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Chemie MedAT Test (Subject) / Aufbau und Eigenschaften der Materie (Lesson)

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• Metallbindung In Metallen ordnen sich die Atome in einem Kristallgitter an. Die Valenzelektronen sind delokalisiert, d.h., sie sind nicht mehr an ein bestimmtes Atom gebunden, sondern innerhalb des Kristallverbands frei beweglich. Die Beweglichkeit der Elektronen gleicht der der Moleküle eines Gases. Deshalb wird in diesem Zusammenhang auch von einem Elektronengas gesprochen. Die freie Beweglichkeit der Elektronen sorgt für die gute elektrische Leitfähigkeit der Metalle.   ....   Die Metallbindung ist eine Art der chemischen Bindung, die durch Anziehungskräfte zwischen Metall-Ionen und freien Elektronen erklärt werden kann. Die meisten Metalle der Hauptgruppen besitzen nur 1 bis 3 Außenelektronen. Diese Außenelektronen der Metalle können leicht vom Metallatom abgegeben werden, da die Atomkerne auf die Außenelektronen nur geringfügige Anziehungskräfte ausüben. Dadurch entstehen positiv geladene Metall-Ionen und nahezu frei bewegliche Elektronen. Diese frei beweglichen Elektronen ermöglichen die gute elektrische Leitfähigkeit und die hohe Wärmeleitfähigkeit der Metalle. Man bezeichnet die freien Elektronen im metallischen Festkörper auch als Elektronengas, weil sich die Elektronen wie Gasteilchen frei bewegen können. Mitunter nennt man das Elektronengas nach dem italienischen Physiker ENRICO FERMI (1901-1954) auch Fermigas. Das Elektronengas befindet sich zwischen den Metall-Ionen. Man spricht auch von einer Elektronengaswolke. Es handelt sich jedoch um eine Modellvorstellung. Die positiv geladenen Metall-Ionen (Atomrümpfe) und die Metallatome sind in einem Gitter, dem Metallkristall, regelmäßig angeordnet. Die abgespaltenen Elektronen bewegen sich in den Zwischenräumen frei und ungeordnet umher. Beim Anlegen eines elektrischen Stroms transportieren die Elektronen die Ladungen. Steigt die Temperatur, dann verstärken sich die Schwingungen der Atomrümpfe im Gitter. Die Beweglichkeit des Elektronengases wird dadurch behindert und die elektrische Leitfähigkeit von Metallen sinkt. Allerdings gilt dieses Modell nicht für Halbmetalle und andere Halbleiter. Deswegen wurde zur Beschreibung der Metallbindung ein leistungsfähigeres Modell, das sogenannte Bändermodell entwickelt, mit dem man auch die Eigeschaften der Halbmetalle erklären kann. Dieses ist in einem anderen Beitrag auf dieser CD beschrieben.
• Atombindung (syn.: Kovalente Bindung, Elektronenpaarbindung) Als Synonym für diesen Bindungstyp sind auch die Bezeichnungen Elektronenpaarbindung oder kovalente Bindung gebräuchlich.                         Wenn sich die Bindungspartner nur wenig in ihrer Elektronegativität unterscheiden, ist keines der Atome in der Lage, vom anderen ein Elektron abzuziehen. Zwei einfachbesetzte Orbitale überlagern sich zu einem gemeinsamen, mit zwei Elektronen besetzten Molekülorbital. Die in dem Molekülorbital befindlichen Elektronen werden von beiden Bindungspartnern "gemeinsam genutzt", um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Die Bindungspartner behalten ihre Elektronen und bleiben somit elektrisch neutrale Atome. Atombindungen bilden sich besonders zwischen den Atomen von Nichtmetallen aus.
• Bindigkeit Die Bindigkeit eines Atoms ist die Zahl der kovalenten Bindungen (Elektronenpaarbindung (Atombindung)), die es gleichzeitig eingehen kann. Das Atom geht so lange Bindungen ein, bis es die Edelgaskonfiguration seiner Valenzelektronen erreicht hat.
• Ionenbindung Bei der Ionenbindung werden Elektronen zwischen den Bindungspartnern übertragen. Diese Bindung entsteht zwischen Elementen stark unterschiedlicher Elektronegativität. Die Ionenbindung findet daher zwischen Elementen statt, die im Periodensystem weit voneinander entfernt stehen. Sie kommt bevorzugt zwischen Elementen der 1. und 2. Hauptgruppe mit denen der 16. und 17. Hauptgruppe vor.
