Grundlagen

Grundlagen
Maximilian Ernestus
Waldorfschule Saarbrücken
2008/2009
Inhaltsverzeichnis
1 Chemische Elemente
2
2 Das Teilchenmodell
3
3 Mischungen und Trennverfahren
4
4 Grundgesetze chemischer Reaktionen
5
5 Die Atomhypothese von Dalton
6
6 Stoffmenge und Teilchenzahl
7
7 Das Gesetz von Avogadro
8
8 Das Periodensystem der Elemente(PSE)
9
9 Das Atommodell von Rutherford
10
10 Das Schalenmodell der Elektronenhülle (1913)
10.1 Die erste 18 Elemente im Schalenmodell . . . . . . . . . . . . . . . . . .
11
11
11 Die Atombindung
11.1 Oktettregel . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
11.2 Doppel – und Dreifachbindungen . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
13
13
14
12 Moleküle als Dipole
15
13 Die Ionenbindung
13.1 Überprüfung der Leitfähigkeit von Wasser, festem Kochsalz
salzlösung . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
13.2 Wie sind „Na” und „Cl” miteinander verbunden? . . . . . .
13.3 Was passiert, wenn ein N aCl-Kristall in Wasser löst? . . . .
13.4 Elektrolyse von Kupferchlorid-Lösung . . . . . . . . . . . . .
13.5 Formeln von Ionenverbindungen . . . . . . . . . . . . . . . .
16
1
und
. . .
. . .
. . .
. . .
. . .
Koch. . . .
. . . .
. . . .
. . . .
. . . .
16
16
17
17
18
Kapitel 1
Chemische Elemente
2
Kapitel 2
Das Teilchenmodell
3
Kapitel 3
Mischungen und Trennverfahren
4
Kapitel 4
Grundgesetze chemischer
Reaktionen
5
Kapitel 5
Die Atomhypothese von Dalton
6
Kapitel 6
Stoffmenge und Teilchenzahl
7
Kapitel 7
Das Gesetz von Avogadro
(1776-1856)
8
Kapitel 8
Das Periodensystem der
Elemente(PSE)
9
Kapitel 9
Das Atommodell von Rutherford
(1911)
Aussagen des Kern-Hülle-Modells: Im Zentrum jeden Atoms befindet sich ein winziger,
schwerer, positiv geladener Kern. Er enthält über 99,9% der Masse des Atoms, ist aber
10.000 mal kleiner als das ganze Atom. Der Atomkern ist von einer Hülle umgeben, in
der sich negativ geladene, fast masselose Elektronen befinden. Ein Atom ist insgesamt
elektrisch neutral, da sich die positiven Ladungen des Kerns und die negativen Ladungen
der Hülle ausgleichen.
Abbildung 9.1: Elektronen und Protonen in einem Atom
10
Kapitel 10
Das Schalenmodell der
Elektronenhülle (1913)
Abbildung 10.1: Schalenmodell
Insgesamt gibt es 7 Schalen. Die Anzahl der Elektronen in einer Schale errechnet sich
aus folgender Formel:
f (x) = 2x2
Die jeweils äußere Schale kann höchstens 8 Elektronen aufnehmen.
10.1
Die erste 18 Elemente im Schalenmodell
Im Periodensystem der Elemente sind die Elemente sortiert nach
• steigender Protonenzahl (=Ordnungszahl)
• Hauptgruppen (=Elemente mit derselben Anzahl an Außenelektronen)
• Perioden (=Elemente mit derselben Anzahl an Schalen)
11
(10.1)
I
II
III
IV
V
VI
VIII
VII
- 2p+
1p+ -
- 3p+ - -
-
-
- - 4p+ - -
-
-
- - 11p+ - -
-
-
-
- - - 12p+ - -
-
-
-
-
-
-
-
-
-
- - 7p+ - -
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
- - - 13p+ - -
-
- - 6p+ - -
- - 5p+ - -
-
-
-
-
-
-
- - - 14p+ - - -
-
--
-
- - - 15p+ - - -
-
-
-
--
-
-
-
-
- - 9p+ - -
- - 8p+ - -
--
-
- - - 16p+ - - -
-
-
-
-
-
-
-
-
-
- - 10p+ - -
-
- - - 17p+ - - -
-
--
-
-
-
-
- - - 18p+ - - -
-
-
-
-
Abbildung 10.2: Die erste 18 Elemente im Schalenmodell
Atome mit einer voll besetzten Außenschale sind besonders stabil. Alle
Edelgase (VIII. Hauptgruppe) sind wegen ihrer voll besetzten Außenschale stabil und reaktionsträge.
