Grundwissen Chemie

Grundwissen Chemie - 9 Klasse NTG
Thema
Inhalt
Analytik
Untersuchung chemischer Stoffe in einer Probe:
Qualitative Analyse:
Stoffliche Zusammensetzung (was?)
Flammenfärbung
Fällungsreaktionen
Nachweis
molekularer Stoffe
Masse ma
Molekülmasse
Formelmasse
Teilchenzahl N
Quantitative Analyse:
Substanzmenge eines Stoffes
(Wieviel?)
 Nachweisreaktionen
 Berechnungen
Nachweis von Metallkationen durch charakteristische Farbe der Flamme (Anregung
von Elektronen durch Zuführung thermischer Energie  höheres Energieniveau
 Zurückfallen in den Grundzustand  Lichtemission
Reaktionen, bei denen Ionen ein schwer lösliches Salz bilden, das als Niederschlag
(NS) ausfällt ()
Nachweis für ...
 Halogenid-Ionen mit Silbernitrat-Lösung
z.B. NaCl (aq) + AgNO3 (aq)
 AgCl (s)  + NaNO3 (aq)
 Carbonat-Ionen mit Calciumhydroxid-Lösung
z.B. Na2 CO3(aq) + Ca(OH)2 (aq)
 CaCO3  (aq) + 2 NaOH(aq)
Nachweis für ...
 Iod / Stärke durch die Iod-Stärke-Reaktion = Lugol´sche Lösung
(Farbreaktion)
 Kohlenstoffdioxid mit Calciumhydroxid-Lösung
CO2(g)
+ H2O (l)

H2CO3 (aq)
H2CO3 (aq) + Ca(OH)2 (aq)
 CaCO3 (s) + 2 H2O(l)
 Sauerstoff mit der Glimmspanprobe
 Wasserstoff mit der Knallgasprobe
 Wasser mit wasserfreiem Kupfersulfat (weiß  blau)
Die Masse eines Atoms. Die Masse eines Atoms ist unvorstellbar klein (z.B. wiegt
ein Wasserstoff-Atom ca. 1,661 . 10-24 g)
 handlichere Zahlenwerte durch Einführung der atomare Masseneinheit m a mit
der Einheit [u] (unit): 1u = 1,661 * 10-24g  ma(H) = 1u
Die Massenzahl im PSE gibt die relative Atommasse des betreffenden Elements in
Unit an. Beispiel: ma (C) = 12 u
Summe aller Atommassen in einem Molekül
Die Masse der kleinsten Einheit eines Salzgitters, errechnet aus der
Verhältnisformel des Salzes, da hier Ionenverbände und keine Moleküle vorliegen
Die Anzahl an den jeweils kleinsten Teilchen einer Stoffportion (Atome, Moleküle
oder Ionen)
Einheiten: m [g]
ma [u], muss aber hier in [g] umgerechnet werden!!!
Stoffmenge n
Einheit Mol, Einheitszeichen [mol]
Die Stoffmenge 1 mol ist die Stoffportion, die 6,022 . 1023 Teilchen enthält:
Avogadrokonstante NA = 6,022 . 1023 Teilchen . 1/mol
Einheit (NA):
Molare Masse M
Molares Volumen
Vm
Molekülstruktur
Elektronenpaarbindung
Lewis-Schreibweise
Elektronenpaarabstoßungsmodell
(EPA = VSEPR)
Elektronegativität
Polare
Elektronenpaarbindung
Masse der Stoffmenge 1 mol eines Stoffes X; Einheit [g/mol] n [mol]
(Die Masse eines Teilchens in Unit hat den gleichen Zahlenwert wie die Masse von
6,022 .1023 Teilchen in Gramm)
Satz von Avogadro: "Gleiche Volumina verschiedener Gase enthalten bei gleichem
Druck und gleicher Temperatur gleich viele Teilchen"
Vm = das Volumen, das 1 mol eines Gases einnimmt.
