Chemie (Subject) / Allgemein (Lesson)

Def., Hauprgruppen

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• Hauptgruppen nach reihenfolge 1. Alkalimetalle2. Erdalkalimetalle3. Erdmetalle4. Kohlenstoffgruppe / Tetrele5. Stickstoffgruppe / Pnictogene6. Chalkogene7. Halogene8. Edelgase
• Eigenschaften Alkalimetalle Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Caesium und Francium 1. Hauptgruppe des Periodensystemssilbrig glänzendreaktive MetalleValenzschale ein einzelnes Elektron Obwohl Wasserstoff in den meisten Darstellungen des Periodensystems in der ersten Hauptgruppe steht und zum Teil ähnliche chemische Eigenschaften wie die Alkalimetalle aufweist, kann er nicht zu diesen gezählt werden, da er unter Standardbedingungen weder fest ist noch metallische Eigenschaften aufweist.
• Eigenschaften Erdalkalimetalle s2Elemente der 2. Hauptgruppe stabilen Elemente Beryllium (Be), Magnesium (Mg), Calcium (Ca), Strontium (Sr) und Barium (Ba) an. Das 6. Element der Gruppe, Radium (Ra), ist ein radioaktives Zwischenprodukt natürlicher Zerfallsreihen.Mit zunehmender Ordnungszahl wachsen Atommasse, Atomradius und Ionenradius.
• Eigenschaften Erdmetalle / Borgruppe 3. Hauptgruppe Bor (B), Aluminium (Al), Gallium (Ga), Indium (In) und Thallium (Tl). Das künstlich hergestellte radioaktive Element Ununtrium (Uut), auch „Eka-Thallium“ genannt, zählt ebenfalls dazu. Die frühere Bezeichnung „Erdmetalle“ wurde von der Tonerde, einem Aluminiumoxid (Al2O3), abgeleitet und ist heute nicht mehr in Gebrauch. Sie war noch dazu irreführend, da Bor zu den Halbmetallen gerechnet wird. Das erste Element der Gruppe, Bor, unterscheidet sich aufgrund seiner halbmetallischen Eigenschaften wesentlich von den weiteren Elementen der Borgruppe, die allesamt Metalle sind und in ihren Eigenschaften den Erdalkalimetallen ähneln.Mit zunehmender Ordnungszahl wachsen Atommasse, Atomradius und Ionenradius
• Eigenschaften Kohlenstoffgruppe / Tetrele 4. Hauptgruppe („Tetrele“)Kohlenstoff (C), Silicium (Si), Germanium (Ge), Zinn (Sn) und Blei (Pb). Auch ein radioaktives Element, das als Ununquadium (Uuq) oder „Eka-Blei“ bezeichnet wird, ist vertreten. Die Elemente der Kohlenstoffgruppe weisen sehr unterschiedliche chemische und physikalische Eigenschaften auf, weil die Gruppe durch die Trennlinie zwischen Metallen und Nichtmetallen in zwei Teile gespalten wird. Das erste Element der Gruppe, Kohlenstoff, ist ein Nichtmetall, die beiden folgenden (Silicium und Germanium) sind Halbmetalle und alle weiteren (Zinn, Blei und Ununquadium) werden zu den Metallen gezählt. Mit zunehmender Ordnungszahl wachsen Atommasse, Atomradius und Ionenradius.
• Eigenschaften Stickstoffgruppe / Pnictogene Stickstoff, Phosphor, Arsen, Antimon und Bismut. Das äußerst instabile, in der Natur nicht vorkommende Transuran Ununpentium, das sechste Element der Gruppe, konnte bereits mehrmals künstlich hergestellt werden. Innerhalb der Stickstoffgruppe ist die Abstufung der chemisch-physikalischen Elementeigenschaften außerordentlich groß: Stickstoff ist unter Normalbedingungen ein Gas und bildet bevorzugt kovalente Verbindungen. Phosphor kommt neben den typischen nichtmetallischen Modifikationen auch in einer schwarzen Form mit metallischen Eigenschaften vor. Phosphor-Verbindungen haben überwiegend kovalenten Charakter. Arsen, Antimon und Bismut zählen zu den Halbmetallen, aber nur Bismut tritt wie andere Metalle in einigen seiner Verbindungen auch kationisch auf.