• Periodensystem (Aufbau) 112 chem Elemente bekannt bis 92 (Uran) kommen in Natur vor ab 84 ( sowie 43 u 61) radioaktiv Die in der Senkrechten untereinander stehenden Elemente lassen sich zu Gruppen zusammenfassen, die ähnliche chemische Eigenschaften aufweisen Die Elemente werden in der Reihenfolge ihrer Ordnungszahl und damit der Zahl ihrer Elektronen angeordnet die Periode kennzeichnet eine Schale der Elektronenhülle,  die von links nach rechts mit Elektronen aufgefüllt ist Innerhalb einer Gruppe untereinander stehende Elemente besitzen die gleiche Zahl von Valenzelektronen. Die Elektronen weiter innen liegender Schalen nehmen an chemischen Bindungen nicht teil es gibt 8 Hauptgruppen  und 10 Nebengruppen Die Eigenschaften der Elemente einer Hauptgruppe ähneln sich sehr bei Nebengruppenelementen ist das s-Orbital der äußersten Schale mit 2 Elektronen besetzt und es werden die auf einem höheren Energieniveau liegenden Orbitale innerer Schalen aufgefüllt die Nebengruppenelemente ähneln sich in ihren chemischen Eigenschaften, sie besitzen alle metallischen Charakter
• Periodische Eigenschaften                                                               v. links n. rechts         v. oben n. unten   Atomradius:                                             -*                                  + Ionenradius:                                             -                                    + Elektronenaffinität:                                  +*                                  - Elektronegativität:                                   +*                                  - Metallcharakter:                                       -                                    +   (- Abnahme, + Zunahme; * mit Ausnahme der Edelgase)
• Elektronenaffinität Die Elektronenaffinität ist die Tendenz zur Elektronenaufnahme, d.h. zur Bildung von Anionen.   ( Energieänderungen in kJ/mol) bezieht sich immer auf ein einzelnes Atom bzw. Ion
• Elektronegativität Neigung zur Ionenbildung bezieht sich auf das Verhalten eines Atoms innerhalb einer Verbindung
• Valenzelektronen Außenelektronen nur diese sind an chemischen Bindungen beteiligt
• Oktettregel Die Oktettregel oder Acht-Elektronen-Regel ist eine klassische Regel der Chemie. Sie besagt, dass die Elektronenkonfiguration von Atomen der zweiten Periode des Periodensystems in Molekülen maximal acht äußere Elektronen (Valenzelektronen) bzw. vier Paare beträgt. Die Atome sind also bestrebt, die Edelgaskonfiguration anzunehmen. Die Oktettregel ist damit ein Spezialfall der umfassenderen Edelgasregel.   http://www.u-helmich.de/che/EF/atom/atombau03.html   Die Oktettregel Die Edelgase sind absolut reaktionsträge Bereits die Chemiker vergangener Jahrhunderte haben festgestellt, dass sich Edelgase völlig anders verhalten als andere chemische Elemente oder Verbindungen. Sie reagieren überhaupt nicht, selbst nicht mit konzentrierten Säuren oder beim starken Erhitzen mit reinem Sauerstoff. Auf Grund dieser Reaktionsträgheit hat man die Gase Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon dann auch als "Edelgase" bezeichnet, in Analogie zu den "Edelmetallen" Silber, Gold und Platin, die ja auch sehr reaktionsträge sind. Im Vergleich zu den Edelgasen sind die Edelmetalle aber recht reaktionsfreudig. Vom Silber gibt es einige Verbindungen, selbst Gold und Platin können unter bestimmten Umständen mit anderen Stoffen reagieren. Die Edelgase dagegen reagieren überhaupt nicht. Viele Jahre lang konnte man sich dieses interessante und gleichzeitig langweilige Verhalten der Edelgase nicht erklären. Es musste erst ein geeignetes Atommodell gefunden werden. Der Edelgaszustand Wenn man ein Phänomen wie die Inreaktivität der Edelgase erklären will, ist das korrekte wissenschaftliche Vorgehen, dass man sich zunächst einmal fragt, was alle Edelgase gemeinsam haben. Diese Frage hatte man recht schnell geklärt, als das Schalenmodell bekannt wurde. Alle Edelgase haben nämlich eine voll mit Elektronen besetzte Außenschale. Das Helium besitzt zwei Elektronen auf der K-Schale, die damit voll besetzt ist. Das zweite Edelgas, das Neon, besitzt acht Elektronen auf der L-Schale, die ebenfalls voll besetzt ist. Auch das dritte Edelgas, Argon (bitte nicht mit Aragorn aus dem Herrn der Ringe verwechseln) besitzt acht Elektronen auf der M-Schale, die ebenfalls voll besetzt ist. Für alle Edelgase gilt: Die Außenschale der Atome ist voll besetzt. Die Atome der anderen Elemente haben eine Außenschale, die nicht voll