Chemie (Subject) / Anorganische Chemie (Lesson)

Grundlagen der anorganischen Chemie

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• Einteilung von Stoffen Reinstoffe : 1Teilchnsorte, defenierte chem. Zusammensetzung und Stoffeigenschaften Gemische: aus min. 2 Reinstoffen   Stoffeigenschaften schwankend Aggregatzustand verschieden
• Aggregatzustand physikal. Zustand fest(s) flüssig(l) gasig(g) →kinet. Energie=Bewegungenergie steigt von fest zu flüssig
• Sublimieren aus Festkörper ein Gas machen (über schmelzen und sieden)
• Resublimieren aus Gas wieder Festkörper machen (über kondensieren und erstarren)
• Stoffeigenschaften Schmelzpunkt (Kelvin oder Celcius) Siedepunkt Dichte: p= M/V (kg/m3) Leitfähigkeit Löslichkeit  
• Stofftrennung physikl. Trennung: Trennung der einzelnen Stoffe durch chm. Methoden zb Elektrolyse     chem.Trennung: Trennung der Stoffe in seine Bestandteile durch Destillation
• Gemische homogene G.: 1phasig heterogene G.: mehrphasig(= unterschiedl. Phasen sichtbar)  Emulsion: l+l (Öl und Wasser)  Suspension: s+l (Zement+ Wasser)  Aerosol: s+g / l+g (Partikel in Luft )  Gemenge: s+s (Quarz+ Feldspalt)    
• Elemente nicht weiter zerlegbar Elementreaktion führt zu Verbindungen Gesamtheit einer Atomart= Element im PSE tabellarisiert
• Atom Atom    ↓                                                          ↓ Atomkern                                           Atomhülle ↓               ↓                                             ↓ Protonen  Neuronen                          Elektronen  (Nucleonen) p= Anzahl von e (ladungsneutral) Masse von p= Masse von n (Masse liegt im Kern)
• Atomsorten Anzahl von p legt Zugehörigkeit zu Element fest → PSE fortlaufend nach p-Anzahl geordnet Massenzahl(= Nucleonenzahl)                     Symbol Ordnungszahl(=p-Anzahl)
• Isotope Gleiche p-Anzahl (Ordnungszahl), aber verschiedene Neutronenzahl(Masse) bleiben, aber gleiches Element mit gleichem chem. Verhalten Unterschied: Massezahl!!!!
• Bohr` sche Modell Energie steigt bei jeder Schale an         n=3 18e  (z=2n2 )                                                   n=2 8e     ↑                                                   n=1 2e    max.Zahl an e
• Pauli-Prinzip Elektronen müssen sich min. in einer Quantenzahl (n,m,l,s) unterscheiden
• Hund`sche Regel Energie gleicher Orbitale (gleiches n+1) werden mit einem e besetzt
• PSE Elemente nach p-Anzahl geordnet jede Zeile steht für weitere Schale nach Bohr unterteilt in HG und NG   Periode→ Gruppe↓
• Hauptgruppen im PSE -Unterscheidung durch e in d. Außenbahn ( Valenzschale) -Elemente in der gleichen Gruppe im chem. Verhalten ähnl., nur s- und p-Orbitale werden besetzt
• Nebengruppe im PSE -Besetzung der d- und f-Orbitale, deren n< als die der äußeren Schale ist (n-1) -vielfache Anwendung, da...   Korrosionsbeständigkeit   Reflektionsvermögen   elektr. Eigenschaften              
• Ionisierungsenergie Energie, die benötigt wird, um Elektron aus Atom zu entfernen → IE nimmt innerhalb einer Periode zu und mit zunehm. Gruppe ab
• Elektronenaffinität Energie, die frei/ aufzubringend gilt, um Elektron aufzunehmen EA: Elemente links im PSE( Metalle) geben gerne ab; Elemente rechts (Nicht-Metalle) nehmen gerne auf
• Elektronennegativität Maß für die Fähigkei, Elektronen an sich zu ziehen EN nimmt innerhalb einer Periode zu und mit zunehm. Gruppe ab
• Entstehung von Ionen Durch Aufnahme/ Abgabe eines Elektrons →Kation: Schale fällt weg und gleiche Anzahl an p im Kern wirkt auf weniger e im Vgl. zum neutralen Atom ( Radius wird kleiner) →Anion: gleiche Anzahl an p wirkt auf mehr e;  e nehmen mehr Raum ein ( Abstoßung untereinander) (Radius wird gr.)
