Chemie I (Fach) / Allgemein (Lektion)

Grundlagen

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• womit beschäftigt sich die Chemie? mit Stoffen und  stofflichen Umwandlungen, also Reaktionen  und Reaktionsabläufen
• 2 Arten der Stoffe Reinstoff: Element                 Verbindung (molekular, ionisch) Gemisch: homogenes Gemisch (Gasgemisch, Legierung, Lösung)                 heterogenes Gemisch (Schaum, Aerosol, Suspension, Emuslion,Gemenge)
• Phasen und Übergänge gasförmig sublimieren
• Phasen und Übergänge GASFÖRMIG sublimieren -------resublimieren                                               kondensieren----- verdampfen FEST                                     schmelzen------erstarren                                      FLÜSSIG
• Isotope  gleiche Protonenzahl, unterschiedliche Neutronenzahl
• Isobare Summe der Protonenzahl und Neutronenzahl gleich
• Isotone gleiche Neurtonenzahl
• 2 Isotope des Wasserstoffs Deuterium und Tritium
• Metastabilität - eine schwache Form der Stabilität - die schwächste Form  ist Labilität  
• metastabiler Zustand - stabil gegen kleine Änderungen, aber instabil gegenüber größeren Änderungen
• Alphastrahlung - ist eine Art von ionisierender Strahlung, die bei einem radioaktiven Zerfall, dem Alphazerfall, auftritt - ein Helium-4-Kern (Alphateilchen)wird abgespalten - Restkern(Tochterkern) hat eine um 4 verringerte Nukleonenzahlund eine um 2 verringerte Kernladungszahl
• Betastrahlung oder Beta‐Zerfall - eine Art von ionisierender Strahlung, die bei einem radioaktiven Zerfall, dem Betazerfall, auftritt - ein radioaktives Isotop, das Betastrahlung aussendet, wird als Betastrahler bezeichnet -tritt normalerweise ein, wenn ein ungünstiges Verhältnis von Neutronen zu Protonen im Kern  vorherrsch -Beimβ−‐Zerfall wird im Kern ein Neutron in ein Proton umgewandelt und ein hochenergetisches Elektron sowie  ein Elektron‐Antineutrino emittiert - Die Nukleonenzahldes Kerns ändert sich dabei nicht, seine Ordnungszahl  erhöht sich um eins
• Gamma‐Zerfall - ist möglich, wenn der Atomkern nach einem Zerfall in einem energetisch  angeregten Zustand vorliegt - Beim Übergang in einen energetisch niedrigeren Zustand gibt der Atomkern durch Emission  hochfrequenter elektromagnetischer Strahlung, sogenannter γ‐Strahlung, Energie ab - Die Emission von Gammastrahlung verändert nicht die Neutronen‐und Protonenzahl des  emittierenden Kerns, es erfolgt lediglich ein Übergang zwischen zwei angeregten  Kernzuständen oder einem angeregten Kernzustand und dem Grundzustand - Dies geschieht meist unmittelbar nach einem Beta‐oder Alpha‐Zerfall
• Strahlung "Zusammenfassung" Alpha‐Zerfall: Ein Alphateilchen (Massenzahl A=4,  Ordnungszahl Z=2) wird ausgesandt Beta‐Minus‐Zerfall: Ein Kern sendet ein Elektron und ein  Antineutrino aus (A, Z+1) Beta‐Plus‐Zerfall: Positronenemission; Ein Kern sendet  ein Positron und ein Neutrino aus.(A, Z−1) Gamma‐ZerfallEin angeregter Kern emittiert ein  hochenergetisches Photon  (Gammaquant).(A, Z)
• Grundsätze Bohrsche Atommodell Ein Elektron kann sich nur auf bestimmten,diskreten Kreisbahnen aufhalten. Diese diskreten  Kreisbahnen werden auch Energieniveaus genannt. Die Bahnen sind konzentrisch  um den  Atomkern angeordnet. Jede Bahn wird mit einem Buchstaben (K,L,M,...) bezeichnet Für jede Bahn, auf der das Elektron den Atomkern umkreist, hat das Elektron eine  bestimmte Energie