mit Elektronen besetzt ist, ihnen fehlen Elektronen. Daher bezeichnet man eine vollständige Besetzung der Außenschale auch als "Edelgaszustand". Die Oktettregel Aber warum sind die Edelgase jetzt so reaktionsträge? Die Antwort auf diese Frage formuliert sich fast von selbst: Offensichtlich ist der Edelgaszustand, also der Besitz einer voll besetzten Außenschale, etwas, was die Edelgase "zufriedenstellt". Mit ihrer voll besetzten Außenschale haben sie überhaupt kein Verlangen mehr, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben. Sie haben den optimalen Zustand erreicht. Was ist nun mit den anderen Elementen, Natrium und Chlor beispielsweise? Chlor hat sieben Elektronen auf seiner Außenschale. Hätte es ein Elektron mehr, so hätte es genau so viele Außenelektronen wie das Edelgas Argon. Ach, was wäre das toll! Ein einziges Elektron mehr, und man wäre ein Edelgas. Oder zumindest edelgasähnlich. Und genau aus diesem Grund hat Chlor das Bestreben, ein Elektron aufzunehmen. Es "möchte" den Edelgaszustand des Argons erreichen. Natürlich kann man kein Elektron aufnehmen, wenn man untätig herumsitzt (oder fliegt). Man muss schon ein wenig aktiv werden. Chlor wird ziemlich aktiv, das Element geht alle möglichen chemischen Reaktionen ein, um seine Außenschale aufzufüllen. Und damit wären wir auch schon bei der Oktettregel, die nämlich genau das besagt, was ich eben mit etwas lockeren Worten beschrieben habe: Alle Elemente sind bestrebt, eine voll besetzte Außenschale zu haben und dadurch den Edelgaszustand zu erreichen. Nochmal das Ganze zum Mitschreiben und Merken: Oktettregel Alle Elemente sind bestrebt, eine voll besetzte Außenschale zu haben und dadurch den Edelgaszustand zu erreichen. Wenden wir diese Oktettregel jetzt mal auf das Element Natrium an. Natrium hat ein Elektron auf seiner Außenschale. Also müsste das Natrium-Atom sieben Elektronen aufnehmen, um in den Edelgaszustand zu gelangen. Aber nein doch, das geht viel einfacher. Denken Sie sich jetzt mal die Außenschale des Natrium-Atoms weg, die ja mit nur einem Elektron besetzt ist. Was kommt darunter zum Vorschein? Richtig, die zweitäußere Schale, die natürlich voll mit Elektronen besetzt ist. Also ist es für das Natrium und die anderen Alkalimetalle doch der einfachste Weg zum Edelgaszustand, wenn sie ihr Außenelektron abgeben. Dann fällt die äußere Schale weg, und die zweitäußere Schale mit acht Elektronen (bzw. beim Lithium dann mit zwei Elektronen) wird zur neuen Außenschale. Fertig - der Edelgaszustand ist erreicht. Die chemische Bindung als Lösung des Edelgasproblems Das Problem ist jetzt nur Folgendes: Das Natrium "möchte" ein Elektron abgeben, muss dazu aber einen Partner finden, der ihm das Elektron abnimmt. Und das Chlor "will" ein Elektron aufnehmen, muss dazu aber einen Partner finden, der ihm das Elektron spendet. Um dieses Ziel zu erreichen, gibt es drei Möglichkeiten. Möglichkeit 1: metallische Bindung Viele Natrium-Atome tun sich zusammen und geben ihre Außenelektronen an ein "Elektronengas" ab, das sich zwischen den Natrium-Atomrümpfen befindet. Ein solches Vorgehen führt zu der metallischen Bindung (siehe dort). Möglichkeit 2: Elektronenpaarbindung Zwei Chlor-Atome tun sich zusammen und vereinigen ihre mit nur einem Elektron besetzten Kugelwolken. Es bildet sich eine gemeinsame, mit zwei Elektronen besetzte Kugelwolke. Dieses Vorgehen führt zu der kovalenten Bindung (Elektronenpaarbindung; siehe dort). Möglichkeit 3: Ionenbindung Ein Natrium- und ein Chlor-Atom tun sich zusammen. Das Natrium-Atom gibt sein Elektron ab, das Chlor-Atom nimmt das Elektron auf, und beide sind "glücklich". Das Natrium-Atom wird zum positiven Natrium-Kation, das Chlor-Atom zum negativen Chlorid-Anion. Positiv und negativ ziehen sich an - und schon haben wir die Ionenbindung (siehe dort).       http://www.chemie.de/lexikon/Oktettregel.html Atome, die der Oktettregel zumeist gehorchen   Die Oktettregel gilt streng nur für die Hauptgruppenelemente ohne Wasserstoff und Helium. Dazu gehören die Elemente Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Fluor, Natrium, Magnesium und Aluminium. Diese Elemente erreichen in den meisten ihrer Verbindungen die Elektronenkonfiguration des Edelgases Neon. Die Kohlenstoff-, Stickstoff- und Fluoratome besitzen auch in ihrem elementaren Zustand – als Diamant, Graphit oder Fulleren, als Distickstoff- N2, Trisauerstoff- (Ozon) und Difluormolekül F2 – die Neon-Elektronenkonfiguration mit acht Valenzelektronen.
