführung einer Titration beschreiben.
Titration:
-
Unbekannte Konzentration eines Stoffes kann bestimmt werden
-
Bei einer Titration benutzt man die Eigenschaft, dass sich Säuren und Basen gegenseitig
neutralisieren
-
Das wichtigste Werkzeug bei der Titration ist die Bürette
-
Die langgestreckte Glassäule wird mit einer Masslösung oder der Titrierlösung gefüllt
-
Oft ist das eine Säure oder einer Lauge, von der die genaue Konzentration bekannt ist
-
Nun tropft man die Masslösung zu der Probelösung mit unbekannter Konzentration in Portionen
so lange hinzu, bis der beigefügte Indikatorumschlägt
-
Der Farbumschlag des Indikators findet am Äquivalenzpunkt statt
-
Am Äquivalenzpunkt hat man sie Säure bzw. Base gerade vollständig „aufgebraucht
Vanessa. W3B. 3.07.2021
11.16: Sie können die Resultate einer Titration quantitativ auswerten.
11.17: Sie können erklären, was eine gepufferte Lösung ist.
-
Puffer-Lösung: halten den pH-Wert eine Lösung bei Zugabe beschränkter Mengen von Säuren
oder Basen konstant
-
Puffer: ein Gemisch aus einem korrespondierenden Säure/Base Paar, welches die zugegebenen
H3O+und OH-neutralisiert
11.18: Sie können bei verlangtem pH-Wert passende Puffergemische nennen.
pKs-Wert des Säure-Base-Paars möglichst nah an pH-Wert
→pH = pKs+ log [A-/ HA]
11.19: Sie können die Wirkungsweise eines Puffers allgemein und mit Reaktionsgleichungen
erklären.
-
Zugabe von Salzsäure (H3O+):
H3O+ + CH3COO- (Pufferbase) →H2O+ + CH3COOH (Puffersäure)
→ Pufferbase neutralisiert die zugegebene H3O+
Vanessa. W3B. 3.07.2021
-
Zugabe von Natronlauge (OH-.):
OH- + CH3COOH (Puffersäure) →H2O + CH3COO- (Pufferbase)
→ Puffersäure neutralisiert die zugegebene OH-
11.20: Sie können den pH-Wert einer Pufferlösung berechnen und umgekehrt bei verlangtem pHWert die genaue Zusammensetzung des Puffers ermitteln.
Vgl. Aufgaben
12.1: Sie können auf Teilchen-Ebene erklären, was während einer Oxidation und Reduktion
passiert.
-
Elektronenabgabe: Oxidation (Metalle werden zu Kationen)
-
Elektronenaufnahme: Reduktion (Nichtmetalle werden zu Anionen)
-
Redoxvorgang: Ein Prozess, bei dem Elektronen verschoben werden. Die Elektronen werden
dabei vom Reduktionsmittel auf das Oxidationsmittel übertragen. Das Reduktionsmittel ist der
Elektronenspender, das Oxidationsmittel der Elektronenempfänger. Redox-Reaktionen sind
umkehrbare Vorgänge.
12.2.: Für eine gegebene Redoxreaktion können Sie die Oxidations- und Reduktionsmittel
ermitteln.
-
Oxidationsmittel: Der Stoff, der bei der Reaktion negativer wird, also Elektronen aufnimmt
-
Reduktionsmittel: Der Stoff, der bei der Reaktion positiver wird, also Elektronen abgibt
→ Überprüfung der Oxidationszahlen
12.3: Sie können erklären, nach welchem Prinzip die Halbreaktionen in der Redoxreihe
angeordnet sind.
Wenn ein Atom beständiger gegenüber Oxidation ist, also lieber Elektronen aufnimmt, ist es edler.
-
Metalle befinden sich im festen Zustand, sind unlöslich in Wasser, elektrisch ungeladen und
können im Prinzip Elektronen abgeben. Sie bestehen aus Metall-Atomen, z.B Cu (s)
-
Metall-Ionen sind positiv geladene Kationen, Bestandteile von Salzen und können Elektronen
aufnehmen und sind bis zu einem gewissen Grad in Wasser löslich.