• Eigenschaften Chalkogene  6. Hauptgruppe Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur, Polonium sowie das künstlich hergestellte Ununhexiumgehören zu dieser Gruppe. Die Chalkogene niedriger Ordnungszahl sind Nichtmetalle, wobei von Selen und Tellur auch metallische Modifikationen existieren. Sie reagieren leicht mit Metallen. Polonium und Ununhexium sind Metalle. Die Elemente der Chalkogene sind Nicht-, Halb- und Metalle. Der Nichtmetallcharakter nimmt vom Sauerstoff zum Polonium ab. Sauerstoff und Schwefel sind typische Nichtmetalle. Von Selen und Tellur existieren verschiedene Modifikationen, die teilweise Nichtmetall- und teilweise Halbmetalleigenschaften besitzen. Polonium ist ein typisches Metall, es ist radioaktiv.
• Eigenschaften Halogene 7. Hauptgruppe Fluor, Chlor, Brom und Iod, sowie das aufgrund seiner Radioaktivität äußerst seltene und weitgehend unerforschte Element Astat. Die erstgenannten vier stabilen Elemente spielen eine wichtige Rolle in Chemie und Biologie. Astat findet aufgrund seiner Radioaktivität und Seltenheit keine Verwendung. Die Elemente der nächsten Nachbargruppen sind die Chalkogene und die Edelgase. Elementare Halogene liegen in Form von zweiatomigen Molekülen der Form X2 vor, wie beispielsweise F2 und Cl2. Weil ihnen nur noch ein einziges Valenzelektron zur Vollbesetzung der Valenzschale fehlt, sind alle Halogene im atomaren Zustand sehr reaktionsfreudig. Da die Halogen-Halogen-Bindung nicht sehr stabil ist, reagieren auch Halogenmoleküle heftig; die Reaktivität nimmt, wie die Elektronegativität, von Fluor zu Iod ab. Gleichzeitig steigt die 1. Ionisierungsenergie nach oben hin an.
• Eigenschaften Edelgase 8. Hauptgruppe Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenonund Radon und Ununoctium 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 Der Name „Edelgas“ kommt daher, dass diese Elemente der VIII. Hauptgruppe analog zu den Edelmetallen sehr reaktionsträge (inert) sind. Ihre Atome weisen in der Außenschale acht Elektronen auf. Eine Ausnahme dabei ist Helium, das nur zwei Elektronen in der Außenschale besitzt; da die erste Schale nicht mehr Elektronen binden kann, hat das Atom trotzdem ebenfalls die höchstmögliche Anzahl an Außenelektronen.
• Brönstedt-Base / -Säure Brönstedt-Base: Protonenakzeptor Brönstedt-Säure: Protonendonator
• Dipol Moleküle (z.B. H2O), bei denen die Ladungsschwerpunkte der positiven Ladung und der negativen Ladung nicht zusammenfallen, stellen einen Dipol dar.
• Elektronegativität Maß für das Bestreben eines Atoms, in einer Atombindung das bindende Elektronenpaar an sich zu ziehen. 
• Elektronenaffinität Die Gitterenergie von Ionenkristallen ist die Energie, die frei wird, wenn sich Ionen aus unendlicher Entfernung einander nähern und zu einem Gitter anordnen. Ihre Größe ist ein Ausdruck für die Stärke der Bindungen zwischen Ionen im Gitter.
• Ionisierungsenergie Mindestenergie, die benötigt wird, um 1 Elektron vollständig aus einem Atom herauszulösen.
• Isotop Atome eines Elements, deren Protonenzahlen gleich groß sind (-> gleiche Ordnungszahl), die sich aber in ihren Neutronenzahlen unterscheiden. Beispiel: Der Wasserstoff besitzt 3 verschiedene Isotope: - 1H: „Protium“ oder „leichter Wasserstoff (kommt am häufigsten vor) - 2H: „Deuterium“ - 3H: „Tritium“ oder „überschwerer Wasserstoff“
• Lewis-Base / -Säure Lewis-Base: Elektronenpaardonator Lewis-Säure: Elektronenpaarakzeptor
• Mesomerie (= Resonanz) Wenn ein Elektronenpaar an der Bindung mehrerer Atome in einem Molekül beteiligt ist, so entstehen mesomere Grenzstrukturen, die sich in der Elektronenanordnung- und verteilung unterscheiden. Der real beschriebene Zustand ist ein Zwischenzustand, der durch die Überlagerung mehrerer Grenzstrukturen entsteht. Dies bezeichnet man als delokalisiertes π-Elektronensystem. Beispiel: Nitrat-IonWeitere Beispiele: Salpetersäure, CO2, Benzol und Carbonat-Ion
• Mol Stoffmenge eines beliebigen Stoffes, sie beträgt immer 6,022 x 1023 Teilchen des jeweiligen Stoffes.