• Bohrsche Atommodell SCHALEN Auf der K‐Schale, die dem Atomkern am nächsten ist, kommt dem  Elektron die geringste Energie zu. Nr. der Schale (Energieniveau)   Alternative  Bezeichnung  Maximale Anzahl    (max. Schalenbesetzung) 1K2  ∙ 12= 2 Elektronen 2L2  ∙ 22= 8 Elektronen 3M2  ∙ 32= 18 Elektronen 4N2  ∙ 42= 32 Elektronen 5O2  ∙ 52= 50 Elektronen 6P2  ∙ 62= 72 Elektronen Um das Elektron auf eine weiter außenliegende Bahn  zu bringen, muss ihm Energie zugeführt werden. Die Energie eines Elektrons darf keine Werte annehmen, die es auf einen Ort zwischen den erlaubten Bahnen bringen würde. WennsichdasElektronaufderinnerstenBahnbefindetunddiegeringsteEnergie hat,sobefindetsichdasAtomimGrundzustand. •DurchdieZufuhrvonEnergiekanndasElektronaufeinegrößereBahnspringen undeinenhöherenEnergiezustandannehmen;dieserwirdangeregterZustand genannt. WenndasElektronvoneinemangeregtenZustandaufeineweiterinnen liegendeBahnspringt,wirdeinedefinierterEnergiebetragfreigesetztundin FormeinesLichtquantsemittiert.DerEnergiebetragentsprichtderDifferenz derEnergiendeshöherenunddesniedrigerenEnergiezustands
• Formel Elektronenschalen 2n hoch 2
• 1. Bohrsches Postiulat (diskrete Energiestufen):  Ein atomares System hat stationäre (nichtstrahlende) Zustände mit  bestimmten diskreten Energiewerten
• 2. Bohrsches Postulat (Lichtemission/‐absorption; Frequenzbedingung):  Ein Elektron kann seine Bahn verlassen. Dies geschieht sprunghaft unter  Aufnahme oder Abgabe eines Photons (Lichtquants) dessen Energie gleich  der Differenz der Bahnen is
• 3. Bohrsches Postulat Der Umlauf der Elektronen erfolgt nur auf bestimmten diskreten Bahnen.  Auf diesen Bahnen wird keine Energie abgestrahlt. 
• Flammenfärbung 6 (Farben) Ziegelrot : Ca Intensivgelb: Na Grün: Ba, Cu Violett: K Weiß: Mg In vielen pyrotechnischen Mischungen werden dies Stoffe als Salze eingesetzt, die bewirken, dass beim Abbrand farbiges Licht emittiert wird. Dazu werden in der Regel Nitrate, Carbonate, Oxide, Oxalate oder Chloride der Alkali‐ bzw. Erdalkalimetalle sowie einiger Nebengruppenelementeeingesetzt.
• Was ist ein Orbital? -steht für Ein-Elektron Wellenfunktion - räumliche Wellenfunktion eines Elektrons in eínem quantenmechanischem Zustand (Phi, Psi)
• Aussehen s-, p-, d- Orbitale s= sharp =radialsymmetrisch p=principal=hantelförmig in  Raumachsen d=diffuse=gekreuzte Doppelhantel f= fundamental= rosenttenförmig
• Elektronenkonfiguration -gibt die Verteilung der Hüllenelektronen eines Atoms auf  verschiedene Energiezustände bzw.Orbitale an -wird durch Angeben der besetzten  Unterschalen beschrieben      -Auf die Nummer der Schale folgt der Buchstabe der Unterschale - Die Anzahl der in der Unterschale befindlichen Elektronen wird hochgestellt -Die äußerste besetzte Valenzschale bestimmt das chemische Verhalten und ist daher maßgeblich für die  Einordnung ins Periodensystem.n der Unterschale befindlichen Elektronen wird hochgestellt
• PSE Allgemein - Dastellung aller chemischen Elemente mit steigender Kernladung (Ordnungszahl) und entsprechend ihrer chemischen Eigenschaften eingeteilt in Perioden sowie Haupt- und Nebengruppen  -Die Elemente sind mit ihrer Ordnungszahl und ihrem Symbolaufgeführt. •  -Als Periodenwerden die waagerechten Zeilen oder Reihen bezeichnet. • -Als Gruppenwerden die senkrechten Spalten bezeichnet. • -Die Schalenbeziehen sich auf das Schalenmodell der Atomphysik.
• Welche Informationen kann man aus dem PSE ablesen? • Masse –nimmt  von oben nach unten und von links nach rechts zu  (Ausnahmen: Ar vor K, Tevor I, Co vor Ni, Thvor Pa) • Atomradius –nimmt  von oben nach unten zu, von links nach rechts ab (bei  Hauptgruppenelementen) • Elektronegativität–nimmt  von oben nach unten ab, von links nach rechts zu  (Ausnahme: Edelgase) • Ionisierungsenergie–nimmt  von oben nach unten ab, von links nach rechts zu • Metallcharakter–nimmt  von oben nach unten zu, von links nach rechts ab  
• Was ist die Ionisierungsenergie? Die Ionisierungsenergie (auch Ionisationsenergie,  Ionisierungspotential, Ionisierungsenthalpie) ist die  Energie, die benötigt wird, um ein Atom oder  Molekül zu ionisieren, d.h. um ein Elektron vom  Atom oder Molekül zu trennen
• Was ist die Elektronegativität? ein Maß dafür, wie stark die  Atome dieses Elementes gemeinsame  Bindungselektronen anziehen.