-
Redox- Reihe:
Vanessa. W3B. 3.07.2021
-
Die Oxidations- und Reduktionsmittel sind der Stärke nach geordnet
-
Die verschiedenen Redoxpaare sind dabei so angeordnet, dass sich die reduzierten
Formen auf der linken Seite befinden, die oxidierten Formen in der Mitte.
-
Ganz links oben steht das stärkste Reduktionsmittel und nimmt gegen unten immer
weiter ab, die der Oxidationsmittel nimmt nach oben ab.
-
Sie sind auch nach Reduktionspotential geordnet
-
Anhand der Redoxreihe ist ersichtlich, dass aus einem starken/schwachen
Reduktionsmittel ein schwaches/starkes Oxidationsmittel wird und umgekehrt
-
Unedle Metalle oxidieren besser als edle Metalle
12.4: Sie können mit Hilfe der Redoxreihe voraussagen, welche Stoffe spontan in einer
Redoxreaktion miteinander reagieren und welche Reaktionsprodukte entstehen.
Man nimmt immer das stärkste Oxidations- und Reduktionsmittel Dabei gilt: Je steiler die
„Rutschbahn“, desto besser läuft die Redoxreaktion ab
Im Produkt und Edukt muss immer 1 Oxidations- und ein Reduktionsmittel sein
Eine spontane Reaktion läuft nur ab, wenn
Oxidations- und Reduktionsmittel in der S-Stellung
sind und umgekehrt in der Z-Stellung
12.5: Sie können für gegebene Redoxreaktionen die Gleichungen für die Halbreaktionen
(Oxidation und Reduktion), die Teilchengleichung und schließlich die Stoffgleichung mit Angabe
der (Aggregats-) Zustände der Reaktanden ((g), (l), (s), (aq)) angeben.
Arbeiten mit der Redoxreihe:
1) Das Reduktions- und das Oxidationsmittel mithilfe der Tabelle ermitteln. (Teilreaktion)
2) Die Oxidation und die Reduktion untereinander aufschreiben
3) Durch geeignete Multiplikation dafür sorgen, dass gleich viele Elektronen
aufgenommen und abgegeben werden
4) Die multiplizierten Teilchengleichungen zur Redox-Gleichung addieren
5) Falls die Gesamt-Reaktionsgleichung verlangt ist, die „Zuschauer“ noch anfügen
(Stoffgleichung)
6) Die relative Lage von Reduktions- und Oxidationsmittel kontrollieren (S- oder ZStellung). Daraus die Lage des resultierenden Gleichgewichts bzw. der prozentualen
Umsatz der Reaktion abschätzen
Vanessa. W3B. 3.07.2021
12.6: Sie können den Begriff der Elektrolyse und dessen Zweck erklären.
Elektrolysen: Redoxreaktion, die unter Umwandlung von elektrischer Energie in chemischer Energie
ablaufen. Sie werden bei links liegenden Redoxgleichgewichten eingesetzt, um mehr Produkte zu
erhalten.
Die Spannungsquelle entnimmt dem Plus-Pol (Kathode) Elektronen und führt sie dem Minus-Pol
(Anode) zu. Wenn elektrischer Strom fliesst, werden in Metallen die äussersten Elektronen verschoben.
An der Anode wird oxidiert¨
An der Kathode wird reduziert.
Elektrolyt: Ein Stoff, der bewegliche Ionen enthält.
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Geschmolzene Salze
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Wässrige Lösungen von Säuren und Basen
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Wässrige Lösungen von Salzen
12.7: Sie können die elektrolytische Aluminiumgewinnung beschreiben und erklären, warum die
Produktion von primärem Aluminium viel mehr Energie erfordert als das Aluminiumrecycling.
Elektrolytische Aluminiumgewinnung:
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Bauxit, eine spezielle Erde, die ca. zu ¼ Aluminium in Form von Aluminiumoxid enthält, wird
gefördert.