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• Isotop Atome desselben Elements können verschiedene Anzahlen von Neutronen besitzen; die verschiedenen möglichen Varianten eines Elements heißen Isotope. Zum Beispiel enthält das häufigste Isotop von Wasserstoff überhaupt keine Neutronen; es gibt aber auch ein Wasserstoff-Isotop namens Deuterium, mit einem Neutron, und noch ein anderes, Tritium, mit zwei Neutronen.
• Nuklid Ein Nuklid (von lateinisch nucleus ‚Kern‘) ist eine durch ihre Massenzahl (Anzahl der Nukleonen) und Ordnungszahl (Anzahl der Protonen) festgelegte Atomsorte.   http://www.chemie.de/lexikon/Nuklid.html   Ein Nuklid (von lat.: nucleus) ist in der Kernphysik ein Atomkern, der durch eine bestimmte Anzahl von Protonen und Neutronen gekennzeichnet ist, wodurch die Atomart bestimmt wird. Nuklid bedeutet also Kernsorte. Zur Kurzbezeichnung eines Nuklids schreibt man links oben neben das Symbol des chemischen Elements die Massenzahl, links unten die Ordnungszahl, z.B. C für das häufigste Kohlenstoff-Isotop
• Nukleonen Protonen und Neutronen bilden den Kern des Atoms. Sie werden deshalb auch als Nukleonen (Kernteilchen) bezeichnet.
• Massenzahl m Nahezu die gesame Masse des Atoms ist in seinem Kern konzentriert. Die Nukleonenzahl ist die Massenzahl m eines Elements
• Neutronenzahl Differenz zwischen Massenzahl und Ordnungszahl
• Mol Das Mol (Einheitenzeichen: mol) ist die SI-Basiseinheit der Stoffmenge und dient der Mengenangabe bei chemischen Reaktionen. Die Teilchenzahl pro ein Mol Stoffmenge (Avogadro-Konstante) hat den Wert:[2]   http://www.frustfrei-lernen.de/chemie/mol-molare-masse.html Mol und molare Masse Wieso sagt man eigentlich statt 1 Tag nicht einfach 1440 Minuten. Ganz einfach: Es ist viel schwerer mit relativ großen oder kleinen Zahlen umzugehen. Unter 1 Tag kann man sich viel besser etwas vorstellen als unter 1440 Minuten. Den Chemikern geht es in der Welt der Atome und Teilchen damit nicht viel besser. Aus diesem Grund wurden die Begriffe Mol und molare Masse eingeführt.   Ein Mol eines Stoffes enthält etwa 6,022*1023 Teilchen. Nehme ich also ein Mol Sauerstoff oder ein Mol Kupfer etc. habe ich immer  6,022*1023 Teilchen dieses Stoffes. Unter einem Teilchen versteht man ein Kernteilchen, also Protonen und Neutronen zusammen. Nach dem italienischen Naturwissenschaftler Avogadro erhielt diese den Namen Avogadro-Konstante NA mit der Einheit 1/mol (gesprochen: Eins pro Mol).   Mit dieser Zahl kann man die Atommasse, in "u" angegeben, umrechnen in die Masse in Gramm, die 6,022 * 1023 Atome besitzen. Dazu multipliziert man die Avogadro-Konstante mit der Atommasse ( 1u = 1,661 * 10-24g ). Das Ergebnis wird molare Masse genannt. Einige Beispiele dürften dies verständlicher machen. Öffnet am Besten mal das Periodensystem der Elemente (Periodensystem in neuem Fenster anzeigen). Dort stehen bei den Elementen auch die nötigen Informationen, wie ihr in den folgenden Berechnungen seht:   Sauerstoff: 6,02 * 1023/mol * 16 * 1,661 * 10-24g = 16g/mol Kupfer: 6,02 * 1023 / mol * 63,5 * 1,661 * 10-24g = 63,5g/mol  
• Ion elektrisch geladenes Atom
• Kation positiv geladenes Ion
• Anion Negativ geladenes Ion
• Kohesion Als Kohäsion (zu Lateinisch: cohaesum, Partizip II von: cohaerere = „zusammenhängen“) bezeichnet man in der Physik und Chemie die Bindungskräfte zwischen Atomen sowie zwischen Molekülen innerhalb eines Stoffes. Die Kräfte sorgen für seinen Zusammenhalt. Sie wirken in Flüssigkeiten oder in Festkörpern und führen an den Oberflächen eines Stoffes zur Oberflächenspannung. Die Adhäsion beruht hingegen auf Bindungskräften zwischen zwei unterschiedlichen Phasen.
• Kohlenwasserstoffe Als Kohlenwasserstoffe wird eine große Gruppe chem. Verbindungen bezeichnet, die aus den Elementen Kohlenstoff und Wasserstoff bestehen. Kohlenstoffatome sind hier untereinander durch einfach-, zweifach- oder dreifachbindungen zu einem stabilen Kohlenstoffgerüst verknüpft. Die freibleibenden Bindungsstellen werden von Wasserstoff Atomen besetzt.
