Grundwissen Chemie 9. Jahrgangsstufe 1 Stoffe und ihre

Grundwissen Chemie
9. Jahrgangsstufe
1 Stoffe und ihre Eigenschaften
Stoffe: Gegenstände bzw. Körper bestehen aus Stoffen.
Eine Stoffportion hat ein bestimmtes Volumen und eine bestimmte Masse.
Fest, flüssig und gasförmig sind Zustandsformen von Stoffen, die man als
Aggregationszustände bezeichnet. Welcher Aggregationszustand vorliegt, ist
von der Temperatur und vom Druck abhängig.
Teilchenmodell: Stoffe bestehen aus sehr kleinen, beweglichen Teilchen.
Die Größe der Teilchen und die Masse der Teilchen hängen vom
jeweiligen Stoff ab.
Die Teilchen eines Reinstoffes sind gleich beschaffen.
Stoffsysteme
Heterogene Stoffgemische
Homogene Stoffgemische
Trennung (physikalisch)
Reinstoffe
Chem. Elemente
Bausteine
Edelgase:
z. B. Helium,
Neon
Atome bzw. zweiatomige Moleküle
Metalle:
z. B. Kupfer,
Eisen
best. Nichtmetalle;
H2, N2, O2,
F2, Cl2, Br2, I2
Chem. Verbindungen
Moleküle
Molekulare Stoffe
z. B. H2O
Ionen
Salze
z. B. NaCl
2
2 Chemische Reaktionen
Merkmale:
Stoffumwandlung:
Änderung der Stoffeigenschaften;
Edukte reagieren zu Produkten
Energieumsatz:
Energieaufnahme: endotherme Reaktion
Energieabnahme: exotherme Reaktion
Teilchenebene: es findet eine Umgruppierung von Teilchen statt
Gesetzmäßigkeiten bei chemischen Reaktionen:
Gesetz von der Erhaltung der Masse:
Bei chemischen Reaktionen bleibt die Gesamtmasse der beteiligten Stoffe erhalten.
Gesetz der konstanten Massenverhältnisse:
Zwei Elemente vereinigen sich zu einer bestimmten Verbindung immer im gleichen Massenverhältnis.
Zwei Elemente können unterschiedliche Verbindungen mit jeweils unterschiedlichen
Massenverhältnissen bilden.
Systematik der Stoffänderungen:
Analyse: Zerlegung einer chemischen Verbindung in ihre Elemente
Synthese: Bildung einer chemischen Verbindung aus ihren Elementen.
Energiebeteiligung bei chemischen Reaktionen:
Innere Energie Ei: in Stoffportionen enthaltene Energie;
Reaktionsenergie: ∆Ei = Ei (Produkte) – Ei (Edukte)
Exotherme Reaktion: ∆Ei < 0; Ei (Edukte) > Ei (Produkte)
Endotherme Reaktion: ∆Ei > 0; Ei (Edukte) < Ei (Produkte)
Aktivierungsenergie: erforderlicher Energieaufwand für chemische Reaktionen
Katalysator: Stoff der die Aktivierungsenergie einer Reaktion herabsetzt und sie dadurch beschleunigt.
Der Katalysator wird bei der Reaktion nicht verbraucht.
3 Chemische Symbol- und Formelsprache
Jedes chemische Element wird durch ein Elementsymbol beschrieben. Alle Elemente sind im PSE
aufgelistet.
Molekülformel:gibt die genaue Zusammensetzung (Art und Anzahl der Atome) eines Moleküls an
Verhältnisformel eines Salzes: gibt an, in welchem Anzahlverhältnis die Ionenarten in der Verbindung
enthalten sind.
3
Wertigkeit: Anzahl der H-Atome, die eine Atomart binden oder ersetzen kann.
Aufstellen einer Reaktionsgleichung: z. B. Ammoniaksynthese
Wortgleichung:
Stickstoff
+ Wasserstoff
→ Ammoniak
Reaktionsgleichung:
N2
+ 3H2
→ 2NH3
Bedeutung:
1 Stickstoff- + 3 Wasserstoff- ergeben 2 Ammoniakmoleküle
molelekül
moleküle
Atombilanz:
2 Stickstoff- + 6 Wasserstoff- ergeben 2 Stickstoffatome +
Atome
atome
6 Wasserstoffatome
4 Atombau
Atommodelle: z. B.
Demokrit
kleinste Teilchen
Dalton
Atome,
Moleküle
Rutherford
Kern- HülleModell
Energiestufenmodell
Dimension: ø Kern / ø Hülle = 1 / 105 = ø Stecknadelkopf / Allianz-Arena München
Zeichen:
A = Massenzahl = Nukleonenzahl
12
6
C
Elementsymbol
Z = Ordnungszahl = Kernladungszahl = Protonenzahl
Elementarteilchen:
Elektronen e- (Z, im neutralen Atom)
Protonen p+ (Z)
Neutronen n (A-Z)
Kern:
enthält Protonen und Neutronen (Nukleonen) ;
positiv geladen; Massezentrum
Isotope: gleiche Protonen – und Elektronenzahl; ungleiche Neutronenzahl → ungleiche Massenzahl
Hülle:
enthält Elektronen;
negativ geladen; nahezu keine Masse
Energiestufenmodell: den Elektronen stehen nur bestimmte Energiestufen zur Verfügung; je weiter
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die Elektronen vom Kern entfernt sind, desto energiereicher sind sie.
Elektronenkonfiguration: Kennzeichnung der Energiestufen erfolgt durch Hauptquantenzahlen n (n = 1, 2 … 7)
oder durch Großbuchstaben (K, L, M … Q)
Besetzung der Energiestufen mit maximal 2n 2 Elektronen.