Normbedingungen (0°C, 1 bar): Vm beträgt bei allen Gasen 22,4 L/mol
Standardbedingungen (25°C, 1 bar): Vm beträgt bei allen Gasen 24 L/mol
Vm = V/n [Einheiten: L/mol]
Molekülgeometrie: räumliche Anordnung von Atomen oder Atomgruppen in einem
Molekül
= Atombindung (echte chemische Bindung): Atome binden miteinander, indem sie
Valenzelektronen der äußersten Energiestufe gemeinsam benutzen  Erreichen
der Edelgaskonfiguration. Bindungsart der Nichtmetallatome  Moleküle
= Valenzstrichformel: Ein Strich zwischen zwei Atomen stellt das gemeinsam
benutzte Elektronenpaar dar und somit die Elektronenpaarbindung
Zwei Atome durch ...
 eine Elektronenpaarbindung miteinander verbunden = Einfachbindung
 zwei Elektronenpaarbindungen miteinander verbunden = Doppelbindung
 drei Elektronenpaarbindungen miteinander verbunden = Dreifachbindung
Freie Elektronenpaare (= nicht an der Bindung beteiligt) werden ebenfalls als Strich
dargestellt, jedoch nur dem jeweiligen Atom zugeordnet.
Modell zur Ermittlung des räumlichen Baus von Molekülen: Bindende und
nichtbindende Elektronenpaare werden so um die Atome eines Moleküls
angeordnet, dass sie im größtmöglichen Abstand zueinander stehen (Nichtbindende Elektronenpaare benötigen mehr Platz als Bindende die
Bindungswinkel zwischen den bindenden Elektronenpaaren [EP] werden kleiner)
Beispiele:
 Methan (CH4) : 4 bindende EP  Tetraeder
 Ammoniak (NH3): 3 bindende und 1 nichtbindendes EP  trigonale
Pyramide
 Wasser (H2O): 2 bindende und 2 nichtbindende EP  gewinkeltes Molekül
Maß, wie stark ein Atom Bindungselektronen an sich zieht
 steigt innerhalb einer Periode von links nach rechts

steigt innerhalb einer Hauptgruppe von unten nach oben
 elektronegativstes Element: Fluor
Sind in einem Molekül Atome unterschiedlicher Elektronegativität (EN)
miteinander verbunden, ist das bindende Elektronenpaar stärker zum
elektronegativeren Atom verschoben polare Bindung: Das elektronegativere
Dipol
Unpolares Molekül
Zwischenmolekulare Kräfte
Van der WaalsWechselwirkungen
Dipol-DipolWechselwirkungen
Wasserstoffbrücken
Stoffeigenschaften
Atom hat eine negative Partialladung (δ-), das elektropositivere Atom hat eine
positive Partialladung (δ+)
Polares Molekül, bei welchem die Ladungsschwerpunkte nicht symmetrisch
verteilt sind, d.h. die Ladungsverschiebungen im Molekül heben sich nicht auf (z.B.
HF, H2O, NH3).
Moleküle ohne polare Elektronenpaarbindungen oder Moleküle mit polaren
Elektronenpaarbindungen, bei denen die Ladungsschwerpunkte symmetrisch
verteilt sind (z.B. CH4, CO2).
= intermolekulare Wechselwirkungen: Elektrostatische Anziehungskräfte zwischen
Molekülen.
Man unterscheidet u.a.: Van der Waals- und Dipol-Dipol- Wechselwirkungen sowie
Wasserstoffbrücken
 Wirken zwischen unpolaren Molekülen als Folge der Bildung von
induzierten Dipolen
 schwächste zwischenmolekulare Wechselwirkung
Anziehungskräfte zwischen Dipolen


Herrschen zwischen (mindestens) zwei Dipolmolekülen
Wasserstoffbrücken ergeben sich zwischen der Anziehung eines positiv
polarisierten H-Atom und eines negativ polarisierten Atoms zweier
Dipolmoleküle.
δ+ δδ+ δ..............
Beispiel: H _ F ........ H _ F
= Wasserstoffbrücke
 Ergeben sich aus den zwischenmolekularen Wechselwirkungen eines
Teilchenverbands
Protolysereaktionen Reaktionen, bei welchen Proton(en) von einer Säure auf eine Base übertragen
werden
(Brönsted-)Säuren
= Protonendonatoren; geben Protonen (= H+-Ionen) ab
(Brönsted-)Basen
= Protonenakzeptoren; nehmen Protonen auf
Wichtige Säuren
Name des SäurerestsSäure
Formel Säurerest(e)
und ihre SäurerestIons
Ionen
Salzsäure
HCl
Cl
Chlorid
HSO4
Hydrogensulfat
Schwefelsäure
H2SO4
2SO4
Sulfat
SchwefelwasserstoffHS
Hydrogensulfid
H2S
säure
S2Sulfid
HCO3
Hydrogencarbonat
Kohlensäure
H2CO3
2CO3
Carbonat
H2PO4
Dihydrogenphosphat
Phosphorsäure
H3PO4
HPO42Hydrogenphosphat
3PO4
Phosphat
Salpetersäure
HNO3
NO3
Nitrat
Ampholyte
Stoffe, die je nach Reaktionspartner als Säure oder als Base reagieren können
Korresponierendes
Säure-Base-Paar
Saure Lösungen
Alkalische Lösung
Indikatoren
Säure-BaseIndikatoren
pH-Wert
In einer Protolysereaktion bezeichnet man die Säure und die nach Protonenabgabe
daraus entstandene Base als korresponierendes Säure-Base-Paar. Sie
unterscheiden sich um ein Proton. Beispiel: H2O/OH- sowie NH4+/ NH3
Lösungen, die Oxoniumionen (H3O+) enthalten.
