Chemie (Fach) / Anorganische Chemie (Lektion)

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• Anionen Entstehen durch e-Aufnahme
• Kationen Entstehen durch e- Abgabe
• Atomionen Bestehen aus nur einem geladenen Atom bsp. Cl-, S2- 
• Molekülionen Bestehen aus mehreren Atomen mit gemeinsamer Ladung Bsp. SO42-
• Isoelektronisch Ionen die die gleiche e- Anordnung haben 
• Ionisierungsenergie Die Energie, die benötigt wird, wenn einem Atom ein e- aus der äußersten Schale entzogen wird, wenn dss Atom also ionisiert wird. Es entsteht ein Kation von allen neutralen Atomen hat He die höchste Ionisierungsenergie  allgemein haben Metalle eine relativ kleine , Nichtmetalle eine relativ hohe Ionisierungsenergie 2. Ionisationsenergie bezieht sich auf Ionisation eines Kations, diese ist immer höher als die 1. Ionisationsenergie
• Elektronenaffinität Die Energie die meistens frei wird, wenn ein neutrales Atom ein e- aufnimmt, es emtsteht ein Anion von allen Atomen hat Cl die höchste Elektronenaffinität die 1. Elektronenaffinität ist die Energie, die bei der Aufnahme eines e- durch ein neutrales Atom frei wird (sie ist fast immer negativ,es wird also Energie frei die 2. Elektronenaffinität ist die Energie die umgesetzt wird, wenn ein einfach negatives Anion ein e- aufnimmt und ist immer positiv 
• Elektronegativität Die Elektronegativität ist die Eigenschaft eines Atoms, das Bindungs-e-Paar einer kovalenten Bindung an sich heranzuziehen  F hat von allen höchste Elektronegativität
• Elektropositivität Die Elektropositivität ist die Eigenschaft eines Atoms das Bindungs-e-Paar einer kovalenten Bindung nicht an sich heranzuziehen  Fr hat von allen Elementen höchste Elektropositivität 
• Elektronenkonfiguration nach Bohr Auf die Bohr'schen Bahnen passen unterschiedlich viele e- natürlich umso mehr je größer die Schale ist  die Maximalzahl an e- pro Schale berechnet sich nach 2n2 nicht alle Schalen werden durch e-besetzt sondern teilweise werden Schalen früher als erwartet benutzt
• Rücksprünge des e- auf tiefere Schale Rücksprungnauf die 1. Bahn -> Lymann-Serie (UV)  Rücksprung auf 2. Bahn -> Bahner Serie (sichtbar) Rücksprung auf 3. Bahn -> Paschen Serie (IR) Rücksprung auf 4. Bahn -> Brackett Serie (IR) Rücksprung auf 5. Bahn -> Pfund Serie (IR)  es lässt sich nicht komtrollieren, auf welche Bahn e- zunächst springt, oder auf welche Bahn es zurückfällt d.h. Es entsteht ein Gemisch aller Lichtsorten bei der Anregung von H
• Spektroskopie Ist ein Verfahren zur qualitativen und quantitativen Analyse  elemente lassen sich an Flammenfärbung oder Licht durch Prisma erkennen Lithium.       Rot.         Rote Linie Natrium.      Gelb.       Gelbe Doppellinie Kalium.       Blaßblau. Violette/ rote Linie Calcium.     Ziegelrot.  Ampel Strontium.   Karmnirot. Viele rotenLinien Barium.        Grün.        Viele grüne Linien aus Intensität des Lichtes kässt sich auch auf Menge des Stoffes schließen
• Pauli Prinzip in einem System kann es keine zwei Zustände mit gleicher Enrgie geben  in einem Atom dürfen 2e- ebenfalls nicht gleich sein also dürfen zwei 2e- nicht in allen 4 Quantenzahlen übereinstimmen, denn sonst hätten sie die gleiche Energie  deshalb müssen sich zwei e- im gleichen Orbital mindestens in einer Quantenzahl unterscheiden -> 1 hat spinquantenzahl +1/2 das andere -1/2
• Hund'sche Regel energetisch entarte Orbitals ( p/d/f, mehrere Orbitale gleicher Energie) werden zunächst mit e- gleichen Spins besetzt, dann erst mehrfach mit e- entgegengesetzten Spins -> Regel der Max Spinmultiplizität
• Ausnahmen Besetzung Elektronenkonfiguration es ist sehr günstig wenn Orbitale halb oder ganz mit e- besetzt sind daher kommt es speziell bei d-Orbitalen mit d4 oder d9 Besetzung zu Ausnahmen  hier springt ein e- von einem zwar größeren aber schon voll besetzten s Orbital ins d Orbital, da so eine günstigere Konfiguration erreicht wird tritt auf bei d4 :Cr/ Mo. Und d9: Cu/Ag/Au
