Chemie - IMME 2000 ::: Industriemeister 2000
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N NT TG GT Teeiill 11 Naturwissenschaftliche und technische Gesetzmäßigkeiten Chemie ................................................................................................................................................. 2 Atomaufbau.................................................................................................................................. 2 Elektronenkreisbahn..................................................................................................................... 3 Magnesium Atom ..................................................................................................................... 3 Ionen: ....................................................................................................................................... 3 Elektronennegativität: .............................................................................................................. 4 Ioniesierungsenergie: ............................................................................................................... 4 PSE = Periodensystem der Elemente ............................................................................................... 4 Schreibweisen .................................................................................................................................. 5 Ionenbindung............................................................................................................................ 5 Metallverbindungen ................................................................................................................. 5 Warum läßt Stahl sich biegen? ................................................................................................ 6 Atomverbindungen............................................................................................................................... 6 Unpolare Atombindungen [O2 H2 Cl2 ] ................................................................................... 6 Polare Atombindung ................................................................................................................ 7 Wasser .............................................................................................................................................. 8 Oxidation und Reduktion ..................................................................................................................... 8 Säuren und Basen ............................................................................................................................. 9 Basen ................................................................................................................................................ 9 Bildung von Basen ..................................................................................................................... 10 Neutralisation ................................................................................................................................. 10 PH – Wert ...................................................................................................................................... 