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UBC (Subject) / Chemie (Lesson)

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• Unterteilung Stoffgemische -Lösung (gleichmäßige Verteilung) - Niederschlag (unlösliche Uasfällung) -Suspension (kleine Feststoffe) - Kolloid (kleinste Teilchen)
• Unterscheidung physikalischer Stoffeigenschaften - qualitativ (Farbe, Geschmack, Geruch) - quantitativ (Dichte, Schmelztemp.)
• Aggregatzustände fest -> schmelzen -> flüssig -> erstarrt -> fest flüssig -> verdampft -> gasförmig -> kondensiert -> flüssig gasförmig -> sublimiert -> fest -> resublimiert -> gasförmig
• Atommodell - Atomkern mit Protonen & Neutronen - Elektronen (neg geladen) auf zugewiesenen Schalen - nach Außen sind Atome elektrisch neutral - Protonen + Neutronen = Massezahl (Atomgewicht) - Protonenzahl = Elektronenzahl = Ordnungszahl
• Periodensee - Hauptgruppe = Anzahl der Valenzerlektronen - Periode = Anzahl der Schalen
• Isotope eines Elements Unterschiedliche Massezahl durch zusätzliche Neutronen
• Unterscheidung von Elementen Gliederung nach elektrischer Leitfähigkeit - Metalle: leiten gut - Halbmetalle: leiten eher schlecht - nichtmetalle: leiten gar nicht
• Ionisierungsenergie Energie, die Notwendig ist, um einem neutralen Atom ein Elektronen zu entreißen -> am höchsten bei Edelgasen
• Elektronegativität Bestreben eines Elements Elektronen an sich zu ziehen
• chemische Gleichungen - Edukte -> Produkte; Enthalpie - delta H < 0 -> exotherm (Energieabgabe, Reaktion läuft von alleine ab) - Massenerhaltung: Gleiche Stoffmengen auf Edukt und Produkt Seite  - Ladungserhaltung: Beide Seiten müssen neutral sein
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• Oktettregel Anstreben nach 8 Valenzelektronen
• Bindungsarten - primärbindungen -> chem. Rkt.      -> Ionenbindung      -> Kovalente Bindung / Elektronenpaarbindung      -> Metallbindung - Sekundärbindung -> phys. Kräfte      -> elektrostatische Anziehung ( zw. + & - von ionen)      -> Dipol-Dipol-Kräfte (z.B. WBB)      -> Van der Waals Kräfte
• Elektronenpaarbindung - Zwei oder mehr nichtmetallische Elemente teilen Elektronen miteinander um Edelgaskonfiguration zu erreichen - unterschzwischen gleichartigen und ungleichartigen Atomen
• Ioenenbindung - zwei oder mehr verschiedene Elemente tauschen Elektronen miteinander aus, um Edelgaskonfiguration zu erreichen  - entsteht zwischen Metallen und Nichtmetallen aufgrund der hohen Differenz der Elektronegativität  - Elektronen werden vollständig aufgenommen - Produkt: Salz
• Ion - elektrisch geladenens teilchen -> Kation: + -> Anion: - - Bindung aufgrund von Anziehungskraft zwischen der Ionen
• Metallbindung - Bindungsart zwischen Metallatomen - Elektronen bewegen sich als Elektronengas zwischen den positiv geladenen Kernen und sorgen über elektrostatische Wechselwirkung für den Zusammenhalt
• Metall-Eigenschaften - elektrische Leitfähigkeit - metallischer Glanz - Duktilität
• Faustregel für Primärbindung Je höher die Differenz der EN desto polarer ist eine Bindung -> hohe En Diff. -> Ionenbindung -> kleinere EN Diff. -> kovalente / polare Atombindung -> sehr kleiner EN-Diff. -> unpolare Atombindung / Metallbindung
• Erscheinungen von Sekundärbindungen - Oberflächenspannung von Flüssigkeiten - Kapillarkräfte - Adhäsionskräfte - Kohäsionskräfte
• Radikale Atome oder Moleküle mit freien, ungepaarten Elektronen z.B. Cl . Cl -> Cl - Cl
• Zustandgrößen - extensiv:      -> abhängig von der Stoffmenge       -> ändert sich mit der größe des betrachteten Systems - intensiv:      -> nicht abhängig von der Stoffmenge      -> ändert sich nicht mit der Größe des betrachteten Systems - Produkt eine extensiven und intensiven Größe ist eine extensive Größe - Bsp Extensiv: n, V, m ... - Bsp. intensiv: T, roh, p ...