• Namen der Hauptgruppen HG: Alkalimetalle (ab Li) HG: Erdalkalimetalle  HG: Erdmetalle  HG: C-Gruppe / Tetrele HG: N-Gruppe/ Pentele/ Pericogene HG: Chalkogene/ Erzbildner HG: Halogene/ Salzbildner  HG: Edelgas
• Metalle/ nicht Metalle/ Halbmetalle Periodensystem Die meisten Elemente sind Metalle (Orange, rot, grün) einige sind Nichtmetalle ( gelb) einige sind Halbmetalle (lachsfarben)
• freie Reaktionsenthalpie die freie Reaktionsenthalpie ΔG berücksichtigt die gesamte Entropieänderung im System  ΔG ist die bei einer Reaktion wirklich freiwerdende Energie, die sog. freie Nutzarbeit  das Vorzeichen von ΔG  gibt an, ob seine Reaktion freiwillig (spontan) abläuft oder nicht  ΔG= -...kJ⇒ exergonische Reaktion, Reaktion läuft (freiwillig) spontan ab                    ΔG= +...kJ ⇒endergonische Reaktion, Reaktion läuft nicht freiwillig (nicht spontan) ab ΔG= 0 ⇒ Reaktion ist im Gleichgewicht, d-h. Hin- und Rückreaktion laufen gleich schnell ab und setzen gleiche Energiemengen um, eine Reaktion im Gleichgewicht kann keine Arbeit mehr verrichten
• endotrope Reaktion Δs= +... J/mol x K Entropie nimmt bei der Reaktion zu, wenn ein Gas entsteht, ein Stoff sich löst, ein Feststoff schmilzt, eine Flüssigkeit verdampft
• exotrope Reaktion Δs=-... J/mol x K  Entropie nimmt bei der Reaktion ab 
• 2. Hauptsatz der Thermodynamik In einem abgeschlossenen System kann die Entropie nicht abnehmen, sondern nur zunehmen oder bestenfalls gleich bleiben. In einer anderen Formulierung besagt der Satz, dass Wärme nicht vollständig in Arbeit umgewandelt werden kann. → er definiert irreversible Prozesse, ein Zustand bei der Entropie zunimmt kann erreicht werden, gegenteiliges nicht 
• Entropie S ist ein Ausdruck für Unordnung. Ganz allgemein strebt die NAtur einen Zustand größter Unordnung an, d.h. bei allen freiwillig in einem abgeschlossenen System ablaufenden Reaktionen nimmt die Entropie zu, die Reaktionsentropie Δs ist positiv 
• Enthalpie H die Enthalpie ist also die Wärmemenge, die sich aus innerer Energie und Volumenarbeit ergibt wirklich nutzbar sind aber nur Enthalpieänderungen ΔH, d.h. die bei einer Reaktion unter konstantem Druck umgesetzte Wärme  Vorzeichen von ΔH sagt etwas über Wärmeumsatz : ΔH=-...kJ ⇒ exotherme Reaktion, Wärme wird bei der Reaktion frei,                                                                   ΔH=+...kJ⇒ endotherme Reaktion, Wärme wird bei der Reaktion verbraucht 
• Offenes System Zwischen Umgebung und System sind Energie- und Materieaustausch möglich.                   Bsp. offenes Becherglas
• Geschlossenes System Nur eine Energiesustausch zwischen Umgebung und System ist möglich, ein Materieaustausch unmöglich z.B. geschlossene Flasche
• Abgeschlossenes System (isoliert) zwischen System und Umgebung ist weder Energie- noch Materieaustausch möglich. Bsp: ideale Thermoskanne
• Bildungsenthalpie die Standard Bildungsenthalpie H°f ist die Reaktionswärme, die bei einer Reaktion unter Standardbedingungen (298K, 1,013bar) umgesetzt wird, wenn sich der betreffende Stoff aus den reinen Elementen im Standardzustand bildet die Bildungsenthalpie der reinen Elemente beträgt  0 j/mol
• Henry´sches Gesetz befindet sich ein Gas unter dem Druck p über einer Flüssigkeit, so löst sich ein Teil des Gases in der Flüssigkeit . Die Konzentration des gelösten Gases ist proportional zum Gasdruck und folgt dem Gesetz c= k•p   zB. Tauchen, Soda Stream da due Henry Konstante temperaturabhängig ist, ist auch c temperaturabhängig: je höher T, desto weniger Gas löst sich in der Flüssigkeit zB Fische im warmen See, Nährstoffgehalt in kalten Gewässern
• Brönsted Definition Säure Basen Nach Brönsted sind Säuren Protonendonatoren, geben also H+-Ionen ab, Basen sind Protonenakzeptoren nehmen also H+-Ionen auf  S/B Reaktionen sind nach Brönsted also Übertragungsreaktionen von H+-Ionen (Protonen!)