= Laugen; Lösungen, die Hydroxidionen enthalten (OH-)
Stoffe oder Geräte, die den Zustand eines chemischen Systems anzeigen können
Farbstoffe, die durch ihre Eigenfarbe anzeigen, ob eine saure, alkalische oder
neutrale Lösung vorliegt.
Beispiele:
 Phenolphthalein (saure Lösung  farblos; neutral  farblos; alkalische
Lösung  pink)
 Lackmus (saure Lösung  rot; neutral violett; alkalische Lösung  blau)
 Bromthymolblau (saure Lösung  gelb; neutral  grün; alkalische Lösung
 blau)
Das Maß für die Oxoniumionen- und Hydroxidionenkonzentration in einer Lösung.
Die pH-Skala umfasst die Zahlen von 0-14.
 pH < 7: saure Lösung
(Oxoniumionenkonzentration > Hydroxidionenkonzentration)
 pH = 7: neutrale Lösung
(Oxoniumionenkonzentration = Hydroxidionenkonzentration)
 pH > 7: alkalische Lösung
(Oxoniumionenkonzentration < Hydroxidionenkonzentration)
Neutralisation
Die Konzentration
einer Lösung
Saure und alkalische Lösungen neutralisieren sich, wenn die Stoffmenge der
Oxoniumionen der Stoffmenge der Hydroxidionen und dies zu Wasser reagieren:
H3O+ + OH-  2 H2O
Daneben entsteht das jeweilige Salz (in gelöster Form).
Die Stoffmengenkonzentration c gibt die Stoffmenge des gelösten Stoffes pro
Volumen der Lösung an. Die Stoffmengenkonzentration lässt sich durch eine
Titration ermitteln.
Einheit: mol/l
Titration
Redoxreaktionen
Oxidation
Reduktion
Elektronendonator
Elektronenakzeptor
Konzept der
Oxidationszahl (OZ)
= Maßanalyse
Prinzip: Zur Lösung eines Stoffs unbekannter Konzentration (Probelösung) wird so
viel von einer Lösung bekannter Konzentration (Maßlösung) zugefügt, bis ein
Indikator den Endpunkt der Umsetzung (Äquivalenzpunk) anzeigt. Aus dem
Verbrauch an Maßlösung wird die Stoffmengen-konzentration an Probelösung
ausgerechnet.
= Reduktions-Oxidations-Reaktionen: Reaktionen, bei welchen Elektronen von
einem Elektronendonator auf einen Elektronenakzeptor übertragen werden.
= Abgabe von Elektronen
= Aufnahme von Elektronen
= Reduktionsmittel  gibt Elektronen ab ( wird oxidiert) und reduziert den
Reaktionspartner
= Oxidationsmittel  nimmt Elektronen auf ( wird reduziert) und oxidiert den
Reaktionspartner
 Formales Hilfsmittel um zu entscheiden, ob eine Reaktion eine Redoxreaktion
ist oder nicht
Redoxreihe
Galvanische
Elemente
Elektrolyse
 Vorgehensweise: In einer Elektronenpaarbindung ordnet man die
Bindungselektronen formal jeweils dem elektronegativeren Atom zu. Es
ergeben sich fiktive, also formale Ladungen = Oxidationszahlen
 ändern sich in der Reaktionsgleichung die OZ einzelner Atome, handelt es sich
um eine Redoxreaktion
Metalle werden nach ihrem Reduktionsvermögen in eine Reihe eingeordnet
werden, die sog. Redoxreihe der Metalle.
Galvanische Elemente liefern elektrischen Strom. Sie wandeln chemische Energie in
elektrische Energie um (Batterie).
= erzwungene Redoxreaktion
die Reaktionsabläufe in galvanischen Elementen werden durch Anlegen einer
Gleichspannung umgekehrt.
Allgemeine Elektrodenbezeichnung:
1) Kathode: hier findet die Reduktion statt.
2) Anode: hier findet die Oxidation statt.