5 Periodensystem der Elemente (PSE)
Aufbau
Elemente sind nach aufsteigender Kernladungszahl geordnet
Gruppen
Gruppen
8. Hauptgruppen
- senkrecht
- Elemente haben gleiche Anzahl
von Valenzelektronen
- ähnliches Reaktionsverhalten
Perioden
- 7 Perioden
- waagrecht
- Elemente haben gleiche
Anzahl von Energiestufen
- unterschiedliches Reaktionsverhalten.
Edelgase:
Edelgase besitzen Edelgaskonfiguration, d. h. sie haben alle - außer Helium (Elektronenduplett) – ein
Elektronenoktett.
Sie sind energetisch stabil und inert
6 Die chemische Bindung
Salze
- sind aus Ionen aufgebaut
- sie besitzen Ionenbindungen: starke elektrostatische Anziehungskräfte zwischen Kation und Anion.
- Salze entstehen bei der Reaktion von Metallatomen mit Nichtmetallatomen;
- Metallatom gibt Elektronen ab → Kation (positiv geladen);
- Nichtmetallatom nimmt Elektronen auf → Anion (negativ geladen)
- → die Ionen besitzen ein Elektronenoktett = Edelgaskonfiguration
- z. B. 2Na + Cl2 → 2Na+ + 2ClKation Anion
Ionengitter: regelmäßige Anordnung von Ionen, die Ionen werden durch die Ionenbindung
zusammengehalten.
Eigenschaften der Salze: z. B. spröde, hohe Smp und Sdp,
in Lösung und Schmelze: leitfähig (Leiter 2. Ordnung aufgrund freibeweglicher Ionen)
Beispiele für Salze: Salze im Meerwasser (NaCl, MgSO 4, CaCl2, KCl)
Mineralsalze – lebenswichtig für Menschen (z. B. NaCl, KCl)
Salze in der Landwirtschaft (z. B. Phosphat- und Nitratsalze in Mineraldüngern)
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Salze als Baustoffe (z. B. Kalk CaCO3, Gips CaSO4)
Salzartige Oxide (z. B. viele Erze, z. B. Eisenoxide)
Molekular gebaute Stoffen
sie besitzen Elektronpaarbindung = Atombindung = kovalente Bindung
sie entstehen bei der Reaktion von Nichtmetallen untereinander;
die Bindung in Molekülen erfolgt durch gemeinsame e —Paare
→ jedes Atom erreicht damit die Edelgaskonfiguration.
z. B. 2H2 + O2 → H2O
Einfachbindung: ein gemeinsames e --Paar
Doppelbindung: zwei gemeinsame e--Paare
Dreifachbindung: drei gemeinsame e --Paare
Valenzstrichformeln: Elektronenformeln, bei denen Elektronenpaare durch einen Strich symbolisiert
werden.
z. B.
H – Cl
nicht bindendes e--Paar (freies e--Paar)
bindendes
e--Paar
(gemeinsames e--Paar)
Beispiele:
Molekular gebaute Oxide (Nichtmetalloxide)
z. B. Oxide von N und S sind Luftschadstoffe
Nichtmetalloxide bilden mit Wasser Säuren
Wasserstoffverbindungen
z. B. Ammoniak: zur Herstellung z. B. von Düngemitteln
Salzsäure (HClaq)
Organische Moleküle
z. B. Methan im Erdöl
Traubenzucker, Proteine, Fette
Metalle
sie besitzen eine Metallbindung: sie wird durch die Anziehung zwischen positiv geladenen
Atomrümpfen und negativ geladenen Elektronen (Elektronengas) bewirkt.
Metalle: erreichen die Edelgaskonfiguration dadurch, dass Metallatome ihre Valenzelektronen
abgegeben
→ positiv geladene Metallatomrümpfe
→ Metallgitter: regelmäßig an Gitterplätzen gebundene positiv geladene Atomrümpfe,
die von negativ gebundenem Elektronengas zusammen gehalten werden
(Elektronengasmodell)
z. B. Mg → Mg2+
+ 2epositiver Atomrumpf
Elektronengas
Eigenschaften der Metalle: z. B. metallischer Glanz, elektrische Leitfähigkeit (Leiter 1. Ordnung),
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Härte, gute Verformbarkeit, gute Wärmeleitfähigkeit
Reaktionsverhalten der Metalle:
Unedle Metalle: z. B. Zn, Fe, Cu;
geben e-- leicht ab, stabile Metallionen, Reaktionen mit z. B. Sauerstoff, Säuren,
Laugen, Wasser.
Edle Metalle:
z. B. Ag, Au, Pt
reaktionsträge, geben e- nur schwer ab, instabile Metallionen
Beispiele: Eisen (Stahlerstellung)
Aluminium (Folien, Fahrzeugbau)
Kupfer (Elektronik)
Blei (Autobatterie, Röntgenschutz)
7 Quantitative Aspekte chemischer Reaktionen
Beschreibung von Stoffportionen:
Masse
m [g]
Volumen
V [l] bzw. [cm3]
Stoffmenge
n [mol]
Teilchenzahl
N
Avogadro-Konstante NA
NA = N/n = 6,022 x 1023 pro mol
Molare Masse
M [g / mol]
M=m/n
Die molare Masse ist die Masse von einem Mol eines Stoffes in Gramm ausgedrückt, d. h. die Masse von
6,022 x 1023 Teilchen.
Molares Volumen
Vm [l / mol]
Vm = V / n
Molares Volumen für Normzustand: Vmn = 22,4 l / mol
d. h. ein Mol eines Gases hat bei Normbedingungen das Volumen von 22,4 l
Atommasse
ma [u]
ein u ist der 12. Teil der Masse des Kohlenstoffisotops 12C
Molekülmasse
mm [u]