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Chemie (Fach) / Grundlagen (Lektion)

Grundlagen

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  • Xenon Xe, 5. Periode, Edelgas, Nichtmetall, gasförmig, 131,29u, OZ: 54
  • Blei Pb, Kohlenstoffgruppe, 6. periode, fest, Metall, 207,2u, OZ: 82
  • Bismut Bi, Stickstoffgruppe, 6. Periode, fest, Metall, 208,98u, OZ: 83
  • Astat At, 6. Periode, Halogen, fest, Halbmetall, 209,99u, OZ: 85, radioaktiv
  • Radon Rn, 6. Periode, Edelgas, gasförmig, Nichtmetall, 222,02u, OZ:86, radioaktiv
  • Cäsium Cs, 6. Periode, Alkalimetall, fest, Metall, 132,91u, OZ: 55
  • Barium Ba, 6. Periode, Erdalkalimetall, fest, Metall, 137,33u, OZ: 56
  • Chrom Cr, 4. Periode, 6. Nebengruppe, fest, Metall, 52u, OZ: 24
  • Mangan Mn, 4. Periode, 7. Nebengruppe, fest, Metall, 54,94u, OZ: 25
  • Eisen Fe, 4. Periode, 8. Nebengruppe, fest, Metall, 55,85u, OZ: 26
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  • Cobalt Co, 4. Periode, 9. Nebengruppe, fest, Metall, 58,93u, OZ: 27
  • Nickel Ni, 4. Periode, 10. Nebengruppe, fest, Metall, 58,69u, OZ: 28
  • Kupfer Cu, 4. Periode, 11. Nebengruppe, fest, Metall, 63,55u, OZ: 29
  • Zink Zn, 4. Periode, 12. Nebengruppe, fest, Metall, 65,39u, OZ: 30
  • Rhodium Rh, 5. Periode, 9. Nebengruppe, fest, Metall, 102,91u, OZ: 45
  • Silber Ag, 5. Periode, 11, Nebengruppe, fest, Metall, 107,87u, OZ: 47
  • Platin Pt, 6. Periode, 10. Nebengruppe, fest, Metall, 195,08u, OZ: 78
  • Gold Au, 6. Periode, 11. Nebengruppe, fest, Metall, 197,97u, OZ: 79
  • Quecksilber Hg, 6. Periode, 12. Nebengruppe, Metall, flüssig, 200,59u, OZ: 80
  • Radium Ra, 7. Periode, Erdalkalimetall, Metall, fest, 226,03u, OZ: 88, radioaktiv
  • Wie wird die Polarität der Atombindung bestimmt ? Die Polarität der Atombindung wird durch den Elektronegativitätsunterschied (ΔEN) zwischen den Bindungspartnern bestimmt (ΔEN=EN1-EN2). Wenn die Elektronegativitätsdifferenz bei 0≤EN≤0,4 Einheiten lieg, verfügen beide Partner in einem identischen Verhältnis über die Bindungselektronen → unpolare Atombindung.  Polare Atombindung (0,5≤EN≤1,7) → Entstehen, weil die beteiligten Atome nicht gleichberechtigt über die Elektronenpaare verfügen und deshalb Teilladungen ausbilden. Es gibt dann negative (δ-) und positive (δ+) Partialladungen. Der Bindungspartner mit der größeren Elektronegativität zieht die Elektronen näher zu sich.
  • Partialladung/ Teilladung Unterschiedliche Ladungen zweier Bindungspartner durch unterschiedliche Verteilung der Bindungselektronen.
  • EN - Ionenbindung Bei einem Elektronegativitätsunterschied von über 1,7 Einheiten, zieht ein Bindungspartner das Elektron vollständig an sich und wird dadurch zum Anion(-) und der andere zum Kation(+). Es liegt dann keine Atom-, sondern eine Ionenbindung vor.
  • Wann entsteht ein Dipol ? Wenn.... eine polare Atombindung vorliegt das Molekül asymmetrisch ist wenn die Ladungsschwerpunkte getrennt voneinander sind ( Ladungsschwerpunkte dürfen nicht aufeinander liegen ) Ein Dipolmolekül entsteht, wil sich die Elektronen asymmetrisch verteilen und sich deshalb ein positiver und ein negativer Ladungsschwerpunkt ausbildet. Ein Dipol ist ein nach außen elektrisch neutrales Molekül.