• Prototolyse: typische Säure/ Base Reaktion eine Protolyse ist die Abgabe eines H+-Ions durch eine Säure und gleichzeitige Aufnahme durch eine Base (meist Wasser) die Komponenten eines Korrespondierenden S/B-Paares unterscheiden sich jeweils um genau 1 H+-Ion. Dabei hat die Säure immer ein H+-Ion mehr als die Korrespondierende Base
• Reihenfolge starker Säuren HClO4 HI HBr HCl H2SO4 HNO3 HClO3
• Reihenfolge mittelstarker Säuren H3PO4 H2SO4 HClO2 HF HNO2
• Reihenfolge schwacher Säuren H3C-COOH H2CO3 H2S HClO NH4+ HCN (Rest aus der Ionenliste)
• starke Basen NaOH in H2O gelöst: Natronlauge KOH in H2O gelöst: Kalilauge Ca(OH)2 in H2O gelöst: Kalkwasser die meisten Metallhydroxide reagieren in H2O stark basisch, weil sie beim Lösen OH-Ionen abgeben (LiOH, Sr(OH)2, CsOH...)
• Schwache Basen NH3 :Ammoniak
• Wertigkeit von Säuren Die Wertigkeit einer Säure ist gleich der Zahl an H+-Ionen, die die Säure abgeben kann. Gibt man die Säure in H2O, so werden die H+-Ionen schrittweise abgegeben, nicht alle auf einmal (Protolydestufen) Essigsäure CH3COOH ist einwertig
• Wertigkeit von Basen die Wertigkeit von Basen ist gleich der zahl an H+-Ionen, die die Base aufnehmen kann. Meist nehmen die Basen nicht direkt H+-Ionen auf, sondern geben beim Lösen in H2O zunächst OH- Ionen ab, die die meisten Basen ( meist Metallhydroxide) schon in sich tragen  NH3 als Base funktioniert anders. Das NH3 nimmt direkt ein H+-Ion auf und wird zum NH4+ Ion
• Ampholyte/ amphotere Stoffe Ampholyte sind Stoffe, die sowohl als Säure, als auch als Base reagieren können, denn sie können H+- Ionen aufnehmen und abgeben. Wie sie genau reagieren hängt von ihrem Reaktionspartner ab  H3O+←H2O→ OH- NH4+←NH3 →NH2-  (aber nur als Reinstoff, in H2O ist es Base) H2CO3←HCO3-→ CO32- H2S←HS- →S2- H2SO4←HSO4- →so42- H3PO4←H2PO4-→HPO42- H2PO4-←HPO42-→PO43- (Säure nur eingeschränkt in wässriger Lösung) H2O←OH- ≠O2- (OH- ist kein Ampholyt (in Wasser) H3SO4+←H2SO4→HSO4- (in reiner Lösung in H2O dagegen Säure)
• Klassiker: Nichtmetalloxide bilden mit H2O meist Säuren SO2+H2O →H2SO3 SO3+H2O→ H2SO4 CO2 +H2O →H2CO3 N2O3+ H2O→2HNO2 N2O5+H2O→2HNO3 P2O5+3H2O→2H3PO4
• Metalloxide bilden mit H2O meist Basen Na2O+H2O→ 2NaOH  MgO+H2O→ Mg(OH)2 CaO+H2O→ Ca(OH)2
• Säureanhydride erhitzt man Säuren (oder man läßt sie mit wasserentziehenden Reagenzien reagieren), so spalten sie wiederum H2O ab, d.h. es entstehen die mit den Nichtmetalloxiden identischen Säureanhydride CO2 daher auch Kohlensäureanhydrid SO3 ist Anhydrid der Schwefelsäure P2O5 ist Anhydrid der Phosphorsäure 
• Autoprotolyse von Wasser H2O als Ampholyt kann mit sich selbst reagieren, wobei das Gleichgewicht jedoch weit auf der Eduktseite liegt 
• pH Wert in Worten pH=-log[H3O+] : Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der H3O+-Ionen Konzentration 