• Formen des Kohlenwasserstoffgerüst Kettenförmig und Ringförmig
• gesättigte und ungesättigte Kohlenwasserstoffe Kohlenwasserstoffe werden als gesättigt bezeichnet, wenn die Kohlenwasserstoffatome in ihrem Molekül untereinander nur durch Einfachbindungen verknüpft sind. Sie sind ungesättigt, wenn zwei oder mehrere Kohlenstoffatome untereinander durch Doppel- oder Dreifachbindungen (Mehrfachbindungen) verbunden sind.
• Homologe Reihe http://m.schuelerlexikon.de/mobile_chemie/Homologe_Reihe.htm   Eine homologe Reihe beschreibt eine Folge von Stoffen, die sich durch gleiche Strukturmerkmale auszeichnen. Die Moleküle der aufeinaderfolgenden Glieder einer homologen Reihe unterscheiden sich immer um ein C-Atom und zwei H-Atome, also um eine -CH2-Gruppe. Daher kann man die einzelnen Glieder einer homologen Reihe aus einer gemeinsamen Summenformel ableiten. Beispiel 1: Die allgemeine Summenformel für Alkane lautet . Daraus lassen sich die Summenformeln für Alkane mit einer konkreten Anzahl an Kohlenstoffatomen im Molekül ableiten: (Methan), (Ethan), (Propan) usw. Beispiel 2: Die allgemeine Summenformel für Alkanole lautet . Auch aus ihr kann man die Summenformel für Alkanole mit einer konkreten Anzahl von Kohlenstoffatomen im Molekül ableiten: (Methanol), (Ethanol), (Propanol) usw. Schon aus dieser Summenformel sind gleiche Strukturmerkmale ersichtlich. Deutlicher werden sie allerdings erst durch die Strukturformel aufgezeigt. Es ist nämlich zu beachten, dass wirklich Alkane bzw. Alkanole mit gleichen Strukturmerkmalen verglichen werden (immer gleiche Isomere). Aufgrund der gemeinsamen Strukturmerkmale haben die Verbindungen einer homologen Reihe im Großen und Ganzen sehr ähnliche chemische Eigenschaften. Allerdings werden die Eigenschaften auch von der Kettenlänge beeinflusst. Daher gibt es auch im Bereich der chemischen Eigenschaften Abstufungen. Mit steigender Kettenlänge verändern sich jedoch hauptsächlich die physikalischen Eigenschaften. So nehmen innerhalb der homologen Reihen die Schmelz- und Siedetemperaturen zu. Werden die Moleküle durch polare Gruppen beeinflusst, sinkt dieser Einfluss mit Zunahme der Kettenlänge (Alkylrest wird größer). Dadurch kommt es zu Veränderungen der Löslichkeit in verschiedenen Lösungsmitteln. So sind z. B. die niederen Alkohole Methanol, Ethanol oder Propanol sehr gut in Wasser löslich, weil die OH-Gruppe mit ihrer Fähigkeit  Wasserstoff-Brückenbindungen zu bilden die Löslichkeit im Wasser stärker beeinflusst als die Kohlenwasserstoff-Kette. Mit steigender Kettenlänge nimmt aber die Löslichkeit der Alkohole in Wasser stark ab. Octanol z. B. löst sich nicht mehr in Wasser, aber gut in dem unpolaren Hexan. Hier bestimmt die lange Kohlenwasserstoff-Kette die Eigenschaften. Eine homologe Reihe liegt also dann vor, wenn sich aufeinanderfolgende Glieder durch eine -Gruppe unterscheiden und durch ähnliche Strukturmerkmale gekennzeichnet sind. Aufgrund der ähnlichen Struktur weisen sie ähnliche Eigenschaften (insbesondere ähnliche chemische Eigenschaften) auf. Infolge der zunehmenden Kettenlänge kommt es aber auch zu abgestuften Eigenschaften (hauptsächlich abgestufte physikalische Eigenschaften).    
