Chemie - Klasse 09

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Ionennachweise
9C1
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Schreibweise
von Reaktionsgleichungen9C2
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Alkali- und Erdalkalimetalle: Flammenfärbung:
+
2+
2+
Na :gelb, Ca : rot, Ba : grün
Halogene: Niederschlagsreaktionen
AgCl weiß, AgBr:gelblich, AgI gelb
Gase:
Sauerstoff: Glimmspanprobe
Wasserstoff: Knallgasprobe
Kohlendioxid: Kalkwasser (weißer Niederschlag)
Wortgleichung
z. B. Silbernitrat und Kochsalz reagieren zu
Silberchlorid (weißer Niederschlag) und
Natriumnitrat
Stoffgleichung
AgNO3 + NaCl à AgCl + NaNO3
Ionengleichung
+
–
+
–
+
Ag +NO3 + Na + Cl à AgCl + Na + NO3
•
–
gekürzte Ionengleichung
+
–
Ag + Cl à AgCl
stöchiometrisches Rechnen
9C3
n(X): Stoffmenge einer Stoffportion in mol
N(X): Teilchenzahl einer Stoffportion (keine Einheit!)
m(X): Masse einer Stoffportion in g, kg,...
M(X): molare Masse einer Stoffportion in g/mol
V(X): Volumen einer Stoffportion in L, m3...
NA: Avogardrokonstante 6,022 *10
1/mol
VM: molares Volumen 22,4 L/mol
c(X): molare Konzentration in mol/L
N(X )
V (X )
m( X )
n( X ) =
n( X ) =
n( X ) =
NA
VM
M (X )
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Molekülgeometrie
9C4
23
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c( X ) =
n( X )
VLösung
Elektronenpaarabstoßungs-Modell:
Bindungselektronenpaare um Zentralatom (ZA) nehmen
größtmöglichen Abstand zueinander ein
Grundfiguren •abhängig von Anzahl aller Elektronenpaare
um Zentralatom
4:Tetraeder (CH4), 3:trigonal- planar (BF3), 2:linear (CO2)
Ableitung: Grundfigur ermitteln, je nach Zahl freier
Elektronenpaar tatsächliche Struktur ableiten
Bsp. NH3: 4 Paare à Grundfigur Tetraeder
1 freies Paar à pyramidal
Besonderheiten
freie Elektronenpaare brauchen etwas mehr Raum; Winkel:
CH4:109°, NH3: 107°, H2O: 105°
Doppel- und Dreifachbindungen haben etwa gleichen
Raumanspruch wie Einfachbindungen: CO2 à linear
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Elektronegativität (EN)
und Folgen
9C5
zwischenmolekulare
Wechselwirkungen
9C6
Wasser
9C7
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Definition: Maß für die Fähigkeit, ein / mehrere
gemeinsame / s Elektronenpaar an sich zu ziehen (je
größer EN, desto stärker der Zug,
Werte auf Rückseite des PSE)
Folgen:
unpolare Bindung, wenn EN < 0,3)
polare kovalente Bindung, wenn EN > 0,3
Dipol: wenn polare kovalente Bindung und Molekül
asymmetrisch (alle außer Tetraeder, trigonal-planar,
linear)
Ionenbindung, wenn EN > 1,7
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je stärker, desto höher der Schmelz- und Siedepunkt
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Ordnung nach zunehmender Stärke:
van-der-Waals-Kräfte: unpolare Moleküle
z. B. Kohlenwasserstoffe: CH4, C2H6...