10 SSeeiittee 11 vvoonn 1100 N NT TG GT Teeiill 11 Chemie Chemie Chemie ist die Lehre von den Stoffen und stofflichen Veränderung Einteilung der Stoffe Stoff: alles was Masse und Volumen besitzt Reinstoff Aus gleichartigen Teilchen aufgebaut verfügen über gleichbleibender Eigenschaften und sind physikalisch nicht trennbar Grundstoffe (Elemente) Chemische Verbinnur aus einer Atomart dungen mehrer AtomFe, H2, O2 arten H2O Co2 Gemenge Enthalten verschiedenartige Teilchen sind trennbar Homogenes Gemenge im Aufbau kein Unterschied erkennbar. Gasgemisch, Benzin Trennung durch Abdampfen, Destillieren, Extrahieren Heterogenes Gemenge Aufbau uneinheitlich Suspension (Milch), Rauch, Beton Trennung durch Sieben, Filtern, Zentriefugieren Atomaufbau Atome sind aufgebaut aus: Elektronen (e) Protonen (p) Neutronen (n) 1 -neg 1 –pos neutral werden auch Elementarteilchen genannt Gewichtseinheit 1u = 1,66057 x 10-24g Jedes Atom besitzt einen positiven Atomkern und negative Elektonenhülle 2 Arten von Kernbausteinen (Nukleonen) e- (Elektronen) kreisen auf bestimmter Kreisbahn und bestimmen das Atomvolumen SSeeiittee 22 vvoonn 1100 N NT TG GT Teeiill 11 Elektronenkreisbahn Mit gleichen Radien bilden Elektronenschalen max. Besetzung mit Elektronen ist 2n² 1. Schale 2 x 1² = 2 2. Schale 2 x 2² = 8 3. Schale 2 x 3² =18 Hat eine Elektronenschale die maximale Besetzung ist sie besonders stabil: Elektronen in der äußersten Schale heißen Valenzelektronen Atome erfahren bei chemischen Reaktionen nur Veränderungen der äußeren Elektronenhülle. Atomkern bleibt unverändert. zur systematischen Erfassung herangezogen. Man reiht Atomarten hinsichtlich der Ordnungszahl. Ordnungszahl = Anzahl der Protonen in Kern Atome derselben Ordnungszahl bilden ein chemisches Element. Anzahl der Nukleonen bildet die Massezahl. Isotope: gleiche Atome die unterschiedliche Neutronenzahlen haben. Beisp. 24,305 Atommasse (Massezahl) Mg Name des Elements Magnesium 12 Ordnungszahl Die Atommasse setzt sich aus der Summe der Neutronen und Elektronen zusammen. Die Kommazahl sagt nur den Durchschnitt auf der Erde der Neutronen (Beisp. „Schweres Wasser“) Die Ordnungszahl gibt die Summe der Protonen an. Magnesium Atom Maximal 8 Atomkern Kreisbahn der Elektronen Auf der Inneren Kreisbahn immer 2 -e Aus leichter lesbaren Gründen wurden die Elektronen verschiedenartig dargestellt. Ionen: Gibt Atom Elektronen ab oder nimmt Elektonen auf, bilden sich elektrisch geladene Teilchen. =Ionen Man unterscheidet zwischen Kationen positiv geladen Anionen negativ geladen Treibkraft für Aufnahme und Abgabe von Elektronen bestimmt die chemische Reaktion von SSeeiittee 33 vvoonn 1100 N NT TG GT Teeiill 11 Elementen. Elektronennegativität: Beschreibt das Bestehen eines Atoms, Valenzelektronen fremde Atome aufzunehmen. Ioniesierungsenergie: Ist die notwendige Energie, die aufgewendet werden muß um ein Atom seine Valenzelektronen zu entreissen. Metalle verfügen über geringe Elektronennegativität und Ioniesierungsenergie Nichtmetalle verfügen über große Elektronennegativität und Ioniesierungsenergie Edelgase verfügen über geringste Elektronennegativität und größte Ioniesierungsenergie PSE = Periodensystem der Elemente Das Periodensystem hat 8 Hauptgruppen I. II. III. IV. V. VI. VII. VIII. Hauptgruppe = Alkalimetalle Hauptgruppe = Erdalkalimetalle (Beryllium Gruppe) Hauptgrußße = Erdmetalle Hauptgruppe = Kohlenstoffgruppe Hauptgruppe = Stickstoffgruppe Hauptgruppe = Sauerstoffgruppe Hautpgruppe = Halogene Hauptgruppe = Edelgase Alle Elemente wollen Edelgasekonfiguration anehmen das heißt sie wollen ihre Atomhülle komplett aufüllen, um so stabil zu sein. groß klein Elektronegativität Ionisierungsenergie E d e l g a s e Optimal groß groß SSeeiittee 44 vvoonn 1100 N NT TG GT Teeiill 11 Schreibweisen Cl Chlor Die Striche um „Cl“ stehen für 1 Elektronenpaar, der Punkt für ein einzelnes Elektron. Es werden immer die letzten Schale auf der die Elektronen ihre Kreisbahn haben dargestellt. In diesem Fall bei Chlor 7 Elektronen statt 17 Elektronen die Chlor hat. Ionenbindung Ionenbindungen entstehen immer bei metalischen Hauptgruppenelementen Hauptgruppe I & Hauptgruppe II Stoffe mit Ionenverbindungen