• Einteilung einiger Kohlenwasserstoff-Gruppen (Tabelle)
• Nomenklatur Kettenförmiger Kohlenwasserstoffe   -an -> nur Einfachbindungen zw. den Kohlenstoffatomen -> Ethan -en -> mindestens eine Doppelbindung zw. 2 Kohlenstoffatom-> Ethen -in -> mindest. eine Dreifachbindung zw. zwei Kohlenstoffatomen-> Ethin
• Homologe Reihe der Alkane Eine homologe Reihe beschreibt eine Folge von Stoffen, die sich durch gleiche Strukturmerkmale auszeichnen. Die Moleküle der aufeinaderfolgenden Glieder einer homologen Reihe unterscheiden sich immer um ein C-Atom und zwei H-Atome, also um eine -CH2-Gruppe. Daher kann man die einzelnen Glieder einer homologen Reihe aus einer gemeinsamen Summenformel ableiten. Beispiel 1: Die allgemeine Summenformel für Alkane lautet . Daraus lassen sich die Summenformeln für Alkane mit einer konkreten Anzahl an Kohlenstoffatomen im Molekül ableiten: (Methan), (Ethan), (Propan) usw. Beispiel 2: Die allgemeine Summenformel für Alkanole lautet . Auch aus ihr kann man die Summenformel für Alkanole mit einer konkreten Anzahl von Kohlenstoffatomen im Molekül ableiten: (Methanol), (Ethanol), (Propanol) usw. Schon aus dieser Summenformel sind gleiche Strukturmerkmale ersichtlich. Deutlicher werden sie allerdings erst durch die Strukturformel aufgezeigt. Es ist nämlich zu beachten, dass wirklich Alkane bzw. Alkanole mit gleichen Strukturmerkmalen verglichen werden (immer gleiche Isomere). Aufgrund der gemeinsamen Strukturmerkmale haben die Verbindungen einer homologen Reihe im Großen und Ganzen sehr ähnliche chemische Eigenschaften. Allerdings werden die Eigenschaften auch von der Kettenlänge beeinflusst. Daher gibt es auch im Bereich der chemischen Eigenschaften Abstufungen. Mit steigender Kettenlänge verändern sich jedoch hauptsächlich die physikalischen Eigenschaften. So nehmen innerhalb der homologen Reihen die Schmelz- und Siedetemperaturen zu. Werden die Moleküle durch polare Gruppen beeinflusst, sinkt dieser Einfluss mit Zunahme der Kettenlänge (Alkylrest wird größer). Dadurch kommt es zu Veränderungen der Löslichkeit in verschiedenen Lösungsmitteln. So sind z. B. die niederen Alkohole Methanol, Ethanol oder Propanol sehr gut in Wasser löslich, weil die OH-Gruppe mit ihrer Fähigkeit  Wasserstoff-Brückenbindungen zu bilden die Löslichkeit im Wasser stärker beeinflusst als die Kohlenwasserstoff-Kette. Mit steigender Kettenlänge nimmt aber die Löslichkeit der Alkohole in Wasser stark ab. Octanol z. B. löst sich nicht mehr in Wasser, aber gut in dem unpolaren Hexan. Hier bestimmt die lange Kohlenwasserstoff-Kette die Eigenschaften. Eine homologe Reihe liegt also dann vor, wenn sich aufeinanderfolgende Glieder durch eine -Gruppe unterscheiden und durch ähnliche Strukturmerkmale gekennzeichnet sind. Aufgrund der ähnlichen Struktur weisen sie ähnliche Eigenschaften (insbesondere ähnliche chemische Eigenschaften) auf. Infolge der zunehmenden Kettenlänge kommt es aber auch zu abgestuften Eigenschaften (hauptsächlich abgestufte physikalische Eigenschaften).
• Homologe Reihe Eine Homologe Reihe (griech.: homo ‚gleich‘, logos ‚Sinn‘) ist eine Reihe von Stoffen, die sich über eine allgemeine Summenformel darstellen lässt und bei der ein Stoff dieser Reihe aus dem vorherigen Stoff durch „Hinzufügen“ eines weiteren „Kettengliedes“ gebildet wird
• Isomere ....sind chemische Verbindungen mit gleicher Summenformel, aber unterschiedlicher Struktur.
• Allgemeine Summenformel der Alkane CnH2n+2
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• Allgemeine Summelformel der Alkene CnH2n
• Alkene ....sind kettenförmige Kohlenwasserstoffe, die in ihrem Molekül neben Einfachbindungen auch mind. eine Doppelbindung zw. zwei benachbarten Kohlenstoffatomen enthalten. => ungestättigte Kohlenwasserstoffe
• Alkine kettenförmige Kohlenwasserstoffe mind. eine Dreifachbindung zw. zwei Kohlenstoffatomen ungesättigt
• Ringförmige Kohlenwasserstoffe Cycloalkane Cycloalkene Aromaten/ Arene
• Cycloalkane gesättigte Kohlenwasserstoffe ringförmige Anordnung der Kohlenstoffatome CnH2n
• Cycloalkene ungesättigte Kohlenwasserstoffe ringförmig
• Aromaten ringförmig ungesättigt besitzen besonders stabiles Elektronensystem auch Arene genannt Benzen bekanntester aromatischer Kohlenwasserstoff
• Funktionelle Gruppen In den Kohlenwasserstoffen kann das H- Atom an einem oder an mehreren Kohlenstoffatomen durch ein anderes Element oder durch so genannte funktionelle Gruppen ersetzt werden. Jeder Substituent beeinflusst das gesamte Molekül in charakteristischer Weise. Nach der Art der Substituenten lassen sich Stoffgruppen mit typischen Eigenschaften klassifizieren.
• Bindungsverhältnis in Alkohol die Elektronegativität des Kohlenstoffs ist geringer als die des Sauerstoffs, sodass  das Sauerstoffatom das bindende Elektronenepaar stärker anzieht. Somit hat Alkohol einen polaren Charakter.