Dipol-Dipol-Kräfte: bei Dipolen (siehe 9C5) z. B. NF3
Wasserstoffbrückenbindungen: zwischen stark positiv
polarisiertem H-Atom und freiem Elektronenpaar von F; O, N
eines anderen Moleküls z. B. H2O
Ion-Dipol-Wechselwirkung: z. B. gelöstes Salz in Wasser
Ion-Ion-Wechselwirkung: zwischen Kationen und Anionen in
Salzen
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Lebensgrundlage (Mensch 60 % Wasser)
Dichteanomalie: größte Dichte bei 4 °C
Oberflächenspannung à Wasserläufer
Wasserstoffbrücken: hohe Siedetemperatur
Lösungsmittel
Hydratation (= Wassermoleküle lagern sich um
Ionen) von Ionen z. B. bei NaCl
Ausbildung von Wasserstoffbrücken, z. B. bei
Ethanol (Trinkalkohol)
1
Säuren und Säurereste9C8
Säure
Säurerest
HCl(aq)
Cl
Name des Restes
–
Chlorid
—
2
H 2SO 4
HSO 4
3
H 2 SO 3
HSO 3-/SO 32—
4
HNO 3
NO 3
—
NO 2
—
5
HNO 2
/SO 4
2—
Hydrogensulfat / Sulfat
Hydrogensulfit /Sulfit
Nitrat
Nitrit
—
6
H 2 CO 3
HCO 3
2—
CO 3
Hydrogencarbonat
Carbonat
7
H 3 PO 4
H 2PO 4—
HPO 42—
PO 43—
Dihydrogenphosphat
Hydrogenphosphat
Phosphat
8
HAc (CH 3COOH)
Ac(CH 3COO )
Acetat
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liegen in Wasser als Ionen vor (Metallkationen und
Hydroxidionen) NaOH à Na+ und OHwichtige Basen = Laugen
Natronlauge: NaOH(aq)
Kalilauge: KOH(aq)
Barytwasser = Bariumhydroxid: Ba(OH)2 (aq)
Kalkwasser = Calciumhydroxid in Wasser Ca(OH)2 aq
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Sonderfall: Ammoniakwasser: NH3(aq):
in Wasser als NH4+ + OH-
Basen
9C9
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Säuren:
Darstellung: lösliches Metalloxid oder Wasserstoffhalogenid in Wasser geben
Protonendonatoren
Säuren, Basen,
Ampholyte,9C10
bilden in Wasser Oxoniumionen (H3O+)
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Basen:
Darstellung: lösliches Nichtmetalloxid oder Alkalimetall in
Wasser geben
Protonenakzeptoren
bilden in Wasser Hydroxidionen (OH-)
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Ampholyte, z. B. H2O
reagieren je nach Partner als Säure oder Base
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Indikatoren9C11
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pH-Wert9C12
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(lat. indicare = anzeigen): zeigen durch Farbe an, ob
eine wässrige Lösung sauer, neutral oder basisch
(=alkalisch) ist
Lackmus: sauer: rot; neutral: violett; alkalisch:
blauUniversalindikator (= Indikatorengemisch)sauer:
rot, neutral: grün, alkalisch: blau
gibt an, ob eine wässrige Lösung neutral (7),
bzw. wie stark sauer (0-6) oder alkalisch (8-14)
eine wässrige Lösung ist.
Maß für die H3O+-Ionenkonzentration einer
Lösung
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Neutralisation
9C13
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Redoxreaktion9C14
Ermittlung der OZ9C15
Redoxreaktion: Reduktion und Oxidation kommen
stets gemeinsam vor
2 Definitionen:
1. Bezug auf Sauerstoff
Oxidation = Aufnahme von Sauerstoff
Reduktion = Abgabe von Sauerstoff
2. Bezug auf Elektronen
Oxidation = Abgabe von Elektronen
Reduktion = Aufnahme von Elektronen
(Ermittlung mit Hilfe von Oxidationszahlen)
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Herleitung: Elektronegativitäten der Bindungspartner
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Oxidationszahl (OZ) eines Elements ist stets 0
OZ des Atoms in einem einatomigen Ion entspricht Ladung
des Ions
H in Verbindung mit Nichtmetallen OZ+I
Fluor hat immer OZ –I.
Sauerstoff hat i. d. R. OZ –II (außer in H2O2)
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Aufstellen von
Redoxgleichungen9C16
Säure + Base à Salz (aus Basenkation und
Säurerest) + Wasser
Äquivalenzpunkt: n(H3O+) = n(OH-)
Titration: Bestimmung der
Stoffmengenkonzentration von Säuren oder
Basen mit Hilfe einer Lösung bekannter
Konzentration (=Maßlösung)
Summe der OZ aller Atome eines Moleküls ist 0
Summe der OZ eines Ions ist gleich der Ionenladung
1. OZ aller Atome ermitteln
2. aus Differenz der OZ aufgenommene / abgegebene
Elektronen ermitteln
3. Teilgleichungen für Ox / Red aufstellen:
3.1 Ox: e- stehen rechts, Red e- stehen links
+
3.2 Ladungsausgleich: saures Milieu: H3O ,
-
basisches = alkalisches: OH
3.3 Atombilanz (H und O mit H2O)
3.4 Elektronenausgleich
4. Gesamtgleichung angeben