Kurzschreibweise nach Fischer:
.
.
Be .
.
C.
.
..
.
.
F.
..
Jeder . ist ein Außenelektron; zwei Außenelektronen sind ein –.
12
Kapitel 11
Die Atombindung
Wenn sich zwei oder mehrere Atome über eine Atombindung miteinander verbinden,
entsteht ein Molekül. Die meisten Stoffe, die bei Raumtemperatur flüssig oder gasförmig
sind, bestehen aus Molekülen. Manche Moleküle sind nur aus einem Element aufgebaut
(z.B. Sauerstoff O2 , Wasserstoff H2 ), die meisten Moleküle sind aus zwei oder mehr Elementen Aufgebaut. Meistens sind dies Nichtmetalle.
Wie funktioniert die Atombindung? Die beiden Außenelektronen der H-Atome über-
1p+ -
H.
1p+ -- 1p+
1p+ -
.H
H. .H
H H
Abbildung 11.1: Zwei Wasserstoffatome verbinden sich.
lagern sich. Es bildet sich ein gemeinsames Elektronenpaar. Dadurch werden die Atome
im Molekül fest zusammen gehalten; die äußere Schale beider Atome ist voll und stabil.
11.1
Oktettregel
In einem Molekül werden so viele gemeinsame Elektronenpaare gebildet, bis jedes Atom
ebensoviele Außenelektronen erhält wie ein Edelgasatom (Also in der Regel acht, bei nur
einer Schale zwei).
Die Bindungswertigkeit gibt die Anzahl der gemeinsamen Elektronenpaare an (sie ist
gleich der Anzahl der Bindungsstriche, die in einer Strukturformel von einem Atom ausgehen.)
C-Atom: Bindungswertigkeit 4
N -Atom: Bindungswertigkeit 3
H-Atom: Bindungswertigkeit 1
13
O-Atom: Bindungswertigkeit 2
11.2
Doppel – und Dreifachbindungen
Atome können auch zwei oder drei gemeinsame Elektronenpaare bilden, z.B.
O
.
.
+
O2
O
+
.
.
.
.
.
.
O2
Sauerstoffmolekül
.
N
.
.
.
.
N
N
.
N N
..
. .
. .
N
N2
Abbildung 11.2: Sauerstoff und Stickstoff bilden mit sich selbst Mehrfachbindungen
14
Kapitel 12
Moleküle als Dipole
Im Wasserstoffmolekül (H2 ) sind die Ladungen symmetrisch verteilt, da beide Elektronen
gleichstark von den Atomkernen angezogen werden. Es bilden sich keine nach außen
wirkenden elektrischen Pole. Deshalb spricht man von einer unpolaren Bindung. Alle
Moleküle, die aus zwei gleichen Atomen bestehen verhalten sich ebenso. Bei Molekülen
aus unterschiedlichen Atomen können die Ladungen dagegen ungleich verteilt sein.
δ-
H .. O
..
H
δ-
H .. O
..
H
H
δ
+
H
H
δ
+
H
Abbildung 12.1: Beispiel 1: Sauerstoff verbindet sich mit zwei Waserstoffatomen
δ
-+
-
δ-
-
-
1p+ - - - 17p+ - - -
-
-
-
δ-
-
δ
-- - - 17p+ - - 1p+ -
+
δ
H
+
δ
Cl
-
-
-
-
-
δ
H
+
δCl
Abbildung 12.2: Beispiel 2: Sauerstoff verbindet sich mit einem Chloratom
Die Bindungselektronen werden von den 17 Protonen (p+ ) im Cl-Kern stärker angezogen als von dem 1p+ im H-Kern. Folge: Ladungsunterschiede.
Ein solches Molekül mit einer polaren Bindung ist ein eletrischer Dipol. Die unterschiedlichen Anziehungskräfte auf die Bindungselektronen nennt man Elektronegativität (EN).
Je größer die Elektronegativität zwischen zwei Elementen ist, desto polarer ist das Molekül.
15
Kapitel 13
Die Ionenbindung
Die Ionenbindung kommt vor zwischen Metallen und Nichtmetallen.
