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Chemie (Subject) / Anorganische Chemie (Lesson)

Anorganische Chemie 1 Semester

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  • Anzahl v. Elementen 118 Elemente    -91 Metalle, 7 Halbmetalle, 20 Nichtmetalle -bei Raumtemp.:  HG/BR = flüssig (2), O/N/CL/F/Edelgase = Gasförmig (11), Rest = fest  
  • Materie Element (H; O) => nicht mehr zerlegbar Verbindung (H2O) Reinstoff (H2O+Alkohol) Homogene Gemische (Wasser, Alkohol) Heterogene Gemische (Hefeweizen) | flüssig-fest =>Hefeweizen fl-fl => Öl in Wasser fl-gas => Schaum fest-gas => Rauch
  • Hauptquantenzahl / Nebenquantanzahl HQZ                            NQZ n=1 K-Schale (2e-)   |1s2 n=2 L-Schale (8e-)   |2s2 / 2p6 n=3 M-Schale(18e-) |3s2 / 3p6 / (4s2) / 3d10nebengruppe n=4 N-Schale(32e-) |4s2 / 4p6 / 4d10 / 4f14 ...
  • Isotope -Neutronenanzahl = Massenzahl (p+n) - Ordnungezahl (p) -Protonenzahl und Elektronenzahl immer GLEICH -Isotope = Atome  (POZ=)  aber  (NMZ≠) (-20 "Reinelemente" in der Natur (F, Na, Al, P) / Rest "Mischelemente")  
  • Oktettregel -Streben nach 8 Valenzelektronen => Edelgaskonfiguration
  • Hauptgruppenelemente I - Alkalimetalle (1+) II - Endalkalimetalle (2+) III -  Endmetalle (3+) Kationen => Abgabe von Elektronen (Oklettregel)   IV -  Kohlenstoffgruppe V -  Stickstoffgruppe   VI -  Chalkogene (2-) VII - Halogene (1-) Anionen => Aufnahme von Elektronen (O.R.) VIII - Edelgase
  • Hund'sche Regel "Energetisch gleichwertige Orbitale werden zunächst einfach, dann doppelt besetzt"   - Halbvollbesetztes Orbital = Stabiler Zustand - Vollbesetztes Orbital = Sehr stabiler Zustand (Edelgaskonfig.)
  • Ionenbindung Verbindung aus einem -Element mit geringer Ionisierungsenergie (Abgabe von Elektronen)  Hauptgruppe: I, II, III (und Nebengruppenelemente) + -Element mit hoher Elektronenaffinität (Energie zur Aufnahme von Elektronen) Hauptgruppe: VI, VII   (Na+Cl-)    
  • Atomradius - Nimt innerhalb einer Hauptgruppe ZU ( Oben nach Unten) - Nimt innerhalb einer Periode AB  (Links nach Rechts) aufgr. Kernladung   -Kationen immer kleineren Atomradius als orig. da weniger e-      --> Mehr Kernanziehung
  • Ionisierungsenergie Benötigte Energie um das am wenigsten gebundene Valenzelektron eines Atoms abzuspalten   -Nimt innerhalb einer Hauptgruppe AB (oben nach unten) -Nimer innerhalb einer Periode ZU (links nach rechts)   (Geringe Ionisierungsenergie bei I, II, III)   Besonderheit:  -  V - Halbbesetztes p-Orbital --> Ionisierungsenergie > VI  - Nebengruppenelemente = Erst Abgabe von 4s Elektronen, dann 3d
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  • Elektronenaffinität Benötigte Energie um ein Elektron aufzunehmen   (Hohe E.affinität: VI, VII)
  • Elektronegativität (EN) -Keine Energie - Maß für die Fähigkeit Elektronen aus einer Kovalenzbindung an sich zu ziehen - Elemente, die sich stark in der EN unterscheiden bilden Ionenverbindungen - Flur höchste EN (4,0) --> nimt von Flur weg immer weiter ab
