Grundwissen 9. Klasse NTG - humboldt

Grundwissen 9. Klasse NTG
9.1 Qualitative Analysemethoden
•
•
•
•
•
gibt Antwort auf Fragen nach der stofflichen Zusammensetzung
Sauerstoff: Glimmspanprobe
Wasserstoff: Knallgasprobe: 2 H2 + O2 → 2 H2O
Alkalimetall-Kationen: Flammenfärbung (Vorprobe)
Kohlenstoffdioxid: Fällungsreaktion mit Kalkwasser:
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
9.2 Quantitative Aspekte chemischer Reaktionen:
m g 
n=
M  g / mol 
Masse
Stoffmenge n
Volumen
n=
V  l 
VM  l / mol 
n=
N
NA
M lässt sich aus dem Periodensystem ermitteln:
Summe der Atommassen, dazu
die Einheit g/mol
VM = 22,4 [l/mol]
(bei Normbedingungen)
Teilchenzahl
 1 
1 / mol 
NA = 6,022 · 1023 [1/mol]
Vorgehen zur Berechnung stöchiometrischer Aufgaben:
1.
2.
3.
4.
gegebene und gesuchte Größen notieren
Reaktionsgleichung aufstellen
Stoffmengenverhältnis notieren
Gleichung nach gesuchter Größe auflösen und gesuchte Größe
berechnen
9.3 Molekülstruktur und Stoffeigenschaften
Orbitalmodell:
Die Elektronen in der Atomhülle befinden sich in Orbitalen (Ort mit der
höchsten Aufenthaltswahrscheinlichkeit). Die Atomorbitale nehmen je
nach Energiestufe und Schale verschiedene Gestalten an. Orbitale stellen
vereinfacht gesehen Elektronenwolken dar, die mit je maximal zwei
Elektronen besetzt sein können.
Elektronenpaarabstoßungsmodell:
Die negativ geladenen Elektronenwolken stoßen sich gegenseitig ab, so
dass sie den größtmöglichen Abstand zueinander annehmen. Es ergeben
sich folgende Molekülgestalten:
Bindungen
4 Einfachbindungen
Struktur
Beispiel
Tetraeder
H
C
H
H
H
CH4
3 Einfachbindungen, 1
freies Elektronenpaar
pyramidal
N
H
H
2 Einfachbindungen, 2
freie Elektronenpaare
gewinkelt
1 Einfachbindung, 3
freie Elektronenpaare
2 Doppelbindungen
linear
O
H2O
linear
H
NH3
H
H
HF
CO2
H
O
F
C
O
Elektronegativität:
Unter der Elektronegativität versteht man die Fähigkeit eines Atoms, die
Elektronen innerhalb einer Elektronenpaarbindung an sich zu ziehen.
Zwischenmolekulare Kräfte:
•
van-der-Waals-Wechselwirkungen:
zwischen unpolaren Molekülen; beruhen auf spontanen und
induzierten Dipolen; schwache Wechselwirkungen
•
Dipol-Dipol-Wechselwirkungen:
zwischen Dipol-Molekülen oder zwischen Dipol-Molekülen und Ionen;
relativ starke Wechselwirkung
•
Wasserstoffbrücken: Voraussetzungen: eine stark polare Bindung und ein stark
elektronegatives Atom mit mindestens einem freien Elektronenpaar (z.B. H2O)
9.4 Protonenübergänge
Säuren und saure Lösungen:
Definition nach Brönsted: Säuren sind Verbindungen, die Wasserstoff-Ionen
abspalten können (Protonendonatoren). Es bleibt ein Säurerest-Anion zurück.
Saure Lösungen entstehen, wenn eine Säure ein Proton an ein Wassermolekül
überträgt. Es entstehen ein Oxonium-Ion (H3O+) und ein Säurerest-Anion.
Basen und alkalische Lösungen:
Definition nach Brönsted: Basen sind Verbindungen, die Wasserstoff-Ionen
aufnehmen können (Protonenakzeptoren).
Alkalische Lösungen sind wässrige Lösungen, die Hydroxid-Ionen (OH-) enthalten.
