Grundwissen 9 - gym

Grundwissen 9. Klasse ( G 8 )
Qualitative Analyse
Nachweisverfahren
Fällungsreaktionen
Ag Cl
Ag Cl
Flammenfärbung
Natrium gelb
Farbreaktionen
Jodstärke
Gase
CO2 / H2 / O2
Alle wichtigen Größen
Größe
n
N
NA
m
ma
M
V
VM
Name
Stoffmenge
Teilchenzahl
Avogadrokonstante
Masse
Masse Atom
Molare Masse
Volumen
Molares Volumen
Einheit
mol
--1 / mol
g
u
g / mol
l oder cm3
l / mol
Berechnung/ Wert
n = N/NA = m/M = V/VM
N = n NA
NA = 6,022* 10 23 1/ mol
m= n M = ma N
ma = m/ N
M=m/n
V=m/ρ
Vm = V / n
Stöchiometrische Aufgaben
5 g Zinkpulver reagieren mit Salzsäure (Wasserstoffchlorid) zu Zink(II)chlorid und
Wasserstoff.
 Berechne die Masse Zinkchlorid, die dabei entsteht.
 Wie viel Liter Wasserstoff entstehen dabei unter Normalbedingungen?
 Wie viele Wasserstoffchloridmoleküle reagieren dabei mit Zink?
Die Gleichung
2HCl
Stoffmengenverhältnis
( mol )
2
+
Zn
H2
1
1
+
ZnCl2
1
Stoffmengen
n Zinkchlorid = n Zink
n Zink = m / M = 5 g / 65 g / mol = 0,075 mol
n Zinkchlorid = 0,075 g
Masse Zinkchlorid
m = n M = 0,075 mol 136 g / mol = 10,2 g
Volumen H2
V = n mol VM l / mol = 0,075 mol 22,4 l / mol = 1,68 l
n (HCl) = 2n Zn
Teilchenzahl HCl
N = n( HCl) mol NA 1/ mol = 0,15 * 6,022 10 23= 9 * 10
22
Reaktionsenergie: Die Änderung der inneren Energie Ei bei einer chemischen Reaktion
entspricht bei konstantem Druck der Reaktionswärme Q. Dafür kann man auch E R , also
Reaktionsenergie schreiben.
2 HgO
2 Hg + O2
ER = + 181 KJ endotherm
Mg + 2 HCl
4 H2 + MgCl2
ER =
460 KJ exotherm
Molare Bildungsenergie: Die Molare Bildungsenergie E B ist die Wärmeänderung., die
bei der Bildung von einem Mol einer Verbindung aus den Elementen auftritt.
H2 g
1/2 O2 g
H2 O l
EB =
286 KJ / mol
+
Gitterenergie: Die Gitterenergie ist die ( molare ) Bindungsenergie eines Ionenkristalls.
Sie wird bei der Bildung eines Kristalls aus vorher isolierten Ionen frei. Sie muss bei der
Hydratisierung überwunden werden.
Der Bau von Molekülen
Orbitale : Das Orbital ist ein Bereich, in dem sich das Elektron mit größter
Wahrscheinlichkeit befindet. In einem Orbital befinden sich maximal zwei Elektronen.
VSEPR : Die Elektronenpaare(wolken) stoßen sich dabei ab. Sie ordnen sich in möglichst
großer Entfernung von einander an. Nichtbindende brauchen dabei etwas mehr Raum.
Orbitale von zwei Elektronen- Orbitale von drei Elektronenpaaren
paaren
H-H
SO3
linear
Ecken eines gleichseitigen
Dreiecks
Orbitale von vier Elektronenpaaren
CH4 oder NH3
Ecken eines Tetraeders
Elektronegativität: Elektronegativität ist die Fähigkeit eines Atoms, die Elektronen
innerhalb einer Elektronenpaarbindung ( Atombindung ) an sich zu ziehen.
Polare Atombindung: Bei der polaren Atombindung ist das bindende Elektronenpaar zum
elektronegativeren Atom verschoben. Es bildet sich dabei ein Dipol.
Dipol: Dipole sind nach außen ungeladene Moleküle, bei denen die Ladungsschwerpunkte
( pos und neg. Partialladung ) im Molekül nicht zusammenfallen. Sie besitzen einen positiven
und negativen Pol.