• Welche Bindungen gibt es? -Atombindung -Ionenbindung -Metallbindung
• Welche schwachen Bindungen gibt es? -Van-der-Waals-Kräfte -WBB
• Welche Wechselwirkung spielt bei Atombindung eine Rolle? Bei Atombindungen spielt die Wechselwirkung der Außenelektronen (Valenzelektronen) mit den  Atomkernen der beteiligten Atome die tragende Rolle.  Die Atome bilden zwischen sich mindestens ein Elektronenpaar aus. 
• Nenne die Wirkungsrichtung der Atombindung Eine Atombindung hat eine bestimmte Wirkungsrichtung, ist also eine gerichtete Bindungund  bestimmt damit die geometrische Struktur einer Verbindung
• bindendes Elektronenpaar Ein bindendes Elektronenpaar ist ein Elektronenpaar, welches zwischen zwei Atomen liegt und damit eine kovalente Bindung zwischen den Atomen bildet. In Valenzstrichformeln werden bindende Elektronenpaare als Strich zwischen Elementsymbolen dargestellt. Zwei- oder Mehrzentrenbindung
• Die Festigkeit einer Bindung...  wird durch die Bindungsenergie beschrieben. Bei der chemischen  Reaktion entsprechender Stoffe miteinander findet das Knüpfen oder Trennen einer oder mehrerer  Atombindungen statt
• Valanzstruktur‐Theorie oder ValenceBond –Theorie Die VB‐Theorie,Elektronenpaar‐Theorie oder ist ein  quantenmechanisches Näherungsverfahren zur Beschreibung von Atombindungen in mehratomigen Systemen -In diesem Modell entsteht eine Valenzbindung zwischen zwei Atomen dadurch, dass jedes dieser Atome ein Elektron für eine Bindung zur Verfügung stellt.
• Energetische Vorteil der Valenzbindung Der energetische Vorteil, der dadurch für die beiden Atome entsteht, ist die Triebkraft  für die Bildung von Molekülen
• Ionenbindung---nicht gerichtete Bindung-- Die ionische Bindung(auch Ionenbindung, heteropolare Bindungcoder  elektrovalente Bindung) ist eine chemische Bindung, die auf der  elektrostatischen Anziehung positiv und negativ geladener Ionen basiert. Ab einer Elektronegativitäts‐Differenz von ΔEN=1,7 spricht man von einem  50% partiell ionischen Charakter.  Bei einer Differenz größer als 1,7 liegen demnach ionische Bindungen, darunter  polare, überwiegend kovalente Bindungen vor.
• Bildung des Ionengitters Die Kationen und Anionen ziehen sich elektrisch an Die bei der Vereinigung der beiden Ionenarten freiwerdenden Energie wird als Gitternenergie bezeichnet und ist die eigentliche Triebkraft der Salzbildung
• Wie setzt such die Gitterenergie zusammen? - sie setzt sich aus 4 Komponenten zusammen: -die Nullpunktenergie der Ionen -die Abstoßenergien zw. den Kernen(einerseits) und Elektronenhüllen (andererseits) -die Bindungsenergie -der Coulombschen Kraft zw. entgegemngesetzt geladenen Ionen  
• Eigenschaften von Ionenverbindungen •Hoher Schmelz‐und Siedepunkt, da in Kristallen durch die ungerichtetenBindungskräfte  ein relativ stabiler Verbund über den gesamten Kristall entsteht. •Stromleitend in der Schmelze oder in Lösung. Den Ladungstransport übernehmen die  Ionen. Sie werden an den Elektroden entladen, wodurch die Salze zersetzt werden  (häufig in ihre Elemente). Daher nennt man Ionenleiter Leiter 2. Ordnung. •Hart und spröde.Bei dem Versuch, einen Kristall plastisch zu verformen, zerspringt dieser  im Normalfall, da im Kristall die gleich geladenen Ionen zueinander geschoben werden  und die Bindung dadurch aufgelöst wird
• Kristallbildung als Feststoff Ionenkristalle sind oft farblos, da die Valenzelektronen meist stark gebunden sind und nur  durch Photonen höherer Energie als der des sichtbaren Lichtes angeregt werden können. Salze dissoziieren in wässeriger Lösung in ihre entsprechenden Ionen. Ionenverbindungen lösen sich im Wasser –allerdings in sehr unterschiedlichem Maß. So ist zum Beispiel Natriumchlorid sehr gut in Wasser löslich, Silberchlorid dagegen nahezu  unlöslich.