• Alkohole Alkohle sind organische Verbindungen mit einer oder mehrerer Hydroxylgruppen (OH-Gruppe) im Molekül. Von den Alkanen abgeleitete Alkohole mit einer OH-Gruppe heißen Alkanole. Alkohle werden in 2 Klassen eingeteilt: Einwertige Alkohole besitzen nur eine OH-Gruppe im Molekül Mehrwertige Alkohole besitzen mind. zwei Hydroxylgruppen im Molekül Die Gruppe der einwertigen Alkohole kann noch nach der Stellung der OH-Gruppe in primäre; sekundäre und tertiäre Alkohole unterteilt werden
• Halogenkohlenwasserstoffe ( funktionelle Gruppe (fG) Halogenkohlenwasserstoffe sind organische Verbindungen mit Halogenatomen im Molekül
• Amine (fG) Amine sind organische Verbindungen mit dem Element Stickstoff im Molekül. sie besitzen die Aminogruppe als funktionelle Gruppe mit der Formel -NH2
• Aminosäuren (fG) Aminosäuren sind organische Verbindungen mit zwei verschiedenen funktionellen Gruppen, Carboxylgruppe und Aminogruppe.
• Kohlenhydrate ( fG) Kohlenhydrate sind organische Verbindungen mit den Elementen Kohlenstoff, Sauerstoff und Wasserstoff im Molekül. Kohlenhydrate werden nach der Zahl der Kohlenhydrat-Bausteine in Monosaccharide, Disaccharide und Polysaccharide eingeteilt.
• Monosaccharide Struktur: bestehen nur aus einem Ring können nicht in einfache Kohlenhydrate zerlegt werden können in Ketten- oder Ringform auftreten Bsp: Glucose (Traubenzucker) ist ein Monosaccharid mit sechs Kohlenstoffatomen.  Vorkommen und Bedeutung: ist das häufigste Monosaccharid. Sie kommt in verschiedenen Früchten und Honig vor. Pflanzen bilden Glucose bei der Fotosynthese. Beim Stoffwechsel lebender Zellen wird Glucose in der Atmung abgebaut. Im Blut des Menschen sind einige Gramm Glucose gelöst ( Blutzucker ) Fructose (Fruchtzucker) ist ein Monosaccharid mit 6 Kohlenstoffatomen. Vorkommen: Fructose kommt in vielen Früchten und Honig vor und kann im Stoffwechsel der Lebewesen als Zwischenprodukt auftreten.
• Disaccharide Struktur: bestehen aus zwei miteinander verknüpften Ringen können in Monosaccharide zerlegt werden Bsp: Saccharose: Struktur: Ein Glucosemolekülrest und ein Fructosemolekülrest sind über ein Sauerstoffatom verknüpft.  Vorkommen und Bedeutung:  Saccharose kann sowohl aus Zuckerrohr als auch aus Zuckerrüben gewonnen werden. Sie wird daher als Rohrzucker oder Rübenzucker bezeichnet. Der handelsübliche Zucker ist reine Saccharose, der in Europa durch Extraktion und Raffination aus Zuckerrüben hergestellt wird.  Maltose (Malzzucker): Struktur: zwei Glucosereste sind  durch ein Sauerstoffatom miteinander verknüpft.  Vorkommen: Sie kommt in der Natur in keimenden Getreiden und in Kartoffeln vor. Sie ist zum Bsp im Malzbier enthalten. Lactose (Milchzucker)
• Polysaccharide Struktur: bestehen aus vielen miteinader verknüpften Monosaccharidresten können in einfachere Kohlenhydrate zerlegt werden Je nach Anzahl der verknüpften Monosaccharidreste und der Art ihrer Verknüpfung gibt es sehr unterschiedliche Vielfachzucker. Zu ihnen gehören Cellulose mit mehr als 10000 Einzelbausteinen, Stärke mit bis zu 1200 (Amylose), bis zu 12000 (Amylopektin) Einzelbausteinen.