Säure-Base-Reaktionen:
Säure-Base-Reaktionen sind Protonenübertragungsreaktionen (Protolysen). Sie
laufen nach dem Donator-Akzeptor-Prinzip ab: Protonen werden von Säure-Teilchen
auf Base-Teilchen übertragen.
Ampholyte:
Stoffe, die sowohl als Protonendonator (Säure) als auch als Protonenakzeptor (Base)
wirken können;
z.B. H2O → OH- + H+
H2O + H+ → H3O+
Neutralisation:
Reaktion zwischen einer Säure und einer Base zu einer neutralen Lösung.
Allgemein: Säure + Base → Wasser + Salz
Beispiel: HCl + NaOH → H2O + NaCl
Indikatoren:
Stoffe, die durch ihre Farbe anzeigen, ob Lösungen sauer, alkalisch oder neutral
sind. z.B.:
Lackmus: sauer: rot; neutral: violett; alkalisch: blau
Phenolphthalein: sauer: farblos; neutral: farblos; alkalisch: pink
pH-Wert:
Der pH-Wert ist ein Maß für den Gehalt einer Lösung an Oxonium-Ionen und
Hydroxid-Ionen. Er gibt damit die Stärke der sauren bzw. alkalischen Lösung an.
1-6: sauer
7: neutral
8-14: alkalisch
Stoffmengenkonzentration:
n( X )
V (X )
Titration:
c( X ) =
Einheit:
mol
l
Methode zur Ermittlung der Stoffmengenkonzentration. Dabei tropft man eine
Maßlösung genau bekannter Konzentration zu einem bestimmten Volumen an
Probelösung bis ein Indikator umschlägt.
Die wichtigsten Säuren und Basen:
Säuren:
NAME
FORMEL
SÄUREREST
NAME
Salzsäure
HCl
Cl-
Chlorid-Ion
Schwefelsäure
H2SO4
HSO4-
Hydrogensulfat-Ion
SO42-
Sulfat-Ion
H2PO4-
Dihydrogenphosphat-Ion
HPO42-
Hydrogenphosphat-Ion
PO43-
Phosphat-Ion
NO3-
Nitrat-Ion
Phosphorsäure
H3PO4
Salpetersäure
HNO3
Basen:
Ammoniak
NH3
Natronlauge
NaOH
Kalilauge
KOH
Kalkwasser (Calciumhydroxid)
Ca(OH)2
9.5 Elektronenübergänge
Redoxreaktionen:
Redoxreaktionen sind Elektronenübertragungsreakionen. Sie laufen nach dem
Donator-Akzeptor-Prinzip ab:
• Oxidation: Abgabe von Elektronen; die Oxidationszahl wird erhöht
• Reduktion: Aufnahme von Elektronen; die Oxidationszahl wird erniedrigt
• Oxidationsmittel: Elektronenakzeptor
• Reduktionsmittel: Elektronendonator
z.B.
Oxidation
Reduktionsmittel: Fe
2 Fe+ 3 Br2 → 2 FeBr3
Reduktion
Oxidationsmittel: Br2
Oxidationszahl:
Oxidationszahlen sind gedachte Ladungszahlen, die Atomen in Elementen,
Verbindungen und Ionen zugeordnet werden. Zur Bestimmung der Oxidationszahlen
werden die Bindungselektronen dem elektronegativeren Bindungspartner
zugeschrieben.
Elektrolyse:
Elektronlysen sind elektrisch erzwungene, endotherme Redoxreaktionen.
• Voraussetzung: geschlossener Stromkreis: in den Kabeln fließen Elektronen, in
der Lösung oder in der Schmelze findet Ionenwanderung statt
• Kationen wandern zur Kathode (Minus-Pol) und werden dort reduziert.
• Anionen wandern zu Anode (Plus-Pol) und werden dort oxidiert.
Galvanische Elemente:
Eine Zusammenstellung aus zwei verschiedenen, räumlich getrennten
Redoxsystemen nennt man Galvanisches Element. Galvanische Elemente
verwandeln chemische Energie in elektrische Energie.