• Nuklid Eine durch Protonen- und Neutronenzahl charakterisierte Atomsorte bezeichnet man als Nuklid. Nuklide gleicher Protonenzahl aber verschiedener (!) Neutronenzahl bezeichnet man als Isotope.  
• Orbitalmodell (Auffüllregeln) Die Auffüllung der Elektronenschalen erfolgt nach 2 Grundregeln: Pauli-Prinzip und Hund’sche Regel: - Pauli-Prinzip (oder: Pauli-Verbot): Ein Atom darf keine Elektronen enthalten, die in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen, dies bedeutet, dass jedes Orbital nur mit 2 Elektronen entgegengesetzten Spins besetzt werden darf. - Hund’sche Regel: Die Auffüllung der Orbitale erfolgt so, dass zuerst alle freien Orbitale einer Schale mit 1 Spin gleicher Orientierung besetzt werden, anschließend erfolgt die paarweise Besetzung mit Spins der entgegengesetzten Orientierung, falls genügend Elektronen vorhanden sind. 
• Oxidationszahlen Oxidationszahlen beschreiben formal die Aufteilung von Bindungen vollständig zum elektronegativeren Bindungspartner hin. Eine positive Oxidationszahl zeigt an, dass das Atom im Molekül eigene Elektronen zur Herstellung der Bindung an ein elektronegativeres Atom abgeben würde. Eine negative Oxidationszahl zeigt an, dass das Atom im Molekül fremde Elektronen zur Herstellung einer Bindung von einem weniger elektronegativen Atom annehmen würde. Regeln für die Zuordnung bzw. Erstellung von Oxidationszahlen: - Elemente (z.B. He) und elementare Verbindungen (z.B. O2) haben immer die Oxidationszahl 0 - In Ionenverbindungen ist die Ladung mit der Oxidationszahl gleichzusetzen - In kovalenten Bindungen werden die Bindungselektronen immer dem elektronegativeren Partner zugeteilt. 
• Quantenzahlen (Orbitalmodell) Es gibt 4 Quantenzahlen: - Hauptquantenzahl n: ganzzahlig, mögliche Energieniveaus (= „Schalen“!) der Elektronen im H-Atom (gem. Definition). Die Schalen sind benannt mit K, L, M, N, O, … Gibt Auskunft über die Größe eines Orbitals! - Nebenquantenzahl l: n und l sind durch die Beziehung l ≤ n-1 verknüpft. n kann also die Werte 0, 1, 2, 3 … bis n-1 annehmen. Gibt Auskunft über die Form eines Orbitals! - Magnetische Quantenzahl m: Nimmt Werte von –l bis +l an, gibt an, wieviele s-, p-, d- und f- Zustände es gibt. Gibt Auskunft über die Orientierung eines Orbitals im Raum! - Spinquantenzahl: Nur jeweils 2 Zustände möglich (+1/2 und –1/2). Gibt Auskunft über die Spinrichtung eines Elektrons!
• Salzsäure HCl
• Salpetersäure HNO3
• Schwefelsäure H2SO4
• Essigsäure CH3COOH
• Natronlauge NaOH
• Ammoniak NH3
• Ethanol CH3CH2OH
• Tetrathionat S4O62-
• Phosphorsäure H3PO4
• Thiosulfat S2O32-
• Wasserstoffperoxid H2O2
• Thiocyanat-Ion SCN-
• Phosphortrioxid P4O6
• Phosphorpentoxid P4O10
• Stickstoffmonoxid NO
• Chromat CrO42-
• Dichromat Cr2O72-
• Oxalat-Ion C2O42-
• Kohlensäure H2CO3
• Permanganat MnO4

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