• Metallbindung Allgemein Metalle bilden diejenigen chemischen Elemente, die sich im PSE links und unterhalb  einer Trennungslinie von Bor bis Astat befinden. Das sind etwa 80 Prozent der chemischen Elemente, wobei der Übergang zu den  Nichtmetallen über die Halbmetalle fließend ist und viele davon Modifikationen mit  metallischer und atomarer Bindung bilden können.Der Begriff wird auch für Legierungen verwendet.
• Welche 4 charakteristische Stoffeigenschaften haben Metalle? •hohe elektrische Leitfähigkeit, die mit steigender Temperatur abnimmt, •hohe Wärmeleitfähigkeit, •Duktilität (Verformbarkeit) und •metallischer Glanz (Spiegelglanz) Alle diese Eigenschaften beruhen darauf, dass der Zusammenhalt der betreffenden  Atome mit der metallischen Bindung erfolgt, deren wichtigstes Merkmal die im Gitter  freibeweglichen Elektronen sind.
• Definition Metallbindung Als metallische Bindung oder Metallbindung bezeichnet man die chemische  Bindung, wie sie bei Metallen und in Legierungen vorliegt. Diese is tdurch das Auftreten von freibeweglichen (delokalisierten) Elektronen  im Metallgitter gekennzeichnet, die unter anderem für die makroskopischen Eigenschaften elektrische Leitfähigkeit, metallischerGlanz, Duktilität (Schmiedbarkeit,Verformbarkeit) verantwortlich sind Sie wird durch elektrostatische Anziehungskräfte zwischen Metallionen und  freien Elektronen verursacht.
• Metallgitter Die Außenelektronen (Valenzelektronen    ) der Metalle, die sich auf der äußersten  Schale befinden, sind nur schwach gebunden und können daher leicht vom Atom  abgetrennt werden.  Im Metall bildet sich deshalb ein Gitter aus positiv geladenen Metall‐Ionen, den  sogenannten Atomrümpfen, welche jeweils die Rumpfladung tragen. Die abgegebenen Außenelektronen sind nun nicht mehr einem einzelnen Atom  zugeordnet und können sich innerhalb des Gitters nahezu frei bewegen.  Dies  nennt  man  Elektronengas  oder Elektronengaswolke.  Dies führt ferner dazu, dass keine feste Bindung zwischen Atomrümpfen und Elektronen  besteht und die Bindung daher ungerichtet ist.
• Gitterschwingungen Die delokalisiertenElektronen bewirken die gute elektrische Leitfähigkeit und hohe  Wärmeleitfähigkeitder Metalle, welche mit steigender Temperatur abnimmt. Der Grund dafür liegt in den ebenso zunehmenden Gitterschwingungen, welche die  Ladungsträger mit steigender Temperatur immer stärker streuen. Diese empirischen  Eigenschaften der Metalle lassen sich direkt aus dem Bändermodell ableiten. Die positiv geladenen Atomrümpfe bilden ein sogenanntes Metallgitter, in dem sie  analog zum Ionengitter periodisch angeordnet sind. Hierbei sind verschiedene Gittertypen möglich.  Häufig tritt ein kubisch‐flächenzentriertes Gitter bei Alkali‐und Erdalkalimetallen auf.  Für Übergangsmetalle ist aufgrund der gerichteten Bindung zwischen den d‐Orbitalen  auch das raumzentrierte kubische Gitter stabil
• Atomband .siehe Unterlagen
• WBB bei Alkoholen Alkohole haben im Vergleich zu Alkanen ähnlicher Masse einen höheren Siedepunkt.  Erklären kann man dieses mit den Wasserstoffbrücken
• Van‐der‐Waals‐Kräfte MitdenVan‐der‐Waals‐Kräften(van‐der‐Waals‐Wechselwirkungen)bezeichnetman dierelativschwachennicht‐kovalentenWechselwirkungenzwischenAtomenoder Molekülen,derenWechselwirkungsenergiemitetwadersechstenPotenzdes Abstandesabfällt. Allevan‐der‐Waals‐KräftesindimVergleichzurAtombindungundIonenbindung schwacheKräfte,wobeidieDispersionswechselwirkungimAllgemeinender dominierendederdreiBestandteileist
• Säuren und Basen siehe Unterlagen

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