• pH Skala die pH Skala in H2O reicht von 0-14 pH=7⇒neutrale Lösung (Neutralpunkt)                                                                            [H3O+]=[OH-]=10-7 mol/l pH<7⇒saure Lösung                                                                                                       [H3O+]>10-7 mol/l                                                                                                          [OH-]<10-7mol/l pH>7⇒ basische Lösung                                                                                                [H3O+]<10-7mol/l                                                                                                            [OH-]>10-7 mol/l
• Säurestärke/ Acidität Acidität bedeutet, wie leicht eine Säure H+-Ionen abgibt  starke Säuren geben ihre H+-Ionen fast vollständig ab, d.h. zu nahezu 100%, also fast jedes Säureteilchen gibt ein H+-Ion ab  schwache Säuren protolysieren in H2O kaum, d.h. nur ca. 1% (oder weniger) der Säureteilchen geben ein H+-Ion ab  der Ks Wert macht eine aussage über die Säurestärke, je größer der Ks Wert, desto stärker ist die Säure, desto leichter protolysiert sie je größer pKs Wert, desto schwächer ist Säure, gleichzeitig ist pKs-Wert der pH-Wert einer Lösung, bei der eine gelöste Säure zur Hälfte protoniert und zur Hälfte deprotoniert ist
• Säurestärke mehrwertiger Säuren Bei mehrwertigen Säuren nimmt die Säurestärke von Protolysestufe zu Protolysestufe ab, d.h. die H+-Ionen werden immer schwerer abgegeben
• Basizität/ Basenstärke starke Basen nehmen zu fast 100% H+-Ionen auf (bzw geben zu fast 100% OH- Ionen ab), d.h. fast jedes Basenteilchen nimmt ein H+-Ion auf  schwache Basen nehmen nur zu ca 1% ( und weniger) H+-Ionen auf KB Wert macht Aussage zur Basenstärke. Je größer der KB Wert ist, desto stärker ist die Base, desto leichter nimmt sie also ein H+-Ion auf  je größer der pKBWert ist, desto schwächer ist die Base
• Zusammenhang pKs/ pKb/pH pH und pKs Wert haben nichts miteinander zu tun, der pH Wert macht eine Aussage zur Lösung (nämlich zur Konzentration der h3O+ Ionen ), der pKs Wert/ pKB Wert zur Stärke einer Säure/ Base  eine starke Säure kann ohne weiteres Tiefe pH Werte erreichen, aber bei kleiner Konzentration auch Werte knapp unter 7. Ungekehrt erreichen schwache Säuren bei kleiner Konzentration leicht pH Werte unter 7, bei hoher Konzentration aber auch nahe 0. 
• pH Berechnung starker Säuren Starke Säuren protokysieren in H2O nahezu vollständig d.h. Fast jedes Säureteilchen erzeugt ein H3O+  Ion , die Autoprotolyse von H2O kann demgegenüber vernachlässigt werden
• pH Berechnung starker Basen Starke Basen nehmen in H2O zu fast 100% H+ Ionen auf bzw jedes Basenteilchen dissoziert in H2O (spaltet sich in Ionen auf) und erzeugt so ein OH-Ion. demgegenüber ist die Autoprotolyse von H2O vernachlässigbar klein

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