• Edelgase 8.HG reaktionsträge wegen der Elektronenkonfiguration
• Halogene 7.HG  1e fehlt zur Edelgaskonfiguration liegen nur als Moleküle vor: F2, Cl2, Br2  
• Chalkogene 6.HG 2e fehlen zur EGK reaktiv
• Alkalimetalle 1.HG 1e zu viel → sehr reaktiv
• Erdalkalimetalle 2.HG 2e zu viel→ reaktiv und stabil überwiegend kovalente Bindung
• Minerale nach Strunz natürl. vorkommende Feststoffe mit definierter chem. Zusammensetzung physik. Kristallstruktur
• starke Bindungen 1) Ionenbindung: zw. einem Atom, was gerne abgibt und einem, welches gerne aufnimmt 2)kovalente Bindung: Überlappung von Orbitalen 3)koordinative Bindung 4)Metallbindung: -zw. 2 gleichartigen Atomen                            -wegen geringer e-Negativität werden Valenzelektronen d. Gesamtgitter zur Verfügung gestellt
• schwache Bindungen 1) Wasserstoffbrückenbindung 2)Van-der-Waals-Kräfte/ Londonkräfte (Teilchenanziehung)
• Ionenbindung/-gitter -fester Platz der Ionen→fester Abstand durch Abstoßungsplätze -Kristallstruktur, je nach Koordinationszahl Geometrie der Anordnung: Koordinationszahl 2= Gerade KZ 3= gleichseitiges Dreieck KZ 4= Tetraeder (Pyramide) KZ 6= Oktaeder (doppelte Pyramide) KZ 8= Würfel KZ 12= Kuboktaeder
• Dipole Moleküle mit polarer Bindung(Atome infolge ihrer unterschiedlichen Elektronegativität Teilladungen tragen. Die Differenz ist jedoch nicht groß genug, dass eine reine Ionenbindung entsteht)  
• koordinative Bindung (= spezielle kovalente Bindung) Zentralatom/-ion mit gefüllten Orbitalen mehrere Bindung zu einem Metall
• Energetik Triebkraft, die während Reaktion d. Bindungen knüpft/ trennt
• Energien IE EA Gitterenergie Hydratationsenergie Dissoziationsenergie Enthalpie (thermodyn. Energie)
• Energetische Betrachtung (Born-Haber-Prozess) -Messung der Gitterenergie bei stabilen Stoffen, wie zb. NaCl (Gitterenergie= Energie die aufgewendet werden muss, um aus Ionen aus dem Gaszustand zu einem Kristall zu befördern) -nutzt die Eigenschaft der Enthalpie, dass sie eine Zustandsgröße ist (egal von welchen Punkt man Bildungsenthalpie misst, es muss immer bis zum Ergebnis gleich viel hinzukommen→ beliebiger Zustand) Enthalpiewerte: feststehende Werte im PSE Bildungsenthalpie: ΔHB Reaktionsenthalpie: ΔHR exotherm: freiwerdende Energie endotherm: zugeführte Energie      
• Born-Haber-Kreisprozess
• Satz von Hess Die Reaktionsenthalpie einer Reaktion ist unabhängig vom Reaktionsweg, sondern nur abhängig vom Anfangs- und Endzustand. Die Enthalpieänderung ΔH einer Gesamtreaktion ist die Summe der Enthalpieänderungen der einzelnen Teilreaktionen
• rel. Masse rel. Atommasse: gibt an, um wie viel 1Atom schwerer ist als 1/2 des Kohlenstoffisotopes   12 C                         14                              N                            7         Anzahl der p