heißen Salze. Sie sind hart und Spröde Ionenverbindung beruht auf Abgabe und Aufnahme von Elektronen. Hexagonales Gitter zeidimensional dargestellt. positv geladen negativ geladen Sprengt sich weg, darum ist Salz spröde und läßt sich nicht biegen Metallverbindungen Metalle verfügen über geringe Elektronegativität und Ionisierungsenergie. Treffen Metallatome aufeinander werden die Valenzatome abgestoßen. Metallkationen sind vor einer negativen Ladungswolke (Elektronengas), diese Wolke hält die Metallkationen zusammen. Positiv geladenes Kupferatom Negativ geladenes Kupferatom Elektronengas SSeeiittee 55 vvoonn 1100 N NT TG GT Teeiill 11 Warum läßt Stahl sich biegen? Das Elektronengas „schmiert“ bzw. hat eine Schutzhülle wo die positiv geladenen Elektronen von den negativ geladenen Elektronen abgeschottet werden, damit läßt sich Stahl verbiegen. Metalle lassen sich gut verformen und sind gute elektrische Leiter. Das Metallgitter wird durch die Verformung nicht zerstört. Atomverbindungen Treffen Atome mit großer Elektronegativität bzw. hoher Ioniesierungsenergie (Nichtmetalle) aufeinander, so erfolgt kein Übergang der Valenzelektronen. Die Bindung erfolgt über gemeinsame Elektronenpaare. Unpolare Atombindungen [O2 H2 Cl2 ] Ohne Ladungsverschiebung Atome besitzten gemeinsame Elektronenpaare die sich beide Bindungspaare in gleicher Weise teilen. Beispiel Wasserstoffatom H2 H H H H SSeeiittee 66 vvoonn 1100 N NT TG GT Teeiill 11 Polare Atombindung Treffen Atome mit ungleich großer Elektronegativität bzw. Ionisierungsenergie aufeinander, so erfolgt kein Übergang der Valenzelektronen, aber eine Ladungsverschiebung der gemeinsamen Elektronenpaare. H F H F HF Man nennt diese Verbindungen auch DiPol Verbindungen vgl. H2O H O H SSeeiittee 77 vvoonn 1100 N NT TG GT Teeiill 11 Wasser Wasser ist eine Dipolverbindung. Wasser hat bei 4°C die größte Dichte, dies ist wichtig für die Wasserlebewesen. 18°C 3°C 4°C Der Sauerstoff ist negativ geladen und der Wasserstoff positiv. Oxidation und Reduktion Ursprünglich: Vereinigung von Sauerstoff mit Elementen. Allgemeine Definition: Entzug von Elektronen aus Atomen Oxidation Sauerstoffaufnahme Elektronenabgabe Oxidationszahl steigt Reduktionsmittel Reduktion Sauerstoffabgabe Elektronenaufnahme Oxidationszahl sinkt Oxidationsmittel Sauerstoff ist ein Oxidationsmittel und wird selbst reduziert. Schwefel ist ein Reduktionsmittel und wird selbst oxidiert. Die Ladung muß auf 0 aufgeghen +4 -2 S + O2 (SO2) Oxidation Reduktion -2 +4 O S -2 O SSeeiittee 88 vvoonn 1100 N NT TG GT Teeiill 11 Säuren und Basen Säuren sind Protonenspender. - geben in wässriger Lösung Wasserstoffionen ab - ein Proton H H +H2O H3O (Hydroniumionen) H2O + HCl H3O + Cl Wasser + Salzsäure Einige Beispiele H2C3O + 2H2O 2H3O + HC03 Mg + 2HCL H2 + MgCl2 Merkmale von Säuren - geben Protonen ab - elektrisch leitend - sie wirken ätzend - schmecken sauer - zersetzt unedle Metalle unter H2 Bildung - färben Indikatoren Bildung: Nichtmetalloxid oder Halogenwasserstoff Verbindung mit H2O 1. P2O5 + 3H2O 2H3 PO4 (Phosphorsäure) 2. HBr + H2O H3O+Br (Bromsäure) Basen Basen sind Protonenfänger, sie nehmen in wässriger Lösung Protonen auf und bilden OH NaOH Na + OH (Hydroxidion) Merkmale: - nehmen Protonen auf - schmecken seifig SSeeiittee 99 vvoonn 1100 N NT TG GT Teeiill 11 Bildung von Basen Metalloxid oder Metall + H2O NaO2 + H2O 2NaOH K + H2O KOH +1/2 H2 Neutralisation Säure + Base H2O + Salz + Wärme NaOH + HCL NaCl + H2O Natronlauge + Salzsäure ergeben Natriumchlorid (Kochsalz) und Wasser PH – Wert Der PH – Wert ist die Hydroniumionkonzentration (H3O) PH = negative dekadische Logaryrthmus der H3O - Konzentration Sauer = 1 Neutral = 7 Basisch = 14 SSeeiittee 1100 vvoonn 1100