• Eiweiße (Proteine) (fG) Eiweiße sind makromelekulare Verbindungen. Sie bestehen aus vielen durch Peptidbindungen verknüpften Aminosäuren. Reagieren zwei Aminosäuren miteinander, so entsteht ein Dipeptid. Durch die Anlagerung weiterer Aminosäuren unter Verknüpfung der Carboxyl- und Aminogruppen bilden sich Polypeptide. Polypetide enthalten bis zu 100 Aminosäurereste. Insulin ist ein Polypeptid. Es wird in der Bauchspeicheldrüse gebildet und wirkt als Hormon auf den Blutzuckerspiegel. Ab 100 Aminosäureresten bezeichnet man das Makromolekül als Protein. Eiweiße können Tausende solcher verknüpften Aminosäurereste als Grundbausteine enthalten. Struktur der Eiweiße: Eiweiße sind komplizierte, räumliche Gebilde. Um deren Aufbau zu beschreiben, wurde eine Untergliederung in vier Strukturebenen festgelegt. 1. Primärstruktur: Sie gibt die Anzahl, Art und die Reihenfolge (Sequenz) der verschiedenen Aminosäuren im Molekül an. (22 verschieden Aminosäuren werden mit dreibuchstabigen Abkürzen gekennzeichnet) 2.Sekundärstruktur: Mit der Sekundärstruktur wird die räumliche Anordnung der Aminosäurekette angegeben. Helixstruktur (Aminosäuren sind schraubenförmig gewunden Faltblattstruktur 3.Tertiärstruktur: --- 4.Quartärstruktur: .... Eigenschaften der Eiweiße: Man unterscheidet zwischen einkettigen Proteinen und mehrkettigen Proteinen. Strukturelle Veränderungen der Eiweiße, z.B. durch Hitze ( Strahlung, Säure, Basen...), werden als Denaturierung bezeichnet. Sie sind fast immer irreversibel, d.h. nicht umkehrbar. Vorkommen und Bedeutung der Enzyme: Enzyme sind Eiweiße, die in der Zelle eine klar definierte Funktion erfüllen. sie sind in der Lage, unter vielen Substanzen ein ganz bestimmtes Substrat zu erkenne und mit diesem zu reagieren..."Schlüssel-Schloss-Prinzip" Eiweißsynthese in Lebewesen: Die Grundbausteine aller Zellen sind Eiweiße. Die Zelle kann in den Ribosomen aus verschiedenen Aminosäuren selbst Eiweiße herstellen -> Proteinbiosynthese. Eiweiße als Nahrungsmittel: Tiere und Menschen müssen eine bestimmte Eiweißmenge mit der Nahrung zu sich nehmen, da sie bestimmte Aminosäuren (essenzielle Aminosäuren) nicht in ihrem Stoffwechsel synthetisieren können. (Milprodukte enthalten viele Eiweiße)                    
• Fette (fG) Fette sind Gemische makromolekularer Ester des Glycerols. Im Fettmolekül sind drei Fettsäurereste mit einem Glycerolrest (Glyserinrest) verknüpft. Fette entstehen durch Veresterung. Struktur der Fettsäuren: Die Fettsäuren sind immer Monocarbonsäuren. Sie haben meist lange Ketten und eine gerade Anzahl Kohlenstoffatome. Gesättigte Fette: ohne Doppelbindung Ungesättigte Fette:einfach ungesättigt (mit einer Mehrfachbindung); mehrfach ungesättigt ( mit mind. zwei Mehrfachbindungen) Tierische Fette enthalten einen größeren Anteil an gesättigten Fettsäuren und sind fest oder halbfest. Die pflanzlichen Fette werden auch als Öle bezeichnet und sind fast immer flüssig. Eigenschaften der Fette: natürliche Fette sind Stoffgemische aus gesättigten und ungesättigten Fettsäureresten (gemischte Ester)-> keine Schmelztemperatur, sondern einen Schmelzbereich. lösen sich nicht in Wasser, aber können eine Emulsion mit Wasser eingehen Fette können durch Natronlauge in Glycerol und die Natriumsalze der Fettsäuren gespalten werden (Verseifung) diese Natriumsalze weden als Seife verwendet (Kernseife) Verseifung mit Kalilauge=> Schmierseife Vorkommen und Verwendung: Fette und fette Öle sind Bestandteil jeder lebenden Zelle. Bei Tieren kommen  sie in Form von Fettgewebe, bei Pflanzen vor allem in Früchten und Samen (Ölfrüchte) vor. Einige ungesättigte Fettsäuren muss der Mensch mit der Nahrung aunehmen, da sie im Körper nicht aufgebaut werden können. Sie werden als essenzielle (lebensnotwendige) Fettsäuren bezeichnet.        
• Edelgase Edelgase                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                 ←  Edelgase  →   Periodensystem Als Edelgase werden die Elemente der 8. Hauptgruppe des Periodensystems bezeichnet (früher auch: Nullgruppe; nach der neueren Nummerierung der IUPAC: Gruppe 18). Es sind die Elemente: Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon und Ununoctium Gruppe 18 Hauptgruppe 8 Periode 1-7 He 2 10 Ne 3 18 Ar 4 36 Kr 5 54 Xe 6 86 Rn 7 118 Uuo Alle Edelgase sind farb- und geruchlose, nicht brennbare und kaum wasserlösliche Gase. Sie kommen atomar statt molekular vor, da sie chemisch nahezu keine Verbindungen eingehen können. Der Grund hierfür ist, dass die Energieniveaus (veraltet: „Schalen“) des Atoms abgeschlossen (d. h. vollständig mit Elektronen aufgefüllt) sind. Für ein genaueres Verständnis benötigt man die Quantenmechanik; einige wenige Edelgasverbindungen (wie z. B. XePtF6) und Einschlussverbindungen (Klathrate) konnten inzwischen erzeugt werden.

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