• Stoffmenge/ Reaktionsgleichung 2 Na              +                   Cl2                         →                2 Na Cl ↑                                             ↑                                            ↑ stöch.Zahl                            Index                                stöch.Zahl Edukte (Ausgangsstoffe): stehen links Produkte (Endstoffe): stehen rechts Reaktionspfeil gibt Reaktionsrichtung an Lösungsmittel und Katalysatoren finden keine Beachtung in der Gleichung
• rel. Masse -rel. Masse  12C = Anzahl d. Atome in 12g -Teilchenanzahl in der Stoffmenge 1mol= Avogadro-Konstante(Teilchenzahl N in der Stoffmenge n)  : NA =6,022•1023 mol-1
• Molmasse -Masse d. Stoffmenge d. 1mol entspricht ist d. Molmasse eines Stoffes M( 12 C) = 12g•mol-1 (12g/mol= 12•mol-1 ) M(x) = m(x) : n (x) -Wert für Molmasse d. Elemente entspricht Wert d. rel. Atommasse im PSE und Einheit g•mol-1 -Molmasse einer Verbindung= Summe aus der Molmasse d. Elemte• ihrer Indexzahl zb. Al2 O2       Al2 (Aluminium 27g/ mol •2) O2 (Sauerstoff 16g/ mol •2)
• Chem. Reaktionen Stöchiometrie Mengenverhältnissen bei chem. Reaktionen Berechnung der umgesetzten Masse/ Volumina der Reaktionspartner folgt den Gesetzen d. chem. Bindung Bsp:  2Na      +   Cl2    →      2NaCl
• Reaktionsgleichung -beschreibt stöch. Umsetzung Regeln zur Aufstellung: geringste mögl. Anzahl von Atomen, Molekülen oder Formeleinheiten stöch. Koeffizienten nehmen niedriegen, meist ganzzahligen Wert ein Bsp:  2 H2  +  2 Cl2  →  12 HCl     ¦ : 2                                        6      3. Gesamtmasse der Edukte= Gesamtmasse der Produkte ( Gesetz zur Masssenerhaltung)      4.Summe der Ladung rechts= Summe der Ladung links (Gesetz der Ladungserhaltung)      5. Nur Bindungsverhältnisse ändern sich!!
• Reaktionsgleichung (schrittweise)                         H2       +    Cl2                  →                  2HCl                        Links:                                              Rechts:                        H: 2                                                 H:1    ¦ •2                        Cl:2                                                 Cl:1    ¦•2 Verhältnis:       1          :     1                                      :     2 Stoffmenge:    1mol    :  1mol                                    :     2mol Quantität d.Stoffmenge:  2g          71g                                    2•36,5g= 73
• chem. Gleichgewicht meiste Reaktionen= reversibel→ Entstehung d. chem. Gleichgewichtes ( Reaktanden und Reaktionsprodukte liegen nebeneinander vor) Reaktion erfolgt beim Zusammenstoß v. Teilchen (Abhängigkeit von stöch. Koeffizienten und Teilchen Geschwindigkeit  (v) Geschwindigkeitskonstante (k) vHin = kHin vRück= kRück Im Gleichgewicht: vHin= vRück  
• Le Chatelier+ Gleichgewichtsbeeinflussung Druck(p) : Prinzip des kleinsten Zwangs Wenn Volumen der Produkte kleiner ist als die Edukte→ Verschiebung der Gleichgewichtes( p-Erhöhung) zur Produktseite Temperatur: exotherm Hinreaktion: Temperaturerhöhung→ Gleichgewichtsverschiebung zur Eduktseite endotherm Hinreaktion: TE→ GGV zur Produktseite

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