δ
+
Beispiel:
H
Erkennen von Dipolen: Beispiel
1.
2.
3.
4.
Cl
δ
Das Molekül ist aus drei Atomen(H)um ein Zentralatom(N) aufgebaut.
Es liegen polare Atombindungen vor
H
Das Zentralatom hat ein freies Elektronenpaar.
Das Molekül ist gewinkelt gebaut.
Dipol.
H
N
H
Wasserstoffbrückenbindungen:
Die Wasserstoffbrückenbindung ist eine besonders starke Form der zwischenmolekularen
Kräfte. Sie entsteht zwischen einem starke positiv polarisierten Wasserstoffatom und einem
stark negativ polarisierten Atom ( besonders stark bei Fluor, Sauerstoff, Stickstoff und
Chlor)
Säuren und Basen
Der pH-Wert ist ein Maß für die Konzentration an Oxoniumionen in einer wässrigen
Lösung.
pH
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12 13 14
sauer
neutral
basisch
Der pH- Wert ist ein Maß für den sauren, neutralen oder basischen Charakter einer
wässrigen Lösung. Saure Lösungen zeigen einen pH-Wert <7 und basische Lösungen einen
pH-Wert >7.
Beönsted –Säure- Base Begriff:
Säuren sind Protonendonatoren
Beispiel:
H+
Protonenübergang
HCl
NH4 + + Cl
Basen sind Protonenakzeptoren
NH3
Neutralisation: Bei den Reaktionen zwischen Säuren und Laugen (Neutralisation)
entstehen (Wasser) und Salz:
Oder:
HCl + NaOH
Na + + Cl + H2O
Ampholyt: Ein Amphlyt kann als Säure und Base reagieren. Beispiel Wasser
Beispielaufgabe: Säure-Base - Titration
20 ml einer Salzsäure unbekannter Stoffmengenkonzentration werden mit 15 ml
Natronlauge c = 0,2 mol/ l bis zum Neutralpunkt titriert.
Berechne die Stoffmengenkonzentration der Salzsäure!
-
Gleichung: HCl + NaOH
Na + + Cl
+ H2O
Stoffmengenverhältnis: n HCl = n NaOH
Stoffmenge Natronlauge verbraucht: n = c (mol/l) * V(l) = 3 * 10 -3 mol
Stoffemenge Salzsäure = 3 * 10 -3 mol
StoffmengenkonzentrationHCl : c = n / V (mol/l) = 3 * 10 -3 (mol)/ 0,02(l) = 0,15mol/l
Wichtige Säuren
Name
Salzsäure
Formel
HCl aq
und
Laugen
Name
Natronlauge
Formel
NaOH
Schwefelsäure
H2 SO 4
Kalilauge
KOH
Salpetersäure
HNO 3
Calciumhydroxid
Kalkwasser
Ca(OH)2
Kohlensäure
H2CO3
Der Redoxbegriff
Oxidation: Elektronenabgabe
Zn
Zn 2+ + 2e
Reduktion: Elektronenaufnahme
Cl2 + 2e
2Cl-
Reduktionsmittel: Elektronendonator (Zn)
Oxidationsmittel: Elektronenakzeptor (Cl
)
2
Die Redoxreaktion
Elektronenakzeptor.
ist
ein
Elektronenübergang
vom
Elektronendonator
-
2e
Zn
+
Cl2
Zn 2+
+
2Cl-
Wichtiges Oxidationsmittel: Kaliumpermanganat KMnO4
Wichtiges Reduktionsmittel: Kohlenstoff oder
Na2 SO3 (Natriumsulfit.)
Regeln zum Aufstellen einer Redoxgleichung:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Edukte und Produkte der Teilgleichungen notieren
Bestimmung der Oxidationszahlen von Ox- u. Redmittel
Elektronenübergang bestimmen
Ladungsausgleich mit Hydroxoniumionen oder Hydroxidionen
Ausgleich der Atombilanz mit Wassermolekülen, wenn nötig
Ausgleich der Elektronenzahlen der Oxidations- und Reduktionsgleichung
Bildung der Summengleichung.
Bildung einer Stoffgleichung
zum