13.1
Überprüfung der Leitfähigkeit von Wasser, festem Kochsalz und Kochsalzlösung
Durchführung: Wir bauten einen Stromkreis mit einer Spannungsquelle und einer
Birne. Wir unterbrachen den Stromkreis einmal durch Wasser, durch Kochsalz und durch
Kochsalzlösung. Das Wasser und das Kochsalz ließen keinen Spannungsausgleich zu; die
Birne brannte nicht. Durch die Kochsalzlösung konnte die Spannungausgeglichen werden;
das Birnchen leuchtete.
Ergebnis: Da die N aCl Kristalle den elektrischen Strom nicht leiten und auch das
Lösungsmittel Wasser nicht für die Leitfähigkeit verantwortlich ist, muss das N aCl beim
Lösungsvorgang in elektrisch geladene Teilchen zerfallen. Diese heißen Ionen. Positiv
geladene Ionen heißen Kationen, negativ geladene Ionen heißen Anionen.
13.2
Wie sind „Na” und „Cl” miteinander verbunden?
Wenn die Elektronegativität (EN) zwischen den Atomen von zwei Elementen sehr hoch
ist, dann ist keine Atombindung mehr möglich. Folge: es werden zwischen Metall – und
Nichtmetallen Elektronen übertragen. Dadurch entstehen Ionen mit einer Elektronenverteilung wie das nächststehende Edelgas. Kochsalz (N aCl) ist eine Ionenverbindung, die
aus N a+ – und Cl− -Ionen besteht, die sich gegenseitig fest anziehen. So entsteht eine
feste chemische Bindung. Dabei entsteht ein Kristallgitter.
Beispiele für Kationen:
3+
M g 2+ ,
Al
N a+ (Natrium-Ion),
| {z }
|
{z
}
alle Elemente I. Hgr. +
Beispiele für Anionen:
Cl− (Chlorid-Ion),
|
{z
}
| {z }
II. Hgr.
2+
III. Hgr.
2−
O
| {z }
alle VII. Hgr. 1e− VI. Hgr.
Alle Nichtmetalle bilden Anionen.
16
3+
-
-
- - 11p+ - -
Na
-
-
- - - 17p+ - - -
-
-
-
--
-
-
-
-
-
+
Cl
-
-
Cl: 17p+
18e-
Na: 11p+
10eNa Cl
Abbildung 13.1: Das N a Atom gibt ein Elektron an das Cl Atom
Was passiert, wenn ein N aCl-Kristall in Wasser
löst?
H
13.3
H
Cl
Na
H
H
H
Na
H
Na
Cl
Na
H
H
H
H
Cl
H
H
H
Na
Cl
H
H
Cl
Na
H
H
Cl
H
Na
Cl
H
H
Abbildung 13.2: N aCl gelöst in Wasser
Die Ionen werden durch die polaren Wassermoleküle aus dem Kristall herausgefiltert;
das Salz löst sich auf.
13.4
Elektrolyse von Kupferchlorid-Lösung
-
+
Cu
Beobachtung: An der Anode (+Pol): Gasentwicklung; Geruch nach Chlor
An Der Kathode (-Pol): Abscheidung eines rot-glänzenden metallischen Feststoffs (Kupfer).
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Ergebnis: An der Kathode (-Pol) nimmt das Cu2+ -Ion zwei Elektronen auf:
Cu2+ + 2e− −→ Cu; es entsteht elemtares Kupfer.
An der Anode (+Pol) gibt das Cl− -Ion ein Elektron ab:
Cl− −→ Cl2 + 2e− ; zwei Cl-Atome können sich zu dem molekularen Chlorgas Cl2 verbinden.
Cu2+
Gesamtgleichung:
2Cl−
Cu2+
13.5
−
///////
+2e
2Cl−
−→ Cu
−→ Cl2
−
///////
+2e
−→ Cu
Cl2
Formeln von Ionenverbindungen
Ionenverbindungen sind nach außen elektrisch neutral, sie müssen also nach außen so
viele positive wie negative Ladungen haben:
(1)N a+ + (1)Cl− −→ N a(1) Cl(1) Natriumchlorid
(1)M g 2+ + 2Cl− −→ M g(1) Cl2 Magnesiumchlorid
2Al3+ + 3O2− −→ Al2 O3 Aluminiumoxid
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