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Mit Hilfe von Natronlauge wird das Aluminiumoxid herausgelöst
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Da Al3+ sich 3 Elektronen beschaffen muss, um zum Metall zu reduzieren, kann es mittels
Elektrolyse passieren. Da die Ionen aber frei beweglich sein müssen und Aluminiumoxid ein
stabiles Salz ist, wird es mit einem speziellen Mineral als
Lösungsmittel erhitzt und gelöst. Kryolith ist eine
Aluminium-Fluor Verbindung.
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Danach passiert die Elektrolyse.
Für die Produktion einer Tonne Aluminium wird sehr viel Strom benötigt.
Vanessa. W3B. 3.07.2021
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Für das Ionengitter des Eduktes Aluminiumoxid muss viel Energie aufgewendet werden, um es
zu entfernen
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Die Produkte der Elektrolyse liegen in der Redoxreihe sehr weit auseinander.
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Pro Aluminium-Atom müssen drei Elektronen verschoben werden.
Das Einschmelzen von Aluminium-Schrott benötigt zu 95% weniger Elektrizität.
12.8: Sie kennen die Definition und den Zweck der Oxidationszahl.
Formale Ladung eines Atoms, wenn man dem elektronegativeren Atom beide Elektronen einer
Elektronenpaarbindung ganz zusprechen würde
Das heisst aber nicht, dass die Atome wirklich eine Ladung bekommen
12.9: Sie können die Oxidationszahl von Atomen in einfachen Molekülen und Ionen bestimmen.
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Die Oxidationszahl ist auf der EN basierend
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Generelles Vorgehen: in einer Verbindung werden die Bildungselektronen zwischen den
Atomen jeweils dem elektronegativeren Atom zugewiesen.
Bindungen mit Atomen der gleichen EN werden halbiert
Die Differenz zwischen der Zahl der verbleibenden Valenzelektronen und derjenigen des
Elements ist die Oxidationszahl
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Regeln müssen in dieser Reihenfolge angewandt werden:
1) Im elementaren Zustand haben alle Elemente die OZ=0, auch wenn sie in Molekülen
auftreten
2) Die Oxidationszahl eines einatomigen Ions ist identisch mit seiner Ionenladung
3) Fluor hat in Verbindungen immer die OZ= -I
4) Sauerstoff hat in Verbindungen die OZ=-II
Ausnahme: a) in Peroxiden (O-O z.B. H2O2) ist die OZ=-I b) in Fluoroxiden geht Regel 3
vor
5) Alle Metalle haben eine positive OZ
in Verbindungen haben die Alkalimetalle immer die OZ= +I
in Verbindungen haben die Erdalkalimetalle immer die OZ=+II
6) Wasserstoff hat in Verbindungen die OZ=+I Ausnahme: in Metallhydriden, in denen das
Metall elektropositiver ist, hat der Wasserstoff die OZ=-17)
7) Für neutrale Partikel ist die Summe der Oxidationszahlen aller Atome gleich null
8) Für Ionen ist die Summe der Oxidationszahlen aller Atome gleich der Ladung gleich null
Vanessa. W3B. 3.07.2021
12.10: Sie können für eine gegebene Reaktionsgleichung entscheiden und anhand der Formeln
bzw. Oxidationszahlen begründen, ob es sich um eine Redoxreaktion handelt.
Wird bei einer Reaktion die Oxidationszahl eines Atoms kleiner, dann wurde dieses Atom reduziert
(=Oxidationsmittel)
Wird die Oxidationszahl positiver, dann wurde das Atom oxidiert (=Reduktionsmittel)
12.11: Sie können ein funktionierendes galvanisches Element zeichnen, beschriften und dazu
Gleichungen für Halbreaktionen, Ionengleichung und schließlich die Stoffgleichung mit Angaben
zum (Aggregat-) Zustand der Reaktanden ((g), (l), (s), (aq)) angeben.