  • Was sind Intermolekulare Kräfte? Welche Arten gibt es unter anderem ? Zwischen einzelnen Molekülen gleicher und verschiedener Arten wirken intermolekulare Kräfte   ( oder zwischenmolekulare Kräfte ). Intermolekulare Kräfte sind keine Bindungen, sondern basieren auf elektrostatische Anziehungskräfte, die schwächer sind als echte Bindungen. Es gibt unter anderem folgende Zwischenmolekulare Kräfte: Van-der-Waals-Kräfte Dipol-Dipol-Kräfte ( oder „permanenter Dipol” ) Wasserstoffbrückenbindungen ( als besondere Form der Dipol-Dipol-Wechselwirkung )
  • Was sind Van-der-Waals-Kräfte ? Welche Bedingungen gibt es für die Stärke der Anziehungskraft ? Wenn man sich Bindungen anschaut muss man im Kopf behalten, dass die Elektronen beweglich sind und nicht starr stehen, dadurch können kurzzeitige Dipole entstehen. Wenn ein anderes Molekül nahe genug ist, spürt es die (zB) negative Partialladung, wodurch sich die Elektronen dementsprechend anordnen ( da sich negative (oder positive) Ladungen voneinander abstoßen ) → dadurch entstehen zwischen dem ersten und dem zweiten Molekül eine kurzzeitige Anziehung, auch genannt Van-der-Waals-Kraft ( VdWK ). VdWK herrschen bei fast allen Teilchen, aber werden von stärkeren Anziehungskräften übertrumpft. VdWK spielen meist bei unpolaren Bindungen eine Rolle. Je stärker die VdWK →höhere Siede-/Schmelztemperatur, da die Moleküle besser zueinander halten/ größere Anziehungskraft haben. VdWK: 1. hängen von der Anzahl der p+/e- im Molekül ab ( alle p+/e-, nicht nur Valenzelektronen, s.OZ ) → je mehr p+/e-, desto stärker die Anziehungskraft.                              2. je größer die Oberfläche des Moleküls, desto stärker die VdWK ( größere Oberfläche → mehr Kontaktmöglichkeiten )
  • Dipol-Dipol-Wechselwirkung Ist die VdWK bei zwei (oder mehreren) Molekülen gleich ( selbe Anzahl an p+/e-, ähnliche Oberflächengröße ), aber der Siede-/Schmelzpunkt weist einen relativ großen Unterschied auf, bedeutet dies, dass noch stärkere Kräfte vorherrschen. → permanentes Dipol/ Dipol-Dipol-Kraft ( hängt von EN ab )
  • Was sind Wasserstoffbrückenbindungen ? Bedingungen ? Wasserstoffbrückenbindungen (H-Brücken) ist eine besondere ( und stärkste ) Form der Dipol-Dipol-Wechselwirkung. Für eine H-Brücke muss 1) mind. eine H2O(Wasser), NH3(Ammoniak), HCl(Salzsäure) oder HF(Flußsäure) Bindung vorhanden sein. 2) auf dem nächsten Molekül ein (polarisierter) Akzeptor (O, Cl, N oder F ) für die H-Brücke vorhanden sein (für das zweite Molekül ist deshalb eine H2O, NH3, HCl oder HF Bindung nicht zwingend notwendig; durch den Akzeptor entsteht eine passive H-Brücke )
  • Mischbarkeit geht, wenn... ... gleiche zwischenmolekulare Kräfte vorhanden sind ... für Wasser gilt: mischt sich nur mit Molekülen, welche genügend H-Brücken bilden können       ( ≈ pro 3-4 C-Atome mind. eine aktive oder passive H-Brücke, damit Wasser sich mischen lässt )

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