  • Kovalenzbindung ?
  • Anionen - Negativ geladene Atome   Einatomige Anionen      ==> "-id" Mehratomige Anionen   ==> "-at", "-it"
  • Nomenklatur Kationname + Anionname   ?
  • Kationen Positiv geladene Atome   -Immer Metalle (Ausnahme NH4+ Ammoniumion)
  • Ionenverbindung Kation + Anion     ΔEN > 2 = Ionisch ΔEN 1,5 - 2 = Polarisierte Ionenverb.
  • Räumliche Struktur -CH4 -|NH3 -H2O -CO2 -BCL3
  • Van der Waals Kräfte "Kurzzeitig induzierte Ladungsverschiebungen führen zu eektrostatischen Wechselwirkungen"    
  • Liganden Freies Elektronenpaar bei Ionen
  • Koordinative (Komlex-) Bindungen ?   Beispiel: Fe
  • Inter - / Intramolekulare Wechselwirkungen Inter: Zwischen mehreren Molekülen   Intra: Innerhalb von einem Molekül
  • Chemische Reaktionen - Alle Atome die in eine Reaktion eingehen (Edukte) kommen auch wieder heraus (Produkte)   - Massenerhaltung - Energieerhaltung
  • Stoffmenge - Immer in g/Mol - 1 Mol = 6,022 x 1023 Teilchen    -Konzentration [C]: C = Stoffmenge [n] / Volumen [l]  
  • Pflanzenschutz - Fungizide: Pilzbekämpfung   - Insektizide anorganisch: Insektenbekämpfung (VERBOTEN! außer Schneckenkorn)   - Herbizide anorganisch: Unkrautbekämpfung, heute uninteressant weil zu chemisch
  • Chemisches Gleichgewicht / "Haber - Bosch - Verfahren" ?   aA + bB <=> cC + dD ==> K = [C]c [D]d / [A]a [B]b     Gleichgewichtskonstante K=1 --> Konzentrationen gleich K>1 --> Konz. v. Produkten größer K<1 --> Konz. v. Edukten größer  
  • Säuren und Basen Säuren:   - Geben "H-Atom" AB Protonendonatoren     Basen:   - Nehmen "H-Atom" AUF Protonenakzeptoren     -PH bei schw.Säuren = [PKs -lg (Säure)] /2 PH bei schw.Basen   = 14- [PKb -lg(Base)]/2     PKs / PKb = Maß für die Stärker einer Säure / Base !(Je KLEINER PKs/PKb-wert desto STÄRKER die Säure/Base)! - PKSäure + PKBase = 14  (Korrespondierendes Säure-Basen Paar)   -PKs od. PKb ≈ 3,5 --> sehr starke Säure / Base -PKs od. PKb > 14 --> Keine Reaktion!  
  • Ampholyte Moleküle, die sowohl Säure als auch Base seien können Bsp: H2O
  • Puffer -Gemisch aus schwacher Säure + korresp. Base (-schwache Base + korresp. Säure) -pH= PKs - lg ([Säure]/[Base])  
  • Redox Reaktionen -Elektronentransfer Reaktion ( 2Na + Cl2 --> 2NaCl) -Oxidationszahl  -E0: Je kleiner der E Wert, desto leichter gibt die reduzierte Form Elektronen ab --> großer E0 Wert: System der oxidierten Form zieht Elektronen an sich.   Reaktion nur, wenn E0Oxidierte Form > E0 Reduzierte Form -Oxidation = Kleinerer E0 -Reduktion = Größerer E0   Oxidation:  AL --> Al3+ + 3e- (x2) Reduktion: 2H+ + 2e- --> H2 (x3) Redox: 2 Al + 6H+ --> 2A3+ + 3H2  
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  • Oxidationszahl -Formale Ladung eines Atoms  -Ox.Z. eines Elements im Grundzustand ist immer 0 (Na, Fe) -H = I; O = -II  
  • Reduktion -Elektronen AUFNAHME   --> Ox.Z Sinkt
  • Oxidation -ElektronenABGABE   --> Ox.Z steigt

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