Aufbau: 2 verschiedene Metalle werden in wässrige Lösung ihrer
Ionen getaucht und elektrisch leitend verbunden, damit der
Stromkreis geschlossen ist, werden beide Lösungen mit einer
ionenhaltigen Flüssigkeit überbrückt
→ Elektrolytbrücke (schliesst Stromkreislauf und sorgt für
Ladungsausgleich)
Katode = Reduktion: Cu2+ + 2e-→ Cu
Anode = Oxidation: Zn →Zn2+ + 2e-
12.12: Sie können mit Hilfe der Redoxreihe die erwartete Spannung eines gegebenen galvanischen
Elements berechnen.
∆E Oxidation -∆E Reduktion = Spannung
12.13: Sie können die korrekten Bezeichnungen von kommerziell erhältlichen, nicht
wiederaufladbaren Batterietypen aufzählen und deren Oxidations- bzw. Reduktionsmittel
nennen. Sie kennen ebenfalls deren Vor- und Nachteile.
Vanessa. W3B. 3.07.2021
Alkali-Mangan-Batterie (Alkaline)
Oxidation: Zn →Zn2++ 2eReduktion: 2MnO2+ 2e-2H2O →2MnO (OH) + 2 OHVorteile: lange Betriebszeit & hohe Leistung (Vergrösserte
Oberfläche wegen Pulver)
Nachteile: teuer & Primärzelle (nicht wiederaufladbar)
12.14: Sie können erklären, worin sich ein Akkumulator von einer nicht wiederaufladbaren
Batterie unterscheidet.
Die Brennstoffzelle und der Bleiakku sind Sekundärzelle, das heisst
sie sind wiederaufladbar
Brennstoffzelle:
Wasser wird ständig abgeführt, OH-kann durch Diaphragma
hindurch, aber der Rest nicht
Oxidation: 2H2+ 4OH-→2H2O + 4eReduktion: O2+ 2H2O + 4e-→4OHRedoxgleichung: O2+ 2H2→2H2O
12.15: Sie können die Bezeichnungen von 2 kommerziell erhältlichen, Akkumulatoren (d.h.
wiederaufladbaren Batterien) aufzählen und deren Oxidations- bzw. Reduktionsmittel nennen.
Bleiakkumulator:
Vanessa. W3B. 3.07.2021
Entladung:
Oxidation: Pb + SO42-→PbSO4+ 2eReduktion: PbO2+ SO42-+ H3O++ 2e-→PbSO4 + 2H2O
Aufladung:
Oxidation: PbSO4+ 2H2O →PbO2 + 4H3O++ SO42-+ 2eReduktion: PbSO4+ 2e-→Pb + SO42-
Vorteile: hohe Lebensdauer, kann kurzfristig hohen Strom liefern
Nachteile: geringe Energiedichte, wegen Blei relativ schwer
12.16: Sie können die Prozesse Korrosion im Allgemeinen und „Rosten“ im Speziellen erklären.
Korrosion: Die von der Umgebung ausgehende Zerstörung der Oberflächen von Stoffen (oft von
Metallen) durch Redoxreaktion
Es gibt 2 Arten von Korrosion, bei welchen Luft, Wasser oder saure Lösung direkt mit der Oberfläche
reagieren
Zum anderen gibt es die elektronische Reaktion, bei der Metalle mit einem Elektrolyt ein Lokalelement
bilden
Das Lokalelement ist eine galvanische Zelle, welche sich in feuchter Umgebung bildet, wenn sich die 2
Metalle berühren
Die Atome des unedleren Metalls geben Elektronen ab (Oxidation) und werden somit zu positiv
geladenen Ionen
Die überschüssigen Elektronen fliessen dann zum edleren Metall
Das unedle Metall oxidiert = korrodiert
Rosten: Rost ist das Korrosionsprodukt, dass aus Eisen oder Stahl entsteht, indem es mit Sauerstoff, in
Gegenwart von Wasser, oxidiert
1) Oxidation: 2Fe →2Fe2++ 4e2) Reduktion: O2+ 2H2O + 4e-→4OH3) Fällung: Fe2++ 2OH-→Fe(OH)2
4) Rostbildung: 2Fe(OH)2+ ½ O2→FeO(OH) + H2O 2FeO(OH) →Fe2O3* H2O