• Gasgesetze für ideales Gas gilt p*V/T = konstant - Isobar p const - isotherm T const
• Stoffmenge = teilchenzahl n [mol] = m [g] / M [g/mol] n = V / Vm n = c*V
• Stoffmenge = teilchenzahl n [mol] = m [g] / M [g/mol]
• Dichte p = m / V ändert sich mit temp. und Druck (Gas)
• vollständig ablaufende Reaktion - Ausgangsstoffe liegen im mengenverhältnis vor c (Edukt): 1->0 c (Produkt) 0->1
• reversible Reaktionen - Ein teil der Edukte bleibt unverändert - Rückreaktion läuft unter gleichen Beidngungen wie Hinreaktion ab - Reaktion kommt bei gleichen Konzentrationswerten zum stillstand - Hin und Rückreaktionen laufen gleichzeitig ab
• Prinzip des kleinsten Zwanges Übt man auf ein Stoffgemisch, welches sich im chemischen Gleichgewicht befindet, einen äußeren Zwang aus, so weicht es diesem äußeren Zwang aus 1. Temperatur: erhöhung-> endotherme Rkt. gefördert; verringert-> exotherme Rkt. gefördert 2. Druck: erhöhung fördert die Rkt. die unter Volumenabnahme verläuft (Anzahl der Gasmoleküle) 3. Konzentration: erhöhung eines Stoffes begünstigt die reaktion, bei der dieser Stoff verbraucht wird
• Massenwirkungsgesetz Produkt der Konzentration der Edukte dividiert durch Produkt der Konz. der Produkte ist Konz. k = [P1]^p1 ...  / [E1]^e1 ... = Gleichgewichtskonstatnte k>>1 -> GGW auf Produktseite k<<1 -> GGW auf Eduktseite k=1 -> Gleiche Konzentration - pk =-log K - K ist dimensionslos - nur temperaturabhängig
• wichtige Gleichgewichtskonstanten - Dissoziationsgrad D, -konstante KD - Ionenprodukt des Wassers Kw - Löslichkeitsprodukt L, -konstante Kl - Säure / Basekonstante Ks/Kb
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• Dissoziation Teilung einer (gelösten) ehem. Verbindung in mehrere Ionen
• Dissoziationskonstante AaBb <-> aA+ - bB- Kd = [A+]^a * [B-]^b / [AB]
• Säure-Base-Gleichgewicht -Säurekonstante: Dissoziation einer schwachen Säure in Wasser HA + H2O <-> H3O+ A- Ks= c(H3O+) * c(A-) / c(HA) - Basenkonstante: Dissoziation einer schwachen Base in Wasser B + H2O <-> OH- + BH+ Kb= c(OH-) * c(BH+) / c(B) - Ks * Kb = Kw = 10^-14
• Löslichkeit maximale Stoffmenge, die sich bei einer bestimmten Menge eines Lösungsmittels löst.
• Löslichkeitsprodukt Produkt der Ionenkonzentration bei Sättigung AaBb(s) <-> aA+(aq) +bB-(aq) Kl= [Agl+]^a * [Bgl-]^´b
• Ionenprodukt Produkt der Ionenkonzentration in der Lösung I= [A+]^a * [B-]^b I<Kl -> Lösung nicht gesättigt I=Kl -> Lösung gesättigt, GGW I>Kl -> Lösung übersättigt
• Ionenprodukt des Wassers Autoprotolyse / Eigendissoziation des Wassers: H2O <-> H+ + OH- zweiter Schritt: H+ + H2O <-> H3O+ K = [OH-]+[H3O+] / [H2O]     mit [H3O+]=[H+] -> GGW nahezu vollständig bei H2O Kw = Ionenprodukt des Wassers = k* [H2O] = [OH-]*[H3O+] = 10^-14 -> konstant
• pH-Wert negativ dekatischer logarithmus des konzentration der H3O+ Ionen einer wässrigen Lösung pH=-log[H3O+] pOH=-log[OH-] pH+pOH=14 pH=7 -> neutralpunkt [H3O+]=[OH-]
• Oxidation Prozess, bei dem einem Atom Elektronen entzogen werden. Oxidationszahl erhöht sich.
• Reduktion Prozess, bei dem einem Atom Elektronen zugeführt werden. Oxdationszahl erhöht nimmt ab
• Redox Reaktion - Oxidation geht immer mit Reduktion einher - Austausch von Elektronen setzt Donator (Reduktionsmittel) und Akzeptor (Oxidationsmittel) vorraus - Reduktions-/Oxidationsmittel entscheidet der Reaktionspartner / Verhätnis der EN
• Elektrolyse Umkerhung des Galvanischen Prozesses -> erzwungener Prozess
• Oxidationszahl Anzahl pro Atom abgegebener bzw. Aufgenommener Elektronen 1. Elemente = 0 2. einatomige ionen: Ionenladung 3. Summe aller Atome einer Verbindung = 0 bzw. Gesamtladung 4. F immer -1 5. O meistens -2 6. H mit nichtmetallen +1 7. Alkalimetalle +1 8. Erdalkalimetalle +2
• Aufstellen von Redox Gleichungen 1. Angabe der Beteiligten Edukte und Produkte 2. Oxidationszahlen ermitteln 3. Bestimmung des zahlenverhältnisses 4.Ausgleich der Summer der Ionenladung
• elektrochemische Zelle Kation zur Kathode (Reduktion) Anionen zur Anone (Oxidation) -> Halbreaktionen an verschidenen Elektroden in einem Elektrolyten -> Elektronenübertragung erfolgt über äußeren Stromkreis
• Elektrodenpotential Vergleich zur Norm-Wasserstoffelektrode -> Standartpotential E0 -> Unedle Metalle E0<0 -> Edle Metalle E0 >0 -> Je positiver das Standartpotential desto stärker das Oxidationsmittel -> Wenn E0(Reduktion) - E0(Oxidation) > 0 läuft Reaktion freiwillig ab
• galvanisches Element / Zelle - Zelle, die als elektrische Stromquelle dient - Vorraussetzung: elektrische und elektrolytische Verbindung der Redoxpartner
• Säuren und Basen Protonen können von einer Säure nur abgegeben werden, wenn eine Base die Protonen übernimmt. Säure <-> H+ + konjugierte Base H+ + Base <-> konjugierte Säure -> Säure: Protonendonator, Base: Porotonenakzeptor
• Protolyse Übertragung eines Protons (H+) zwischen zwei Reaktionspartnern bei Säure-Base-Reaktionen
• Ampholyt Stoff, der sich sowohl wie eine Säure als auch wie eine Base verhalten kann

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